ELETROQUÍMICA. paginapessoal.utfpr.edu.br/lorainejacobs. Profª Loraine Jacobs DAQBI

Transcrição

1 paginapessoal.utfpr.edu.br/lorainejacobs Profª Loraine Jacobs DAQBI

2 Semi-Reações Utilizadas para facilitar o balanceamento de reações de oxi-redução: Maneira conceitual de representação pois não há elétrons livres; Espécie oxidada e reduzida formam o par redox Mg 2+ /Mg

3 Semi-Reações de Oxidação e Redução Semi-reação de Oxidação: Elétrons perdidos sempre aparecem do lado direito da flecha. Par redox: Mg 2+ /Mg Semi-reação de Redução: Elétrons ganhos sempre aparecem do lado esquerdo da flecha. Par redox: O 2 /O 2- Semi-reações somadas expressam a reação redox completa.

4 Os metais, em forma elementar ou reduzida, têm uma maior predisposição em ceder elétrons (oxidação) para outras espécies químicas que ao recebê-los se reduzem. Os metais nesta forma elementar atuam como agentes redutores, pois induzem outras espécies químicas a se reduzirem. Os metais em suas formas catiônicas ou formas já oxidadas, pelo fato de terem cedido elétrons e ficado com carga positiva, tem mais tendência a receberem elétrons (redução) e atuarem como agentes oxidantes, ao induzirem que outras espécies químicas se oxidem e cedam elétrons para eles.

5 Série de reatividade dos metais. Aumento do poder como agente redutor (Oxidação)

6 ELETROQUÍMICA Reações Espontâneas Conversão de energia química em energia elétrica Pilhas e Baterias Reações Não - Espontâneas Conversão de energia elétrica em energia química Eletrólise

7 Teoria da Eletricidade Animal Em 1786,ao dissecar uma rã próxima de um gerador eletrostático, Luigi Galvani notou que as pernas da rã sofriam fortes contrações. Também observou esse fenômeno quando rãs penduradas em ganchos de cobre que, ao serem balançadas pelo vento, tocavam uma estrutura de ferro.

8 Células Eletroquímicas Corrente (fluxo de elétrons) é produzida por reação química espontânea ou usada para forçar uma reação química não espontânea. Células Galvânicas ou Voltaicas São células onde ocorrem reações químicas espontâneas para produção de corrente elétrica.

9 Células Galvânicas Estrutura Dois eletrodos, ou condutores metálicos, que fazem contato elétrico com o conteúdo da célula; Ânodo(-): Eletrodo onde ocorre a oxidação Elétrons saem do eletrodo. Cátodo (+): Eletrodo onde ocorre a redução Elétrons entram no eletrodo. Eletrólito: meio condutor iônico dentro da célula Íons: Partículas carregadas que se movimentam em solução

10 Células Galvânicas

11 Pilhas ou Baterias Células galvânicas em série onde a corrente produzida (voltagem) é a soma das correntes(voltagem) de cada célula galvânica. Alessandro Volta (1800) 1ª Pilha Elétrica Discos de Cu e Zn embebidos em H 2 SO 4

12 Soluções Ácidas Liberação de Gases tóxicos 1836 John Daniell Célula de Daniell ou Pilha de Daniell Utilização de sais substituindo os ácidos Reação redox Zn(s) + Cu 2+ Zn 2+ + Cu(s) é espontânea

13 Pilha de Daniell Tempo Tempo

14 Pilha de Daniell Semi-Reações Zn - Semi-reação de oxidação: Znº Zn e - Cu Semi-reação de redução: Cu e - Cuº Reação Global: Znº + Cu 2+ Zn 2+ + Cuº

15 Pilha de Daniell Montagem e Funcionamento Porcelana porosa Passagem dos íons Zn 2+ e SO 4 2-

16 Pilha de Daniell Após tempo de funcionamento Reação até o términos dos reagentes Reação reversível Equilíbrio: V = 0

17 Pilha de Daniell Ponte Salina A função da ponte salina é permitir a movimentação de íons de um copo para outro (nos dois sentidos).

18 Notação para as células Representa o que ocorre nos dois eletrodos Diagrama de célula Pilha de Daniell Zn (s) Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) Cu (s) Quando houver ponte salina Pilha de Daniel Zn (s) Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) Cu (s)

19 Eletrodo Padrão de Hidrogênio(EPH) Nem todas as reações envolvem um sólido redutor Condutor metálico inerte para fornecer ou remover elétrons Pt mais utilizada Potencial de Eletrodo = Zero Potencial dos demais eletrodos referência Representação Pt(s) H 2 (g) H + (aq)

20 Tabela de Potenciais-Padrão de Redução

21 Potencial Padrão da Célula ( Eº) ou Força Eletro Motriz (FEM) Diferença entre os potenciais-padrão dos dois eletrodos. Eº = Eº(cátodo) Eº(ânodo) Ex: Zn (s) Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) Cu (s) Eº = Eº (Cu 2+, Cu)- Eº(Zn 2+, Zn)

22 Potencial Padrão de Oxidação e Redução Diferença entre os potenciais medidos entre o EPH e o eletrodo metálico. Tendo como referência os potenciais de redução Valores positivos Adquire elétrons Agente Oxidante Valores Negativos Cede Elétrons Agente Redutor

23 Potencial Padrão da Célula ( Eº) ou Força Eletro Motriz (FEM) Este valor depende diretamente de : Natureza dos metais formadores da pilha Das concentrações das soluções utilizadas Da temperatura em que a pilha estiver funcionando

24 Potencial Padrão da Célula ( Eº) ou Força Eletro Motriz (FEM) Natureza dos metais formadores da pilha Fator mais importante Ânodo empurra elétrons para o circuito Cátodo puxa elétrons do circuito Quanto maior a tendência do ânodo em soltar elétrons e do cátodo em puxar elétrons maior será a FEM da pilha

25 Potencial Padrão da Célula ( Eº) ou Força Eletro Motriz (FEM) Concentração das soluções utilizadas Mudança de concentração Deslocamento de equilíbrio Diminuição da FEM Zn 0 (s)+ CuSO 4 ( aq) ZnSO 4 (aq) Cu 0 (s) 1 mol/l Concentração padrão de soluções em uma célula eletroquímica

26 Potencial Padrão da Célula ( Eº) ou Força Eletro Motriz (FEM) Temperatura da Pilha Temperatura Influi em todas as reações químicas Pode aumentar ou diminuir a FEM da pilha 25ºC Temperatura padrão em uma célula eletroquímica

27 Potencial Padrão da Célula ( Eº) ou Força Eletro Motriz (FEM) Zn 0 2H Zn 0 Zn ( aq) 2e 2H 2 ( aq) 2e H 2 ( aq) Zn ( g) 2 ( aq) H 2 ( g) De acordo com o eletrodo utilizado o EPH poderá receber ou ceder elétrons sendo cátodo ou ânodo

28 Previsão da Espontaneidade das Reações de Oxi-Redução Eº negativo Reação não espontânea Eº positivo Reação espontânea

29 Previsão da Espontaneidade das Reações de Oxi-Redução Reação: Zn + FeCl 2 Zn 2+ + Fe 0 é espontânea?

30 Previsão da Espontaneidade das Reações de Oxi-Redução Reação: 2NaCl + Br 2 2NaBr + Cl 2 é espontânea?

31 Pilhas Portáteis

32 Pilhas portáteis Energia mais cara do que a energia elétrica Vantagem Mobilidade Baterias de automóveis Pilha de Leclanché (Pilha seca) Pilhas alcalinas Célula combustível

33 Baterias Acumulador de energia Gaston Planté Pilhas ligadas em série Bateria de 12V 6 séries 2V cada

34 Baterias Vantagens Corrente elevada em pouco espaço de tempo Recarregáveis Desvantagens Peso elevado Solução ácida Produção de gases tóxicos/vazamento Alternativa Baterias blindadas Pasta eletrolítica Pilhas secas

35 Pilha Seca Pilha de Leclanché

36 Pilha Seca Pilha de Leclanché

37 Pilha Alcalina 2

38 Pilha Alcalina Troca do NH 4 Cl (ácido) por KOH ou NaOH (básico) 50% mais energia KOH /NaOH melhor condutor menor resistência à movimentação de carga

39 Célula Combustível Células de combustão processo contínuo Calor utilizado para produzir eletricidade

40 Célula Combustível Mais utilizada Célula combustível de Hidrogênio Célula Combustível