AULA 12 Eletroquimica, Notas de aula de Engenharia Ambiental

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Eletroquímica

Eletroquímica

QUÍMICA

QUÍMICA

QUÍMICA GERAL

QUÍMICA GERAL

Lei da conservação de massa : a quantidade de cada elemento

presente no início da reação deve estar presente no final.

Conservação da carga: os elétrons não são perdidos em uma

reação química, ou seja, os elétrons recebidos e doados devem

estar balanceados.

Semi-reações

As semi-reações são um meio conveniente de separar reações de

oxidação e de redução.

Balanceamento de equações

Balanceamento de equações

de oxirredução

de oxirredução

Semi-reações

As semi-reações para

Sn

2+

( aq ) + Fe

3+

( aq ) → Sn

4+

( aq ) + Fe

3+

( aq )

são

Sn

2+

( aq ) → Sn

4+

( aq ) +2e

Fe

3+

( aq ) + 1e

→ Fe

2+

( aq ) (x2)

Equação balanceada: Sn

2+

( aq ) + 2Fe

3+

( aq ) → Sn

4+

( aq ) + 2Fe

3+

( aq )

Balanceamento de equações

Balanceamento de equações

de oxirredução

de oxirredução

Exemplos de Semi-reações

1. Ni( s ) + Ce

4+

( aq ) → Ni

2+

( aq ) + Ce

3+

( aq )

2. Cl

2

(g) + I

( aq ) → Cl

( aq ) + I

2

( s )

3. Al

3+

(aq) + Ca(s) → Al( s ) + Ca

2+

( aq )

Balanceamento de equações

Balanceamento de equações

de oxirredução

de oxirredução

Um exemplo mais antigo de pilha voltaica é a pilha de Daniell

Zn( s ) + Cu

2+

( aq ) → Zn

2+

( aq ) + Cu( s )

Durante a reação, o Zn( s ) é oxidado a Zn

2+

( aq ) e o Cu

2+

( aq ) é

reduzido a Cu( s ).

Ponte salina:

NH

4

NO

3

ou KCl.

A força eletromotiva (fem) é a força necessária para empurrar os

elétrons através do circuito externo. É medido pelo um voltímetro.

Potencial de célula: E

cel

é a fem de uma célula.

Para a célula voltaica Zn-Cu, por exemplo, o pontecial da célula a

25 ºC é 1,10 V.

Zn( s ) + Cu

2+

( aq, 1 mol/L ) → Zn

2+

( aq, 1 mol/L ) + Cu( s ) Eº

cel

= + 1,10 V

Fem de pilhas

Fem de pilhas

E °cel= +0,76 V

E °cel = E °red(catodo) - E °red(anodo)

0,76 V = 0 V - E °red(anodo)

Conseqüentemente, o E °red(anodo) = -0,76 V.

Os potenciais padrão de redução devem ser escritos como as

reações de redução:

Zn

2+

( aq ) + 2e- → Zn( s ) E °red = -0,76 V

Baterias ou pilhas

Baterias ou pilhas

Uma bateria é um recipiente

contendo uma fonte de força

eletroquímica com uma ou mais

células voltaicas.

Quando as células são conectadas

em série, maiores FEMs podem ser

alcançadas.

As pilhas podem ser:

primárias: não são recarregáveis,

ex. Pilhas alcalinas de Zn e de Hg.

Secundárias: recarregável ou

restaurada. Ex. Bateria de chumbo,

bateria de níquel-cádmio, etc

O ânodo dessa pilha consiste em zinco

metálico em pó imobilizado em um gel

em contato com uma solução

concentrada de KOH (daí o nome pilha

alcalina).

• O cátodo é uma mistura de MnO

2

(s) e

grafite, separados do anodo por um

tecido poroso.

Baterias ou pilhas

Baterias ou pilhas

Pilhas alcalinas

As reações são complexas, mas é aproximadamente representada:

Anodo: Zn( s ) + 2OH

( aq )→ Zn(OH)

2

( s ) + 2e

Catodo: 2MnO

2

( s ) + 2H

2

O( l ) + 2e

→ 2MnO(OH)( s ) + 2OH

( aq )

A produção direta de eletricidade a partir de combustíveis ocorre

em uma célula de combustível.

Nos vôos à lua da Apollo a célula de combustível H

2

-O

2

era a fonte

primária de eletricidade.

Catodo: redução de oxigênio:

2H

2

O( l ) + O

2

( g ) + 4e

→ 4OH

( aq )

Anodo:

2H

2

( g ) + 4OH

( aq ) → 4H

2

O( l ) + 4e

Células de combustível

Células de combustível

Corrosão do ferro

As reações de corrosão são reações redox espontâneas que produz

um composto não-desejado.

• Uma vez que E °

red

(Fe

2+

) < E °

red

(O

2

), o ferro pode ser oxidado pelo

oxigênio.

Cátodo: O

2

( g ) + 4H

( aq ) + 4e

→ 2H

2

O( l ).

Ânodo: Fe( s ) → Fe

2+

( aq ) + 2e

O oxigênio dissolvido em água normalmente provoca a oxidação

de ferro.

O Fe

2+

inicialmente formado pode ser ainda mais oxidado a Fe

3+

que forma a ferrugem, Fe

2

O

3

.

x H

2

O( s ).

A oxidação ocorre no local com a maior concentração de O

2

Corrosão

Corrosão

Prevenindo a corrosão do ferro

A corrosão pode ser impedida através do revestimento do ferro

com tinta ou um outro metal.

O ferro galvanizado é revestido com uma fina camada de zinco.

O zinco protege o ferro uma vez que o Zn é o anodo e Fe é o

catodo:

Zn

2+

( aq ) +2e

→ Zn( s ), E °

red

= -0,76 V

Fe

2+

( aq ) + 2e

→ Fe( s ), E °

red

= -0,44 V

Com os potenciais padrão de redução acima, o Zn é mais

facilmente oxidável do que o Fe.

Corrosão

Corrosão

Corrosão

Corrosão

O zinco libera seus elétrons

para o ferro e como

resultado, o zinco, e não o

ferro é oxidado.

O zinco sozinho sobrevive à

exposição ao ar e à água,

porque, como o alumínio é

passivado pelo óxido

protetor.