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eletroquimica
Tipologia: Trabalhos
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GEE012: Química fundamental. Professor: Luiz Alfredo Pavanin.
Equipe
30 de outubro de 2012.
A eletroquímica é o ramo da química que trata da conversão da energia elétrica em energia química e vice-versa. Os processos eletroquímicos envolvem reações de oxirredução, que resultam em uma energia liberada, no caso das
É importante resaltar, que para completar o circuito elétrico, é necessário que haja um modo que permita a passagem dos cátions e dos ânions. Para satisfazer essas solução são conectadas por uma ponte salina, um tubo que contém uma solução eletrolítica inerte, como NH 4 NO 3 ou KCl, para impedir que essa solução
venha a fluir dentro dos compartilhamentos adaptamos ela com disco sinterizado em cada uma das extremidades do tubo ou misturando um material gelatinoso como ágar-ágar, à solução eletrolítica. Assim, ao mesmo tempo em que os elétrons se fluem pelo fio condutor, na célula zinco-cobre, são formados os íons Zn 2+^ e íons Cu2+^ convertidos em cobre metálico no eletrodo de cobre. Como dito anteriormente, a ponte salina, permite completar o circuito elétrico entre as duas soluções e, por conseguinte, facilita o movimento dos íons de um compartilhamento para outro. Abaixo segue uma figura que representa esse processo.
O fato de haver um fluxo de corrente elétrica do ânodo para o cátodo deve-se a uma diferença de potencial entre os dois eletrodos. Experimentalmente, conforme mostrado na figura acima, é usado um voltímetro para a medir a diferença de potencial elétrico entre o ânodo e o cátodo, nesse caso, a leitura (em volts) é chamada de potencial da célula. Também é comum o uso dos termos força eletromotriz ou fem (E) e voltagem da célula para designar o potencial. Para a célula de Daniell, E = 1,104 V, a temperatura de 298K e concentrações molares iguais de CuSO 4 e ZnSO 4.
A notação convencional usada para representar as células voltaicas é o digrama de célula. Para a célula de Daniel:
Zn( s ) | ZnSO 4 (1M) || Cu 2+^ (1M) || Cu( s )
A barra vertical simples representa uma fronteira de fase. As barras verticais duplas denotam a ponte salina. Por convecção, o ânodo é escrito primeiro, à esquerda das linhas duplas, e os outros componentes aparecem na ordem em que os encontraríamos ao ir do ânodo para o cátodo. As concentrações das soluções são usualmente indicadas no diagrama de célula.
Uma bateria é uma célula galvânica ou um conjunto de células galvâncias ligadas em séria, que pode ser observada como fonte de corrente elétrica contínua em um potencial constante. Embora o funcionamento de uma bateria seja semelhante no seu princípio, ao das células galvânicas, uma bateria tem a vantagem de ser completamente autônoma e não necessitar de componentes auxiliares como pontes salinas. Alguns tipos de baterias de uso corrente, também comumente designadas pilhas são: pilha seca, bateria de mercúrio, bateria de chumbo e células a combustível.
Corrosão é o termo geralmente usado para designar a deterioração de metais por um processo eletroquímico. Encontramos à nossa volta muitos exemplos de corrosão. A ferrugem do ferro, o escurecimento da prata e a pátina, película verde formada sobre o cobre e o bronze, são alguns deles. A corrosão prova enormes danos em edifícios, pontes, navios e automóveis. O exemplo mais comum é do ferro, que na presença de oxigênio gasoso e água, enferruja. Existem vários métodos para proteger os metias da corrosão. A maioria deles tem como objetivo impedir a formação de ferrugem. Um procedimento eficaz é pintar a superfície do metal com uma tinta. Outro processo, é o tratamento do metal com um agente oxidante forte, como o ácido de nítrico concentrado, forma-se uma camada fina de óxido.
Ao contrário das reações de oxirredução espontâneas em que há conversão da energia química em energia elétrica, a eletrólise é o processo no qual a energia
Global: 2Na+^ ( l ) + 2Cl - ( l ) 2Na( l ) + Cl 2 ( g )
Estimativas teóricas indicam que para esse processo global a tensão é cerca de -4V, ou seja, não é espontâneo. Considerando a perda de energia, seria necessário que a bateria fornecesse uma energia maior que 4V. Veja a figura abaixo.
A água não se decompõe espontaneamente para formar hidrogênio e oxigênio gasoso porque a variação de energia livre padrão associada à reação é positiva e elevada (Gº = 474,4 KJ/mol). Contudo, podemos forçar a reação para que ela ocorra, em outras palavras, realizar a eletrólise.
A água pura não possui íons suficientes para conduzir uma quantidade deseja de corrente, portanto, é necessária que se insira uma quantidade determinada de solução de H 2 SO 4 porque, nesse caso, existem íons suficientes para conduzir a
eletricidade. Percebe-se que a reação ocorre pelo surgimento de bolhas de gás em ambos os eletrodos. Veja a figura abaixo.
Veja as reações abaixo:
Ânodo (oxidação): 2H 2 O( l ) O 2 ( g) + 4 H +^ ( aq ) + 4e-
Cátodo (redução): 4[H+^ ( aq ) + e -^ ½ H 2 ( g
Global: 2H 2 O( l ) 2H 2 ( g ) + O 2 ( g )
Observa-se que não há consumo de H 2 SO 4.
Boa parte da pesquisa em eletroquímica foi realizada por Michael Faraday. Ele foi o criador dos termos ânodo, cátodo, eletrodo, eletrólito e eletrólise. Faraday descobriu, por volta de 1833, que a quantidade de alteração química que ocorre durante a eletrolise é diretamente proporcional a quantidade de carga elétrica que passa através da célula eletrolítica. Por exemplo, a redução do íon de cobre em um catodo é descrita pela equação:
Cu 2+^ ( aq ) + 2e Cu ( s )
Análise: a semirreação balanceada servirá como ferramenta para relacionar alterações químicas com medidas de corrente elétrica. O íon que está sendo reduzido é o , logo a semirreação neste caso é:
Cu2+( aq ) + 2e -^ Cu ( s )
Portanto, 1 mol Cu ↔ 2 mol O produto da corrente (em ampères) pelo intervalo de tempo (em segundos) nos dará a quantidade de carga (em Coulomb). Utilizando a constante de Faraday, podemos então calcular a quantos mols de elétrons equivale esta carga. A partir desse último resultado, calculamos então o numero de mols de cobre e, finalmente, a massa desse metal, utilizando sua massa atômica. SOLUÇÃO primeiro converte as horas em segundo; 2h = 120 min = 7200s. Multiplica-se então a corrente por este intervalo de tempo, para obter o número de Coulomb (1C = 1 A x 1s). (7200s) x (1,5A) = 10800 A s = 10800C Como 1 mol e-^ ↔ 9,65x10^4 C, logo:
10800 C x = 0,11 mol e-^.
Agora se utiliza a relação entre mols de e -^ e mols de Cu obtida da semirreação, juntamente com a massa atômica do cobre.
0,11 mol e-^ x () x () = 3,5 g de Cu.
Não há como monitorar a atividade de um único íon, portanto, é impossível medir o potencial exato de um único eletrodo. Por isso, em geral, as medidas são feitas em relação a um padrão arbitrário, que é usualmente o eletrodo de hidrogênio. Veja a reação abaixo:
2H+^ + 2e -^ H 2 ( g ), E° = 0,00.
O potencial do eletrodo é uma propriedade intensiva, cujo valor depende apenas do tipo de substancia, da concentração e da temperatura e não do tamanho do eletrodo ou da quantidade de solução presente. Além disso, as reações de eletrodo são reversíveis. Dependendo das condições, qualquer eletrodo pode agir com ânodo ou como cátodo. Quando revertemos uma reação de eletrodo, o valor numérico de E° permanece o mesmo, porem seu sinal muda.
O potencial de eletrodo-padrão para qualquer célula eletroquímica pode ser prontamente obtido a partir dos dados da tabela abaixo.
CHANG, Raymond. REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO E ELETROQUÍMICA. Conceitos Essenciais. Química Geral. Pág.: 621 a 653.
Brady, Russell, Holum. Química, a matéria e suas transformações. 3ºed. Volume 2. Pág.: 175 a 202.
