Eletroquímica Para Jovens do Ensino Médio

Um Seminário Sobre ELETROQUÍMICA COMPLETO, para quem tem duvida sobre o assunto e procura aprender um pouco mais ESTE é o SEMINÁRIO CERTO.

1. Eletroquímica Por Thomaz Lins

2. Índice

3. Introdução à Eletroquímica A Eletroquímica é o ramo da química que estuda as reações químicas que ocorrem em uma solução envolvendo um condutor (um metal ou um semicondutor ) e um condutor iônico o ( eletrólito ), envolvendo trocas de elétrons entre um eletrodo e o eletrólito.

4. Este campo científico abrange todos os processos químicos que envolvam transferência de elétrons entre substâncias, logo, a transformação de energia química em energia elétrica. Quando tal processo ocorre, produzindo transferência de elétrons, resultando espontaneamente corrente elétrica quando ligado a um circuito elétrico ( interruptores, linhas de transmissão, gerador etc. ) ou produzindo a diferença de potencial entre dois POLOS é chamado de pilha ou bateria . Quando tal processo é ocasionado, induzido, pela ação de uma corrente elétrica de uma fonte EXTERNA, este processo é chamado de Eletrolise . Conceito & Definição

5. História da Eletroquímica

6. Os Químicos ingleses John Daniell (direita) & Michael Faraday (Esquerda), ambos creditados como os fundadores da eletroquímica atual . Os Químicos ingleses John Daniell ( direita) & Michael Faraday (Esquerda), ambos creditados como os fundadores da eletroquímica atual.

7. John Frederic Daniell 1790 - 1845 PILHA ELÉTRICA Michael Faraday 1791 - 1867 Eletricidade & Magnetismo Eletromagnetismo

8. A primeira pilha eletroquímica foi criada em 1800, por Alessandro Volta , que utilizou discos (chamados de eletrodos) alterados de cobre e zinco , separadas por algodão embebido em solução salina . O nome “pilha” advém da sobreposição dos diversos discos de metal e algodão. Alessandro Volta 1745 - 1827

9. John Frederic Daniell , em 1836, construiu uma pilha com, eletrodos de cobre e zinco, mas cada eletrodo ficava em uma célula individual, possuindo um tubo, chamado de “ponte salina”, que ligava os dois cubos, aumentando sua eficiência . Este tipo de disposição passou a ser chamada de pilha de Daniell . John Daniell 1790 - 1845

10. Descrição da Eletroquímica Descrição da Eletroquímica

11. Os elementos envolvidos em uma reação eletroquímica são caracterizados pelo número de  elétrons ( carga negativa ) que têm. O número de oxidação de um  íon ( átomo perdeu ou ganhou elétrons ) 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 .

12. Uma reação na qual ocorrem oxidação e redução é chamada de reação  redox . Para uma reação ser considerada eletroquímica, deve envolver passagem de  corrente elétrica  em uma distância limitada maior que a distância interatômica . Uma reação eletroquímica é uma  reação redox  que ocorre com a simultânea passagem de corrente entre dois  elétrons .

13. A corrente que circula no meio reacional pode ter duas origens: No próprio meio, quando então tem-se uma  pilha  eletroquímica. Gerada por uma  fonte elétrica  externa, quando então tem-se uma  célula elétrica Em ambos os casos, tem-se sempre dois elétrodos ( duas fontes ): Ânodo : elétrodo para onde se dirigem os  ânodo  ou, alternativamente, onde se formam  cátodo . Nesse elétrodo sempre ocorre  corrosão , com conseqüente perda de massa, e sempre ocorre oxidação dos ânodos ou, alternativamente a formação dos cátodos a partir do metal do elétrodo ( quando então tem-se também uma oxidação ). Cátodo : elétrodo para onde se dirigem os cátodos. Nesse elétrodo ocorre sempre depósito, e também redução dos cátodos.

14. Oxidação do Ânodos Formação dos Cátodos

15. No estudo das  células eletroquímicas  ( pilhas ou células eletrolíticas ) mediante a  termodinâmica , faz-se uso de uma abordagem de  equilíbrio  - a corrente que passa pela célula é  infinitesimal , a reação ocorre mediante pequenas passagens de carga pelos elétrodos (pela lei da conservação de carga a carga que entra por um elétrodo é a mesma que sai pelo outro ). Nesse caso, a célula se caracteriza por uma  força eletromotriz  ou  f.e.m .  (ε). Na  prática  pode-se dizer que consiste numa diferença de potencial em circuito aberto. Essa diferença de potencial é função de fatores tais como  concentração  dos reagentes ,  solvente ,  temperatura  e, em muitíssima menor contribuição, a pressão.

16. No meio reacional, os  íons  ( átomo que perdeu ou ganhou elétrons ) tem geralmente diferentes "velocidades", que normalmente são baixas, devido a  viscosidade  que eles têm de vencer. Para se medir tais "velocidades", define-se a  mobilidade  de um íon. A mobilidade iônica ( u ) de um íon consiste na sua velocidade na direção do campo elétrico de intensidade unitária, e tem unidades m s -1 /V m -1   ou , simplesmente m 2  s -1  V -1 . Por outro lado, em regiões próximas aos elétrodos, a  cinética  toma outras feições, já que então depende de fenômenos de superfície, o que forçosamente envolve a noção de energia superficial.

17. Por outro lado, em regiões próximas aos elétrodos, a  cinética  toma outras feições, já que então depende de fenômenos de superfície, o que forçosamente envolve a noção de energia superficial. De qualquer modo, os íons movimentam-se e sofrem  oxirredução  sempre envoltos em algumas camadas de solvente, ou seja, estão sempre  solvatados . Essa é a razão principal pelo qual os íons se movimentam com dificuldade. A solvatação ( composto iônico se dissolve sem em substâncias polares sem formar substâncias novas ) é determinada, em grande parte, por dois fatores: a carga do íon e seu raio. Como o jogo de interações múltiplas entre os íons é muito complexo, faz-se uso de simplificações, principalmente quando se admitem grandes diluições.

18. Solvatação

19. De outro modo, a noção de concentração não é inteiramente útil, no sentido de que não mede diretamente o que acontece. Como sofrem múltiplas interações, elas se somam de forma complexa, em grandes concentrações. Então é mais conveniente usar o conceito de  atividade . No caso de uma  célula eletroquímica , em função da complexidade dessas interações, não segue necessariamente a  lei de Ohm . Ou seja, a  corrente elétrica  não é proporcional à  tensão elétrica  aplicada à célula. Uma pilha útil é aquela na qual o potencial gerado tem alguma vantagem sobre o custo da pilha. Para obter-se um bom potencial, é necessário que a diferença entre os potências do ânodo e do cátion seja grande: o agente redutor deve ter potencial negativo e o oxidante deve ter potencial positivo.

20. M e c a n i s m o s

21. Para entender-se os processos químicos envolvidos, estabeleceremos as reações químicas da pilha de Volta e de Daniell . Sendo cátodo o eletrodo positivo, e sendo o eletrodo onde ocorre a redução, ocorre ganho de elétrons. O ânodo sendo o eletrodo negativo, é o eletrodo onde ocorre oxidação, ocorrendo perda de elétrons.

22. As semi-equações das reações que ocorrem: Cu 2+  + 2 e -  → Cu (s) o íon cobre (Cu 2+ ) da solução é reduzido pelos dois elétrons, por 2 e - , que são providos pela corrente elétrica. Zn (s)  → Zn 2+  + 2 e - o zinco metálico é oxidado, formando íon zinco (Zn 2+ ) e há a liberação de dois elétrons, 2 e - . Estes elétrons liberados serão os responsáveis pela geração da corrente elétrica do sistema (no caso, a pilha). Cu 2+  + 2 e -  → Cu Zn  → Zn 2+  + 2 e - ______________________Zn + Cu 2+  → Zn 2+  + Cu

23. Com o prosseguimento da reação, ocorrerá formação de cobre metálico, que se deposita no eletrodo de cobre, em sua superfície, enquanto o eletrodo de zinco é corroído, pois o zinco estará se transformando em íons que passarão para a solução de  sulfato de zinco .

24. Conclusão A Eletroquímica é o processo que estuda a transformação de energia química em energia elétrica e vice-versa . A transformação é através das reações químicas entre os elementos presentes na reação, onde um perde eletros e outro ganh a . Todos os processos envolvem reações de oxidação.

25. F I M Email : [email protected] Fontes: http ://www.infoescola.com/quimica/eletroquimica / https :// pt.wikipedia.org/wiki/Eletroqu%C3%ADmica http:// www.grupoescolar.com/pesquisa/eletroquimica.html http://www.infoescola.com/quimica/eletrolise-ignea /