Capítulo 20

1. Capítulo 20 Eletroquímica PROF. DR. ÉLCIO BARRAK DOUGLAS APARECIDO SOARES – 14436 RAMON MORAES RIBAS ROSA – 14463 UNIVERSIDADE FEDERAL DE ITAJUBÁ

2. Tópicos • Introdução • Equações de oxirredução • Balanceamento de equações de oxirredução • Células voltaicas • Fem de pilhas • Espontaneidade de reações redox • Efeito da concentração na fem da pilha • Baterias ou pilhas • Corrosão • Eletrólise

3. Introdução • A eletroquímica é o estudo das relações entre a eletricidade e as reações químicas. • A abordagem da eletroquímica fornece uma visão de tópicos diversos como a fabricação de baterias, a espontaneidade de reações, a corrosão de metais e a galvanização elétrica.

4. Equações de oxirredução • Como saber se uma equação é de oxirredução? • Observar o nox. • Nem sempre numa reação de redox há transferência de elétrons. • Agente Oxidante  Sofre redução • Agente Redutor  Sofre oxidação

5. Balanceamento de Equações Redox • Obedecer às regras: • Lei da Conservação das Massas; • Elétrons recebidos e doados devem estar balanceados. Processo para balanceamento através de semi-reações.

6. Balanceamento de Equações Redox • Procedimento: • Separar a equação em duas semi-reações; • Balancear as semi-reações; • Adicionar H2O, e H+(meio ácido) ou OH-(meio básico), se necessário; • Somar as semi-reações; • Verificar a quantidade de átomos e cargas.

7. Células Voltaicas Dispositivos nos quais há transferência de elétrons por um caminho externo, realizando trabalho elétrico. • Uma célula voltaica é composta por: • Dois elétrodos (metal-solução); • Circuito interno; • Circuito externo.

8. Células Voltaicas Observar que o elétrodo onde ocorre oxidação é chamado ânodo e o elétrodo onde ocorre redução é chamado cátodo. Os compartimentos da célula voltaica são chamados de semicélula; nas semicélulas ocorrem as semi-reações de oxidação e redução. Com o circuito fechado há fluxo de elétrons do ânodo para o cátodo.

9. Células Voltaicas • Ponte Salina: • Tem a mesma função do disco de vidro poroso: manter as soluções eletricamente neutras pela troca de íons; • Contém um sal iônico, por exemplo NaNO3(aq),incorporado em um gel; • Os ânions fluem para o ânodo, e os cátions para o cátodo.

10. Células Voltaicas Há corrosão do elétrodo que sofre oxidação, e deposição no elétrodo que sofre redução.

11. Fem de Pilhas A diferença de potencial entre dois elétrodos em uma célula voltaica fornece a força diretora que empurra os elétrons por um circuito externo. Essa diferença é chamada força eletromotriz ou fem. Equação de determinação de potenciais padrão: Eocel = Eored (cátodo) – Eored (ânodo)

12. Fem de Pilhas Em uma célula voltaica, a reação do cátodo é sempre a que tem o valor de Eored mais positivo (ou menos negativo).

13. Fem de Pilhas É adotada como referência a semi-reação de redução de H+ tal qual abaixo: 2 H+(aq,1mol/L) + 2 e- H2(g,1atm) Eored = 0,00 V O elétrodo que produz essa semi-reação é chamado EPH (elétrodo-padrão de hidrogênio).

14. Fem de Pilhas • Observações: • Quando atribuímos um potencial a uma semi-reação, escrevemos essa reação como uma redução; • A variação do coeficiente estequiométrico em uma semi-reação não afeta o valor do potencial-padrão de redução; • Quanto mais positivo o valor de Eored maior a força diretora para redução.

15. Espontaneidade de Reações Redox Basicamente, um potencial positivo indica um processo espontâneo e um potencial negativo indica um processo não- espontâneo. Em uma reação espontânea, à temperatura e pressão constantes a variação na energia livre (ΔG) é dada por: ΔG = -nFE

16. Espontaneidade de Reações Redox • Onde: • n = Número de elétrons transferidos na reação; • E = fem; • F = Constante de Faraday: • 1 F = 96485 C/mol = 96485 J/V.mol ΔG negativo indica uma reação espontânea.

17. Efeito da Concentração na Fem da Pilha ΔG = ΔGo + RT . ln(Q) Como ΔG = -nFE, temos: -nFE = -nFEo + RT . ln(Q) Dividindo a equação por –nF chegamos a equação de Nernst: E = Eo - RT . ln(Q) nF

18. Efeito da Concentração na Fem da Pilha Pilhas de Concentração É uma pilha onde o cátodo e ânodo possuem a mesma espécie química, variando apenas nas concentrações.

19. Efeito da Concentração na Fem da Pilha A reação total da pilha da figura anterior é: Podemos calcular a fem da pilha citada usando a equação de Nernst, a equação a 298K fica:

20. Efeito da Concentração na Fem da Pilha Fem da Célula e Equilíbrio Químico Quando E = 0, a reação atinge o equilíbrio e Q = Keq. Utilizando a equação de Nernst para T = 298K (25ºC): log Keq = nEo . 0,0592

21. Efeito da Concentração na Fem da Pilha Os Batimentos Cardíacos Diferentemente do que normalmente se pensa, o coração é controlado por impulsos elétricos, e não apenas uma bomba mecânica. Os impulsos elétricos que fazem com que o coração bata resultam da eletroquímica e das propriedades das membranas semipermeáveis. Nos músculos cardíacos, a diferença de concentração dos íons K+ gera uma pilha de concentração.

22. Efeito da Concentração na Fem da Pilha Os Batimentos Cardíacos As células marcapasso são aquelas que controlam a taxa de contração do coração. Se essas células não funcionam direito, pode-se implantar cirurgicamente um marcapasso artificial. Este é uma pequena bateria que gera os pulsos elétricos necessários para disparar as contrações do coração.

23. Baterias ou Pilhas Bateria ou pilha é uma fonte de energia eletroquímica fechada e portátil que consiste em uma ou mais células voltaicas. • Tipos de Pilha: • Primária: Não pode ser recarregada; • Secundária: Pode ser recarregada.

24. Baterias ou Pilhas • Algumas utilizações da eletroquímica no dia-a-dia: • Bateria de chumbo e ácido (bateria automotiva); • Pilhas Alcalinas; • Baterias de níquel-cádmio, níquel-hidreto metálico e íon lítio (baterias de dispositivos eletrônicos portáteis que demandam altas energias); • Células de combustível (conversão da queima de combustíveis em energia elétrica).

25. Corrosão As reações de corrosão são reações redox espontâneas nas quais um metal é atacado por alguma substância em seu ambiente e é convertido em um composto não-desejado. Um exemplo de corrosão é a oxidação do ferro, a qual pode ser prevenida com um revestimento de pintura ou outro metal, como estanho ou zinco. O ferro revestido com uma fina camada de zinco é chamado ferro galvanizado.

26. Corrosão Proteção catódica é definida como a proteção de um metal contra corrosão tornando-o cátodo em uma célula eletroquímica. O ânodo de sacrifício é o metal oxidado que protege o cátodo.

27. Eletrólise A eletrólise é baseada na utilização de energia elétrica provinda de uma fonte externa para permitir que uma reação não- espontânea ocorra. As reações geradas pela energia externa são chamadas reações de eletrólise e ocorrem em células eletrolíticas. Por exemplo, a decomposição do cloreto de sódio fundido: 2 NaCl(l) 2 Na(l) + Cl2(g)

28. Eletrólise Representação do exemplo anterior

29. Eletrólise Eletrólise de Soluções Aquosas Na eletrólise de soluções aquosas temos de verificar se a água é oxidada ou reduzida ao invés dos íons do sal. Eletrólise com Elétrodos Ativos Os elétrodos empregados nesta eletrólise participam da reação. Por exemplo a galvanoplastia.

30. Eletrólise Aspectos Quantitativos da Eletrólise A estequiometria de uma semi-reação mostra quantos elétrons são necessários para atingir um processo eletrolítico. ... ...

31. Eletrólise Trabalho Elétrico Para qualquer processo espontâneo o trabalho máximo útil (wmáx) realizado pela célula voltaica é ΔG = -nFE. Quando usamos uma célula eletrolítica, portanto utiliza-se uma fonte de energia externa, o trabalho é dado por: W = nFEext

32. Exercícios Recomendados • 20.88 • 20.93 • 20.97 • 20.100 • 20.103 • 20.109 • 20.112 • 20.113 • 20.116 • 20.117

33. Referências Bibliográficas • Brown, Lemay, Bursten. Química: A Ciência Central • http://www.google.com.br