CQ049 FQ Eletroquímica

Transcrição

1 CQ049 FQ Eletroquímica prof. Dr. Marcio Vidotti LEAP Laboratório de Eletroquímica e Polímeros mvidotti@ufpr.br

2 O que será oferecido no curso: Apresentar os princípios básicos em Eletroquímica como soluções eletrolíticas, condutividade e cinética; aplicações tecnológicas envolvendo reações redox e as principais visões modernas e perspectivas futuras no emprego desta área da Química. Forma de avaliação: Serão aplicadas duas provas teóricas e eventualmente exercícios de fixação ao final das aulas. Referências Bibliográficas: (1) Atkins, P. W. Physical chemistry, Oxford, 5ª ed. (2) Bard, A.; Faulkner, L.R. Electrochemical Methods John Wiley & sons.2 nd ed. (3) Atkins, P.W.; Jones, L. General Chemistry, Freeman Co. 3 rd ed. (4) Castellan, G. W. Fundamentos de Físico-Química, LTC, vol. 1 (5) Moore, W. J. Físico-Química, Edgard Blücher, tradução da 4ª ed. americana, vol. 1 e 2 (6) Maron, S. H. & Prutton, C. F. Principles of physical chemistry, Collier McMillan, 4ª edição (7) Antropov, L. I. Theoretical eletrochemistry, Editora MIR, Moscow, (8) Damaskin, B. B. & Petri, O. A. Fundamentos de la electroquímica teórica, Ed. MIR, Moscow, (9) Levine, I. N. Physical chemistry, McGraw-Hill, 3ª ou 4ª edição.

3 F.E.M. cinética de transferência de carga fenômenos de interface balanço de cargas soluções eletrolíticas

4 PRINCÍPIOS BÁSICOS DE FQ GASES TERMODINÂMICA ELETROQUÍMICA

5 propriedades da matéria

6 propriedades da matéria interações moleculares

7 criação de modelos Modelos são criados para explicar os fenômenos da natureza, a partir de hipóteses simplificadas que podem ser continuamente melhoradas até a reprodução do fenômeno investigado, criando uma lei. observação da natureza criação de modelos experimentos

8 criação de modelos Iniciaremos os estudos em FQ com os gases; Criação de modelos (gás perfeito): interações intermoleculares Em um gás perfeito (ou ideal) não há nenhum tipo de interação entre as moléculas / átomos; nem forças atrativas / repulsivas (E P = 0) A única contribuição energética de um gás perfeito é sua VELOCIDADE (Energia Cinética) que está diretamente relacionada com a TEMPERATURA

9 criação de modelos Criação de modelos (gás perfeito): volume Um gás perfeito possui massa, mas seu volume pode ser considerado desprezível, podendo ser considerado um ponto puntiforme Partimos de duas situações extremamente simples na criação do modelo: 1 Ausência de interações intermoleculares; 2 O gás possui massa, mas desprezaremos seu volume;

10 o experimento de Boyle P = F / A P gás = P atm + P col = P atm + mgh Pressão de um gás: choque das moléculas na superfície do recipiente

11 o experimento de Boyle A uma temperatura constante, o volume ocupado por uma massa definida de um gás é inversamente proporcional à pressão

12 o experimento de Boyle

13 o experimento de Boyle Cálculos empregando a lei de Boyle Uma amostra de gás ocupa 12 L sobre uma pressão de 1,2 atm. Qual seria seu volume se a pressão for elevada a 2,4 atm?

14 a lei de Charles nitrogênio líquido Explique em termos moleculares o que você entende pelo experimento acima

15 a lei de Charles Em seus estudos envolvendo gases, Robert Boyle percebeu que aquecendo-se uma amostra de um gás, seu volume aumentava, mas ele não seguiu adiante com essa observação. Em meados de 1800 dois cientistas franceses, Jacques Charles e Joseph Gay-Lussac iniciaram os estudos envolvendo a expansão de gases com o aumento da temperatura.

16 a lei de Charles

17 a lei de Charles diferentes pressões Perguntas: (i) Admitindo este experimento, como foi possível variar as pressões? (ii) Qual a explicação para o comportamento em D?

18 o experimento de Boyle

19 leis combinadas

20 postulado de Avogadro Em 1811, Amadeo Avogadro postulou que:

21 o experimento de Boyle

22 equação dos gases ideais

23 exemplo

24 a lei de Dalton

25 a lei de Dalton

26 energia potencial gases reais gás ideal gás ideal 0 distância entre as moléculas gás real gás real

27 gases reais Na criação do modelo dos gases ideais, adotamos como hipóteses iniciais: Não há nenhum tipo de interação entre as moléculas do gás; O gás possui uma massa m, mas não um volume; Partindo de pv = nrt Podemos ajustar o modelo para que as medidas reais se aproximem aos valores calculados: Equação de van der Waals

28 gases reais Coeficientes do virial Nas isotermas mostradas abaixo, podemos claramente perceber os efeitos das interações moleculares no comportamento do gás real, nos volumes molares grandes e nas altas temperaturas, as isotermas reais diferem pouco das isotermas dos gases perfeitos. Essas pequenas diferenças podem ser ajustadas segundo: pv M = RT (1 + B p + C p ) Ou convenientemente, a expansão pode ser feita: pv M = RT (1 + B/V M + C/V M ) Essas duas expressões são versões da equação do estado do virial. Os coeficientes B, C, etc. são os coeficientes do virial

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30 Conceitos básicos O universo se divide em duas partes: Sistema: é a parte do universo que estamos observando e estudando, pode ser o vaso de uma reação, uma pilha eletroquímica ou uma célula biológica, etc. Vizinhanças: parte do universo vizinha do sistema e de onde fazemos as observações e medidas. Fronteira: separação entre o sistema e suas vizinhanças

31 Conceitos básicos A fronteira diatérmica é permeável à passagem de energia na forma de calor; O sistema pode ser: Aberto: troca matéria e energia com as vizinhanças; Fechado: troca apenas energia com as vizinhanças; Isolado: não permite a troca nem de matéria nem energia A fronteira adiabática não é permeável à passagem de energia na forma de calor, mesmo que haja uma diferença de temperatura entre o sistema e as vizinhanças;

32 Conceitos básicos A unidade física fundamental da termodinâmica é o trabalho (W), há trabalho quando um corpo é deslocado contra uma força que se opõe ao deslocamento. CO 2(s) CO 2(g)

33 Energia - trabalho A energia de um sistema é sua capacidade de efetuar trabalho. Quando se faz trabalho sobre um sistema, a capacidade do mesmo de efetuar trabalho aumenta, então, a energia do sistema aumenta. O contrário também é valido. A energia não pode ser aleatoriamente criada, apenas convertida ou transformada. W E 1 E 2 E 2 = E 1 + W Na produção de energia nuclear há uma reação de fissão auto-sustentada, que ocorre em um reator, normalmente imerso num tanque com uma substância moderadora e refrigerante - água. A água é aquecida e vaporizada pelo reator, passando em seguida por turbinas que acionam geradores, para assim produzir energia elétrica.

34 Energia - calor A energia de um sistema é também pode ser alterada pela variação de temperatura, ou transporte de calor (q). Um processo que cede energia na forma de calor são chamados de exotérmicos, e aqueles que consomem energia, na forma de calor, são chamados de endotérmicos. aquecimento E 1 E q 2 E 2 = E 1 + q

35 1ª lei da termodinâmica W aquecimento E 1 E q 2 E 1 E 2 E 2 = E 1 + q E 2 = E 1 + W A energia interna de um sistema (U) só pode ser alterada mediante trocas de calor (q) ou na realização de trabalho (W) U F U I = DU = q + W du = dq + dw

36 Trabalho de expansão O trabalho de expansão de um gás confinado em um pistão móvel é dado pela seguinte expressão: dw = - F dz O sinal negativo significa que o deslocamento está sendo efetuado contra uma força no sentido oposto, e o sistema está gastando energia, realizando trabalho; dw = - p x A dh O trabalho será diretamente relacionado pela variação de volume, A dh = dv: dw = - p ext x dz

37 Função de estado Uma função de estado é aquela em que sua variação depende APENAS dos seus estados inicial e final, onde qualquer tipo de ganho / perda de calor / trabalho ENTRE esses dois estados não são levados em consideração. H 2 O (g) Estado final (U F ) pico H 2 O (l) DU = U F - U I H 2 O (s) Estado inicial (U I ) Independe de quaisquer estados intermediários base

38 Ciclo de Born-Haber Calcular a energia do retículo de um cristal de NaCl, que é definido como o calor liberado quando um mol de cristal de NaCl é formado a partir de um mol de íons gasosos sódio e cloreto; Como H é uma função de estado, se somar os processos do ciclo, chegaremos a H F = H I, desta forma, DH = 0; DH 1 + DH DH N = 0 (CICLO)

39 Lei de Hess

40 Entalpia (H) Entalpia (H) A definição de entalpia (H): A variação da energia interna não é igual ao calor recebido pelo sistema quando o volume não for constante. Nessa situação, parte da energia fornecida como calor volta para as vizinhanças na forma de um trabalho de expansão, desta forma du < q. Neste caso, o calor fornecido a pressão constante é igual a variação de outra propriedade termodinâmica, a entalpia (H). A entalpia se define por: H = U + pv Quando trabalhamos em situações onde a pressão é constante, podemos convenientemente dizer que: dh = dq (quando p é constante) E em uma variação finita: DH = q p

41 Termoquímica Entalpias de transições de fase A variação de entalpia padrão que acompanha uma mudança de estado físico é a entalpia padrão da transição, representado por D trs H ϴ. sólido líquido gasoso D fus H ϴ D vap H ϴ D sol H ϴ D con H ϴ

42 Termoquímica A entalpia é uma função de estado, desta forma a variação depende apenas dos estados inicial e final

43 Termoquímica Entalpias padrão de formação A entalpia padrão de formação, D f H ϴ, de uma substância é a entalpia padrão da reação de formação do composto a partir dos respectivos elementos, cada qual no seu estado de referência, ou seja, sua forma mais estável em determinada temperatura e a pressão de 1 bar.

44 Termoquímica Lei de Hess A lei de Hess diz que: a mudança de entalpia de uma reação é a mesma, independente dela ocorrer em uma ou mais etapas... Ou seja, entalpia é uma função de estado. Considere a seguinte reação: O D R H desta reação não pode ser medido diretamente, porém indiretamente podemos obter a variação da entalpia através das seguintes reações: Rearranjando-as de maneira adequada:

45 Termoquímica Energia de ligação: Em qualquer reação química, ligações são rompidas e formadas. Podemos utilizar esses conceitos básicos no estudo da termoquímica, onde a energia de ligação (E L ) é a quantidade de energia necessária para quebrar um mol de ligações em uma substância covalente gasosa para formar os produtos, considerando p e T constantes. Quanto maior for a E L, mais difícil será quebrá-la.

46 Termoquímica Energia de ligação: somente para gases

47 Termoquímica Energia de ligação:

48 2ª lei da termodinâmica Espontaneidade Algumas coisas acontecem, outras não... A segunda lei da termodinâmica trata da espontaneidade de processos. Até agora, vimos pela termoquímica que processos espontâneos liberam energia e processos não-espontâneos absorvem energia. Agora porém, vamos introduzir um outro parâmetro termodinâmico chamado entropia (S). A entropia está diretamente relacionada com a dispersão de energia do sistema, ou de forma mais geral, na desordem de um sistema. Um processo entropicamente espontâneo é aquele onde há um aumento na desordem do sistema, como visto abaixo: S I S F DS = S F S I Se o processo é espontâneo, DS > 0

49 2ª lei da termodinâmica Variação da entropia com a temperatura: O aumento da temperatura irá provocar um aumento na desordem do sistema. Se imaginamos um sistema que é aquecido, sob pressão constante (como a atmosférica), podemos calcular quanto vale o ds, como mostrado abaixo: Como a mudança é feita sob pressão constante, dh = dq Assim, chegamos a dq rev = C P dt, substituindo na equação anterior:

50 2ª lei da termodinâmica Variação da entropia com a temperatura: Dependendo do sistema, ao aquecer uma amostra, ela poderá sofrer mudança de fase, desta forma, o cálculo da variação de entropia para uma transição de fase, pode ser calculado como: Durante uma transição de fase, T é constante e se estamos admitindo um aquecimento a pressão constante, podemos dizer que q trs = D trs H, assim: A variação de entropia durante um aquecimento, levando em consideração as possíveis transições de fase (como mostrado nos gráficos ao lado), pode ser calculada como:

51 Gibbs A energia de Gibbs Vimos que o conceito de espontaneidade está diretamente relacionado com: Fatores Entalpicos (DH) relacionado com o calor liberado / consumido em uma reação; Sabemos que se DH > 0 a reação absorve calor, ou seja não-espontâneo se DH < 0 a reação liberta calor, sendo considerado espontâneo Fatores Entrópicos (DS) relacionado com a dispersão de energia de um processo, ou seja, a desordem do sistema; Sabemos que se DS > 0, a desordem do sistema aumenta, ou seja, é um processo espontâneo se DS < 0, ocorre uma aumento na ordem do sistema, em um processo não-espontâneo Como vimos que tanto a entalpia quanto a entropia são funções de estado, o conceito de espontaneidade será agora relacionado a uma outra função termodinâmica, que abrange tanto os fatores entálpicos quanto os entrópicos, a energia livre de Gibbs (G), que é válida em situações onde a pressão e a temperatura são constantes. A função de Gibbs é dada por: G = H TS dg = dh - TdS

52 Energia livre de Gibbs Gibbs dg = dh dts DG = DH TDS O DG determina se um processo é espontâneo ou não: soluto + solvente solução G PRO > G REA ; DrG > 0 : NÃO Espontânea G PRO < G REA ; DrG < 0 : Espontânea Avanço da reação

53 Gibbs Energia Livre de Gibbs (G) Relaciona as mudanças entalpicas e entropicas de um sistema, em uma situação onde tanto a pressão quanto a temperatura são constantes; em mudanças espontâneas DG < 0. DG = DH - TDS

54 Gibbs Sulfeto de mercúrio II (HgS) é um mineral de coloração vermelha, como mostrado ao lado. Mercúrio líquido pode ser obtido pelo aquecimento do sólido na presença de oxigênio, como mostrado na equação abaixo. Estime qual temperatura esta reação é favorecida: Como DH 0 < 0 e DS 0 > 0, a reação será favorecida em todas as temperaturas

55 Gibbs Estime qual temperatura esta reação mostrada abaixo é favorecida: