ELETROQUÍMICA

EEEP DE SENADOR POMPEU

Disciplina: Química

Prof: Vitor Jr.

3° Ano.

                                                                          ELETROQUÍMICA

Eletroquímica é uma área da química que estuda as reações que produzem corrente elétrica através de reações chamadas de oxidação e redução. Também estuda as reações que ocorrem por intermédio do fornecimento de corrente elétrica, conhecidas como eletrólise.
As reações ocorrem trocas de elétrons entre os átomos e os íons.
A eletroquímica está muito presente no nosso dia-a-dia. Está presente basicamente em pilhas e baterias utilizadas em aparelhos eletrônicos, como celular, controle remoto, lanternas, filmadoras, calculadoras, brinquedos eletrônicos, rádios à pilha, computadores, e muitos outros.

As reações de oxirredução (oxidação e redução) também estão presentes no cotidiano, como na oxidação do ferro (formação da ferrugem), redução de minérios metálicos para a produção de metais, formação do aço, corrosão de navios, etc.

A conversão de energia química em energia elétrica é um processo espontâneo, chamado de pilha ou célula galvânica.
A conversão de energia elétrica em energia química é um processo não-espontâneo, chamado de eletrólise.

NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX) Para a compreensão da eletroquímica, é necessário saber calcular o número de oxidação das substâncias envolvidas em uma reação química. Número de Oxidação ou NOX deve ser calculado da seguinte maneira: 1) Substância Simples: ZERO (porque não há perda e nem ganho de elétrons). Exemplos: H2 NOX  H=0 Fe   NOX Fe = 0 O3     NOX O = 0 2) Átomo como íon simples: Sua própria carga. Exemplos: Na+    NOX Na = 1+ S2-      NOX S = 2- H+      NOX H = 1+ 3) Metais alcalinos à esquerda da fórmula: 1+ Exemplos: NaCl   NOX Na = 1+ LiF      NOX Li = 1+ K2S     NOX K = 1+ 4) Metais alcalino-terrosos à esquerda da fórmula: 2+ Exemplos: CaO   NOX Ca = 2+ MgS   NOX Mg = 2+ SrCl2  NOX Sr = 2+ 5) Halogênios: 1- Exemplos: NaCl   NOX Cl = 1- KF      NOX F = 1- K2Br   NOX Br = 1- 6) Calcogênios: 2- Exemplos: CaO   NOX O = 2- ZnO   NOX O = 2- MgS   NOX S = 2- 7) Ag, Zn e Al: 1+, 2+, 3+ Exemplos: AgCl   NOX Ag = 1+ ZnS    NOX Zn = 2+ Al2S3   NOX Al = 3+ 8) Hidrogênio em composto: 1+ Exemplo: H2O  NOX H = 1+ 9) Hidreto metálico (hidrogênio do lado direito da fórmula): 1- Exemplo: NaH   NOX H = 1- 10) Oxigênio em composto (regra dos calcogênio): 2- Exemplo: H2O    NOX O = 2- 11) Oxigênio com flúor: 1+ e 2+ Exemplos: O2F2     NOX O = 1+ OF2     NOX O = 2+ 12) Peróxidos (oxigênio + alcalino / alcalino terroso): 1- Exemplos: H2O2    NOX 0 = 1- Na2O   NOX 0 = 1- 13) Superóxidos: - Exemplo: K2O4   NOX O = - Cálculo de NOX: Para as substâncias com dois ou mais elementos químicos: - soma do NOX de todos os átomos = zero - soma do NOX de todos os átomo em um íon composto = sua carga Exemplo: Para encontrar o NOX do H na água, sabendo apenas o NOX do O: Pode-se colocar em cima da fórmula o NOX e embaixo o somatório. Assim:   1+  2-               →   NOX   H 2 O               →   elemento químico ______ 2+   2-    =  0    →   somatório Neste caso, o NOX do O é 2-. Multiplica-se o NOX pelo número de átomos de O, então 2- Como a água é uma substância que está no seu estado neutro (não é um íon), o somatório de cargas é zero. O H soma 2+, por este motivo. Para achar o NOX do H, divide-se o número do somatório do H pelo número de átomos de H. Como existem dois átomos de H, o NOX será 1+ Oxirredução É a reação química que se caracteriza pela perda ou ganho de elétrons. É a transferência de elétrons de uma espécie química para a outra. Ocorrem dois fenômenos: oxidação e redução. Oxidação – perda de elétrons, onde aumenta o NOX. Agente redutor Redução – ganho de elétrons, onde diminui o NOX. Agente oxidante Oxi-Redução – quando há transferência de elétrons. PILHAS DE DANIELL Observe a seguinte reação química de oxirredução: Esta reação pode ser feita muito facilmente colocando um pedaço de zinco metálico (Zn°) em um copo com uma solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO4), que é um líquido azul translúcido. Após alguns tempo, cerca de 20 minutos, pode-se observar que o pedaço de metal ficou avermelhado. A parte que ficou vermelha é o cobre (Cu°) que se depositou sobre a placa de zinco. E no fundo do copo há a formação de sulfato de zinco (ZnSO4), conforme a reação acima. Esta experiência que pode ser feita até mesmo em casa, demostra as reações de oxirredução. A experiência feita pelo meteorologista e químico inglês John Frederic Daniell, em 1836, constitui uma pilha formada apartir de reações de oxirredução. Pilha – São reações químicas que produzem corrente elétrica. Daniell montou um sistema com dois eletrodos interligados. Um eletrodo era constituido de uma placa de zinco imersa em um copo com uma solução com íons de zinco, no caso, sulfato de zinco. O outro eletrodo era constituído de uma placa de cobre imersa em um copo com uma solução com íons de cobre, no caso, sulfato de cobre. Chamou o eletrodo de Zinco de ânodo, com carga negativa. Chamou o eletrodo de Cobre de cátodo, com carga positiva. Ânodo ou polo negativo é o eletrodo onde saem os elétrons. Ocorre a reação de oxidação. Cátodo ou polo positivo é o eletrodo para onde vão os elétrons. Ocorre a reação de redução. Com o passar do tempo, os elétrons da placa de zinco vão para a solução, fazendo com que aumente a concentração da solução e corroendo a placa de zinco. No outro eletrodo, ocorre o contrário. Os élétrons da solução de sulfato de cobre se depositam na placa de cobre, diminuindo a concentração da solução e aumentando a massa da placa metálica. Veja como montar as reação que ocorrerem na Pilha de Daniell: 1°) montar a reação do ânodo 2°) montar a reação do cátodo 3°) somar as reações, formando a reação global da pilha. Obs.: Os termos semelhantes, se anulam. No caso, na reação acima, os 2é. Daniell colocou uma ponte salina constituída de um tubo de vidro em U contendo solução de KCl aquoso. A sua função é permitir a migração de íons de uma solução para a outra, de modo que o número de íons positivos e negativos na solução de cada eletrodo permaneça em equilíbrio. Tabela resumida da Pilha de Daniell: ELETRODO REAÇÃO POLO LÃMINA SOLUÇÃO ÂNODO OXIDAÇÃO POLO NEGATIVO (-) CORRÓI CONCENTRA CÁTODO REDUÇÃO POLO POSITIVO (+) AUMENTA DILUI Força Eletromotriz e Potencial de Redução e de Oxidação Antes de realizar a montagem de uma pilha, é necessário saber qual metal vai perder e qual metal vai ganhar elétrons. Para conseguir responder à esta questão, devemos conhecer o conceito de potencial de redução e o potencial de oxidação. O potencial de redução e de oxidação são medidos em volt (V) e é representado pelo símbolo E°. Onde: ΔE°=variação de potencial E° = diferença de potencial (padrão) E°RED = potencial de redução E°OX = potencial de oxidação Padrão: 25°C e 1atm Pode-se utilizar qualquer uma destas fórmulas, dependendo dos dados que são fornecidos. A diferença de potencial pode ser chamada também de força eletromotriz (fem). Quanto maior o E°RED mais o metal se reduz. Quanto maior o E°OX mais o metal se oxida. Em geral, são usadas tabelas com potenciais padrão de redução para indicar se o metal irá se reduzir ou oxidar. Veja o exemplo: Sendo: E°RED Cu = +0,34V E°RED Zn = -0,76V a) Qual metal sofrerá redução? O metal que sofrerá redução é o cobre (Cu) porque possui maior valor, maior tendência a reduzir. b) Qual o valor da ddp desta pilha ou diferença de potencial? Pode-se calcular também, se soubermos qual metal é o cátodo e qual é o ânodo: c) Qual metal sofrerá oxidação? O metal que sofrerá oxidação é o zinco (Zn) porque possui menor valor de potencial de redução. Então possui tendência a sofrer oxidação. Reação Espontânea e Não Espontânea A reação na pilha (ou célula eletrolítica) pode ser espontânea ou não. Quando o potencial padrão da célula eletrolítica é positivo, a reação é espontânea. Quando o potencial padrão da célula eletrolítica é negativo, a reação é não espontânea. Representação IUPAC De acordo com a União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), a representação de uma pilha deve ser da seguinte maneira: ELETRÓLISE Eletrólise é uma reação não espontânea provocada pelo fornecimento de energia elétrica, proveniente de um gerador (pilhas). É o inverso das pilhas. A eletrólise possui muitas aplicações na indústria química, na produção de metais, como sódio, magnésio, potássio, alumínio e etc. Também na produção de não-metais como cloro e o flúor e ainda substâncias como o hidróxido de sódio (soda cáustica) e peróxido de hidrogênio (água oxigenada) e a deposição de finas películas de metais sobre peças metálicas ou plásticas. Essa técnica de deposição em metais é conhecida como galvanização. Os mais comuns são a deposição de cromo (cromagem), níquel (niquelagem), prata (prateação), ouro (dourar), usados em grades, calotas de carros, emblemas, peças de geladeira, jóias, aparelhos de som. É utilizada também na purificação ou refino eletrolítico de muitos metais, como cobre e chumbo. Em processo de anodização, que nada mais é do que uma oxidação forçada da superfície de um metal para que seja mais resistente à corrosão. É feita a anodização em alumínio. Na eletrólise, usa-se eletrodos inertes (que não regem), como o carbono grafite (grafita) ou platina. Para que a eletrólise ocorra deve haver: - corrente elétrica contínua e voltagem suficiente para provocar a eletrólise; - íons livres ( por fusão ou dissolução) Existe a eletrólise ígnea e a eletrólise aquosa.  Eletrólise Ígnea É uma eletrólise onde não há presença de água. Metais iônicos são fundidos (derretidos). Ao se fundirem, eles se ionizam formando íons. A partir desses íons, é formada a corrente elétrica. Reação de fusão (transformação do estado físico sólido para líquido) do NaCl a 808°C: Os eletrodos devem ser inertes. Pode ser carbono grafite ou platina. Estes eletrodos são polarizados, um com carga negativa e o outro com carga positiva e são colocados em uma cubeta com o metal NaCl já fundido. Observe que no desenho há dois eletrodos carregados eletricamente, o polo positivo e o polo negativo, mergulhados em um metal fundido. A reação acima mostra a formação de íons Na+ e íons Cl-. Quando estes íons entrarem em contato com os eletrodos, o íons positivo (Na+) irá para o eletrodo negativo. O íon negativo (Cl-) irá para o eletrodo positivo. No eletrodo negativo haverá formação de sódio metálico (Na°). No eletrodo positivo formará gás cloro (Cl2). Percebe-se a formação de bolhas. O eletrodo positvo é chamado de ânodo e nele ocorre a reação de oxidação. O eletrodo negativo é chamado de cátodo e nele ocorre a reação de redução. A reação do cátodo deve ser multiplicada por 2 para poder cancelar com a reação do ânodo, já que forma gás cloro (Cl2). Eletrólise Aquosa É uma eletrólise onde há a dissociação de um composto iônico em solução aquosa. O eletrodo deve ser inerte. É necessário considerar a reação de auto-ionização da água, onde produz íon H+ e íon OH-. O composto iônico é dissolvido em água, ocorrendoa formação de íons livres, que produzirão a corrente elétrica. Deve ser montada as quatro reações para obter a reação global desta eletrólise. Nesta cuba eletrolítica deve haver água e o composto iônico dissolvidos. Da auto-ionização da água, formará íons H+ e íons OH-. Se o composto for um sal, o NaCl, em contato com a água, formará o íon Na+ e o íon Cl-. Os íons positivos serão atraídos pelo eletrodo negativo e os íons negativos serão atraídos pelo eletrodo positivo. Cada par de íons (positivo e negativo) competirão entre si para ver qual se formará ao redor do seu respectivo eletrodo. Existe uma tabela de facilidade de descarga elétrica, entre cátions e ânions: Cátions: Alcalinos Alcalinos Terrosos Al3+                                         <     H+             <               demais cátions Ordem Crescente de Facilidade de Descarga dos Cátions Ânions: Ânions Oxigenados    <    OH-     <   ânions não-oxigenados   <  halogênios Ordem Crescente de Facilidade de Descarga dos Ânions Observando a tabela, deve-se comparar então os seguintes íons: - Cl- e OH- - H+ e Na+ De acordo com a tabela, o íon Cl- (halogênio) tem mais facilidade do que o íon OH-. De acordo com a tabela, o íon H+ tem mais facilidade do que o íon Na+. Então, formam-se nos eletrodos, o gás hidrogênio (H2) e o gás cloro (Cl2). No polo (-) = H+ No polo (+) = Cl- Reações: Observe que forma o H2 e Cl2. Também forma 2Na+ e 2OH-. Juntando estes dois íons, forma-se 2NaOH. Resumo de Pilhas e Eletrólise Pilha de Daniell Polo + Polo - Cátodo Ânodo Redução Oxidação Aumenta a lâmina Corrói a lâmina Dilui concentração Aumenta concentração Eletrólise Ânodo Cátodo Oxidação Redução Leis da Eletrólise As leis que regem a eletrólise são as leis que relacionam as massas das substâncias produzidas nos elerodos e as quantidades de energia gastas na eletrólise. Essas leis foram estabelecidas pelo físico-químico inglês Michael Faraday, em 1834. Primeira Lei da Eletrólise ou Lei de Faraday “ A massa da substância eletrolisada em qualquer dos elementos é diretamente proporcional à quantidade de carga elétrica que atravessa a solução.” m = massa da substância k = constante de proporcionalidade Q = carga elétrica (Coulomb) Segunda Lei da Eletrólise “ Empregando-se a mesma quantidade de carga elétrica (Q), em diversos eletrólitos, a massa da substância eletrolisada, em qualquer dos eletrodos, é diretamente proporcional ao equivalente-grama da substância. “                                                                 m = massa da substância (g) k2 = constante de proporcionalidade E = equivalente-grama Unindo as duas leis, temos:                                                            Estudamos na Física que: Onde: Q = carga elétrica (C) i = intensidade da corrente elétrica (A) t = tempo (s) Então temos a seguinte expressão: A constante K chamada de constante de Faraday é equivalente a Unindo todas estas informações, temos a equação geral da eletrólise: A carga elétrica de 96500 coulomb recebe o nome de faraday (F). 1 Faraday - É a carga elétrica que produz um equivalente-grama de qualquer elemento em uma eletrólise. - Equivale aproximadamente a 96.500 Coulomb - Equivale a carga de um mol (6,02.1023) de elétrons ou de prótons. Referências Bibliográficas: http://www.soq.com.br/conteudos/em/eletroquimica/p6.php