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									ELETROQUÍMICA
 A eletroquímica estuda o aproveitamento da
  transferência de elétrons entre diferentes
  substâncias para converter energia química em
  energia elétrica e vice-versa.

 Pilhas: conversão espontânea de energia química
  em elétrica.

 Eletrólise: conversão não espontânea de energia
  elétrica em química.
         ”Resuminho”:

 Redução: ganho de elétrons ( diminuição de Nox)

  Oxidação: perda de elétrons ( aumento de Nox)

Redutor: fornece elétrons e se oxida (Nox aumenta)

Oxidante: recebe elétrons e se reduz (Nox diminui)

           O redutor reduz o oxidante

           O oxidante oxida o redutor
Pilhas são dispositivos eletroquímicos que
transformam reações químicas em energia
elétrica.

Cada substância possui uma maior ou menor
tendência de perder elétrons; tendência esta
chamada de "Potencial de Oxidação". Deste
modo, uma substância X que tenha um potencial
de oxidação maior que uma substância Y, irá
perder seus elétrons gradativamente para esta
substância se estiverem as duas juntas.
Dizendo de outro modo: Como a substância Y tem
menor tendência de perder elétrons que a
substância X, a substância Y retirará elétrons da
substância X; com isso, a substância X irá se
oxidar (Oxidação = Perda de elétrons), enquanto
que a substância Y irá se reduzir (Redução = Ganho
de elétrons). E a passagem de elétrons de uma
substância para a outra é a corrente elétrica.
Em fins do século XVIII, um novo ramo da física
fascinava os pesquisadores: a eletricidade. Era
estranho que dois corpos pudessem atrair um ao
outro só porque tinham sido friccionados, gerando
aquele "fluido misterioso" chamado eletricidade.
Alessandro Giuseppe Volta


           Este físico italiano, foi um
           dos    precursores        dos
           estudos     de    fenômenos
           elétricos e conseguiu gerar
           eletricidade por meio de
           reações químicas.
Volta construiu um estranho
aparelho com moedas de cobre,
discos de zinco e discos de feltro
banhados com uma solução ácida,
que servia para produzir com
continuidade um movimento de
cargas elétricas através de um
condutor. Esse aparelho era
chamado pilha porque as moedas
de cobre, os discos de feltro e os
discos de zinco eram empilhados
uns sobre os outros.
A pilha de Alessandro Volta
Esta descoberta tornou
Volta   definitivamente
uma celebridade: em
1801 foi recebido por
Napoleão, que desejava
conhecer o aparelho.
            PILHA DE DANIELL

 O químico inglês John Frederic Daniell construiu
 uma pilha diferente, substituindo as soluções
 ácidas utilizadas por Volta - que produziam
 gases tóxicos – por soluções de sais tornando as
 experiências com pilhas menos arriscadas.
Observe as situações:


      (I)               (II)
Nesse processo ocorrem duas semi-reações:
PILHA DE DANIELL
       PILHA DE DANIELL
Esquema :
”Resuminho”:
     Atenção:

 Oficialmente, por convenção mundial, as pilhas
 são representadas da seguinte maneira:
                Ponte salina

 A finalidade da ponte salina é manter os dois
  eletrodos eletricamente neutros através da
  migração de íons (corrente iônica).
           Corrosão do ferro


• Uma vez que E°red(Fe2+) < E°red(O2), o ferro
pode ser oxidado pelo oxigênio.
• Cátodo: O2(g) + 4H+(aq) + 4e- → 2H2O(l).
• Ânodo: Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e-.
• O oxigênio dissolvido em água normalmente
provoca a oxidação de ferro.
• O Fe2+ inicialmente formado pode ser ainda
mais oxidado a Fe3+,que forma a ferrugem,
Fe2O3 . xH2O(s).
                   Eletrólise
• As reações não espontâneas necessitam de uma
   corrente externa para fazer com que a reação
   ocorra.
• As reações de eletrólise são não espontâneas.
• Nas células voltaicas e eletrolíticas:
– a redução ocorre no cátodo e
– a oxidação ocorre no ânodo.
– No entanto, em células eletrolíticas, os elétrons são
   forçados a fluir do ânodo para o cátodo.
             Eletrólise Ígnea
• Ocorre em altas temperaturas e na ausência
  de água. Nesse tipo de eletrólise o sólido
  iônico deve estar liquefeito por aquecimento
  (fusão), para os íons se deslocarem com
  mais facilidade até os eletrodos e aí se
  descarregarem. Isso se explica porque no
  estado líquido os íons têm livre movimento.
           Eletrólise aquosa

• Nesse caso existem os íons resultantes da
  dissociação iônica do eletrólito e os íons do
  meio aquoso que também participam do
  processo. Esses últimos são: cátions H+ e
  ânions OH-, provenientes da auto-ionização
  da água.
– Nas células eletrolíticas, o ânodo é
positivo e o cátodo é negativo. (Em
células galvânicas, o ânodo é
negativo e o cátodo é positivo.)
Eletrólise com eletrodos ativos


• Considere um eletrodo de Ni ativo e um
outro eletrodo metálico colocado em uma
solução aquosa de NiSO4:
• Ânodo: Ni(s) → Ni2+ (aq) + 2e-
• Cátodo: Ni2+ (aq) + 2e- → Ni(s).
• O Ni se deposita no eletrodo inerte.
• A galvanoplastia é importante para a
proteção de objetos contra a corrosão.
   Aspectos quantitativos da eletrólise


Queremos saber a quantidade de material que obtemos
com a eletrólise.
• Considere a redução do Cu2+ a Cu.
– Cu2+ (aq) + 2e- → Cu(s).
– 2 mol de elétrons se depositarão em 1 mol de Cu.
– A carga de 1 mol de elétrons é 96.500 C (1 F).
– Uma vez que Q = It, a quantidade de Cu pode ser
calculada pela corrente (I) e tempo (t) levado para a
deposição.
         Usaremos para o cálculo:
•   Corrente em Ampéres
•   Tempo em segundos
•   Quantidade de matéria de elétrons
•   Gramas de substância oxidada ou reduzida
•   Volume molar de um determinado gás
    (CNTP)

								
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