Eletroquímica. Eletroquímica: Pilhas Galvânicas. Potencial de redução. Força eletromotriz. Equação de Nernst. Electrólise.

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1 Eletroquímica IX Eletroquímica: Pilhas Galvânicas. Potencial de redução. Força eletromotriz. Equação de Nernst. Electrólise.

2 Eletroquímica A Eletroquímica estuda a relação entre a eletricidade e as reações químicas que ocorrem com transferência de eletrões. 1- O estudo das pilhas e baterias: A energia química é convertida em energia elétrica. Nesses dispositivos, são colocadas espécies químicas para reagirem espontaneamente, havendo transferência de eletrões entre elas. Uma espécie sofre redução, e a outra, oxidação. Essa transferência de eletrões é aproveitada para gerar corrente elétrica 2- O estudo da eletrólise: Ocorre um processo inverso ao que ocorre nas pilhas e baterias, ou seja, a energia elétrica é transformada em energia química de uma forma não espontânea. Isso é feito quando se passa corrente elétrica por um sistema líquido que possui iões dissolvidos, produzindo reações de oxidação-redução. 2

3 Células Galvânicas Célula Galvânica dispositivo em que a reação de oxidação-redução ocorre à distância, sendo o contacto estabelecido através de um fio condutor. -permite a conversão de energia química em energia elétrica através de uma reação de oxidação-redução que ocorre numa interface elétrodo/solução. Célula de Daniell 3

4 Célula de Daniell No ânodo ocorre a seguinte semi-reação de oxidação: Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e - No cátodo ocorre a semi-reação de redução: Cu 2+ (aq) + 2e - Cu(s) A ponte salina contém uma solução aquosa de KCl (por ex). A sua função é manter os iões de Cu 2+ afastados do ânodo de zinco, evitando a transferência direta de eletrões, e permitindo a migração de iões entre os dois compartimentos da célula, consequentemente fechando o circuito e originando a passagem de eletrões pelos fios externos. Este dispositivo permite pois produzir eletricidade a partir da reação de oxidação-redução espontânea. 4

5 Potenciais Padrão O facto de os eletrões se moverem de um elétrodo para o outro indica que existe uma diferença de potencial entre os dois elétrodos. força eletromotriz (f.e.m.), também se pode designar por potencial de pilha, e depende da natureza dos elétrodos, natureza dos iões, concentração dos iões e temperatura. Uma célula galvânica pode ser representada através de um diagrama de célula. A pilha de Daniell pode ser representada através do diagrama seguinte: Zn (s) Zn2+(aq) Cu2+(aq) Cu(s) As linhas verticais representam interfaces, sendo que duas linhas seguidas representam uma junção eletrolítica. Por convenção, o ânodo representa-se do lado esquerdo do diagrama. 5

6 Reações de Oxidação-Redução A f.e.m. de uma pilha é dada por: Eº pilha = Eº cátodo Eº ânodo em que os potencias se referem ao processo de redução. Como se pode conhecer o potencial de um elétrodo se apenas se podem medir diferenças de potencial entre os elétrodos? É necessário utilizar um elétrodo como referência. Por convenção internacional é utilizado o elétrodo padrão de hidrogénio, EPH, ao qual nas condições PTN (1 atm, 25 ºC, [H+ ] = 1 M) é atribuído o potencial de 0 V. Este elétrodo pode funcionar como ânodo ou cátodo dependendo do elétrodo a que estiver ligado. 6

7 Potenciais de Redução 7

8 Reações de Oxidação-Redução A partir da tabela comparam-se quaisquer dois elétrodos. Por exemplo: Eº (Ag + /Ag)= 0.80 V e Eº (Cu 2+ /Cu) = 0.34 V Como 0,80 > 0,34 V, os iões de prata serão reduzidos e o cobre oxidado, em condições padrão. Seja uma pilha constituída pelos elétrodos Zn 2+ /Zn e Fe3 + /Fe 2+ Os potenciais de redução padrão são: Eº (Zn 2+ /Zn) = V e Eº (Fe 3+ /Fe 2+ ) = V A f.e.m. será então: Eºpilha = 0.77 ( ) = 1.53 V 8

9 Equação de Nernst O potencial varia com a concentração das espécies que participam nas reações. Esta dependência é dada pela equação de Nernst. Seja a seguinte reação genérica: a Ox + n e - b Red O potencial de redução, E, é dado por: E = Eº - RT nf ln Red b Ox Sendo, Eº é o potencial de redução padrão, R é a constante dos gases perfeitos, R = J.K -1.mol -1, F é a constante de Faraday, F = C.mol -1, n é o número de eletrões trocados, T é a temperatura absoluta em Kelvin [Red] e [Ox] são as concentrações das espécies reduzida e oxidada, respetivamente. a 9

10 Eletrólise A eletrólise é o processo inverso das pilhas e baterias, isto é, uma corrente elétrica gera uma reação química de oxidação-redução. A eletrólise é um processo não espontâneo que transforma energia elétrica em energia química. Existem dois tipos de eletrólises: * Eletrólise ígnea: é feita com ausência de água. A corrente elétrica passa pela substância iónica na fase líquida (fundida). Um exemplo é a eletrólise do cloreto de sódio (sal de cozinha) fundido, que produz o gás cloro e o sódio metálico. 10

11 Eletrólise Eletrólise em meio aquoso: Os iões são fornecidos pela substância dissolvida na água. Exemplo da utilização da eletrólise : revestimento de peças com metais que se oxidam mais facilmente que o metal constituinte da peça, protegendo-o contra a corrosão. O nome desse processo é eletrodeposição 11