Eletroquímica - células eletrolíticas

Eletroquímica - células eletrolíticas

1. Eletroquímica Células eletrolíticas

2. A Eletroquímica é a parte da química que estuda o relacionamento entre a corrente elétrica e as reações químicas: - Produção de corrente elétrica, através de uma reação química: pilha- Ocorrência de uma reação química pela passagem da corrente elétrica: eletrólise Para melhor entender a eletroquímica, vamos recordar algo sobre oxidação e redução . Oxidação : Quando uma espécie química perde elétrons na reação.- Redução: quando uma espécie química recebe elétrons na reação.  Eletroquímica

3. Os elementos envolvidos em uma reação eletroquímica são caracterizados pelo número de elétrons que têm. O número de oxidação de um íon é o número de elétrons que este aceitou ou doou quando comparado com seu estado neutro (que é definido como tendo número de oxidação igual a zero). Se um átomo ou íon doa elétrons em uma reação, seu número de oxidação aumenta, se aceita um elétron seu número diminui.A perda de elétrons de uma substância é chamada oxidação, e o ganho é conhecido como redução. História

4. Ânodo: elétrodo para onde se dirigem os ânions ou, alternativamente, onde se formam cátions. Nesse elétrodo sempre ocorre corrosão, com conseqüente perda de massa, e sempre ocorre oxidação dos ânions ou, alternativamente a formação dos cátions a partir do metal do elétrodo (quando então tem-se também uma oxidação). Cátodo: elétrodo para onde se dirigem os cátions. Nesse elétrodo ocorre sempre depósito, e também redução dos cátions. Elétrodos

5. Em pilhas eletroquímicas; Na eletrônica, na produção de placas eletrônicas; Na metalurgia, com a produção de alumínio, de cobre, entre outros; Na produção de commodities industriais, como o hidróxido de sódio; Na operação das células solares; Na biologia, na produção de inúmeras enzimas . Na geologia, com alguns tipos de movimentação na Terra, com a integração das substâncias com polos positivos e negativos . Na usinagem, com a operação de erosão eletroquímica . Aplicações

6. Célula eletrolítica

7. Se denomina célula eletrolítica o dispositivo usado para a decomposição mediante a corrente elétrica de corpos ionizados denominados eletrólitos, ou seja, transforma energia elétrica em energia química . Os eletrólitos podem ser ácidos, bases ou sais. O processo de dissociação ou decomposição realizado na célula eletrolítica ´é chamado de eletrólise. Célula eletrolítica

8. Ionização - É a fase antes da aplicação da corrente elétrica. Para a eletrólise é necessário que o material esteja na forma de íons, obtendo-se isto por dissolução ou fusão do material. Orientação – Nesta fase, uma vez aplicada a corrente os íons se dirigem, segundo suas cargas elétricas, até os pólos positivos ( + ) e negativos ( - ) correspondentes. Descarga – Os ions negativos ou ânions cedem elétrons ao anodo ( + ) e os ions positivos ou cations tomam elétrons do catodo ( - ). Eletrólise

9. Dispositivo eletrolítico

10. Mecanismos Pólos da pilha Pólo positivo – o de menor potencial de oxidação – Cu . Pólo negativo – o de maior potencial de oxidação – Zn . Cátodo e Ânodo Cátodo – placa de menor potencial de oxidação – Cu . Onde ocorre redução. Ânodo – placa de maior potencial de oxidação – Zn . Onde ocorre oxidação. Variação de massa nas placas Placa de maior potencial de oxidação – diminui – Zn . Placa de menor potencial de oxidação – aumenta – Cu .

11. Reações químicas da pilha de Volta e de Daniell . Sendo catodo o eletrodo positivo, e sendo o eletrodo onde ocorre a redução, ocorre ganho de elétrons. O anodo sendo o eletrodo negativo, é o eletrodo onde ocorre oxidação, ocorrendo perda de elétrons . Equação global da pilha Zn (s) + Cu (aq) +2 → Zn (aq) +2 + Cu Mecanismos

12. A pilha de Daniell é representada pela seguinte notação : Zn °/Zn 2+ //Cu 2+ /Cu° Ânodo - Ponte Salina ( // ) - Cátodo Pilha de Volta e de Daniell

13. A parede porosa (de porcelana, por exemplo) tem por função manter constante a concentração de íons positivos e negativos, durante o funcionamento da pilha. Ela permite a passagem de cátions em excesso em direção ao cátodo e também a passagem dos ânions em direção ao ânodo. Atravessando a parede porosa, os íons em constante migração estabelecem o circuito interno da pilha. Ponte salina

14. Ponte salina Na ponte salina os ânions sempre migram no sentido do ânodo e os cátions no sentido do cátodo.

15. No ânodo ( - ) ocorre oxidação: perda de elétrons ( aumento de Nox ). Ânodo ( - ) o eletrodo é o redutor: perde elétrons e se oxida. No cátodo ( + ) ocorre redução: ganho de elétrons ( diminuição de Nox ). Cátodo ( + ) o cátion da solução é o oxidante : ganha elétrons e se reduz Para uma pilha qualquer

16. Os elétrons fluem do ânodo para o cátodo. Uma pilha genérica pode ser representada por : A0 / A+x // B+y/B0 Oxidação // Redução Para uma pilha qualquer

17. Na pilha de Daniell é o eletrodo de zinco que se oxida e o cobre sobre redução . O zinco tem maior tendência em sofrer oxidação. E o eletrodo de cobre tem maior tendência em sofrer redução . Potencial das pilhas

18. Esta tendência em se reduzir pode ser medida pelo potencial de redução . O cobre tem maior potencial de redução que o zinco. Logo, o zinco tem menor potencial de redução que o cobre. Potencial das pilhas

19. Se uma substância X tem maior potencial de redução que uma substância Y . Então quando X e Y estiverem juntas, X irá se reduzir e Y se oxidar. Potencial de reducao

20. Nesse processo ocorrem duas semi-reações:

21. Maior potencial de reducao: catodo, sofrera reducao. Menor potencial de reducao: anodo, sofrera oxidacao . Ânodo e Cátodo

22. O fluxo de eletrons do anodo para o catodo e espontaneo. Os eletrons fluem do anodo para o catodo porque o anodo tem uma energia potencial eletrica mais alta do que o catodo . A diferenca no potencial eletrico e medida em volts. Fluxo de elétrons

23. Um volt e a diferenca de potencial necessaria para conceder um joule de energia para uma carga de um coulomb: V = J/C A forca eletromotriz ( fem ) e a forca necessaria para movimentar os eletrons atraves do circuito externo. Forca eletromotriz

24. Na pilha de Daniell o Zn tende a se oxidar pois apresente menor Potencia de redução ( - 0,76 V). Enquanto cobre apresenta maior Potencial de redução ( + 0,34 V ). DE0 = ( E0red maior ) – ( E0red menor ) DE0 = 0,34 - ( -0,76 ) DE0 = 0,34 + 0,76 DE0 = 1,10 V Calculando o potencial da pilha de Daniell

25. Zn(s) -> Zn (aq) + 2e Cu (aq) + 2e -> Cu(s) Quando DE0 > a reação é espontânea e constitui uma pilha Potencial das pilhas +2 +2

26. Verificar se a reação abaixo é espontânea no sentido direto : Obs: Existe uma trabela informando o potencial ( V ) da semi-redução de recução 3Cu+2 +2 Al0 3Cu0 + 2Al+3 Dados : Cu+2 / Cu0 E0 = 0,34 V Al+3 / Al0 E0 = - 1,68 V Exemplo

27. Uso da Tabela de potenciais Quanto mais positivo o E°red, mais forte e o agente oxidante a esquerda . Quanto mais negativo o E°red, mais forte e o agente redutor a direita.

28. Pilha comum: pilha de Leclanche

29. As pilhas contem alguns metais pesados (mercurio , cadmio) que sao toxicos para os seres vivos. Os metais pesados permanecem no solo, sem se alterarem , durante 50 anos ou mais . O mercurio contamina a agua e o solo e causa doencas no sistema nervoso dos humanos e animais. Pilhas e baterias nao devem ser descartadas no lixo comum. Pilhas comerciais e meio ambiente