E-books PCNA. Vol. 1 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 10 ELETROQUÍMICA

E-books PCNA Vol. 1 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 10 ELETROQUÍMICA

2 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 10 APRESENTAÇÃO... 3 CAPÍTULO 10... 4 1. ELETROQUÍMICA... 4 1.1. Célula Galvânica ou Pilha... 4 1.1.1. Estrutura da Pilha... 4 1.1.1.1. Representação esquemática para uma pilha.. 9 1.1.1.2. Potencial-padrão de um eletrodo... 10 1.1.1.3. Previsão da força eletromotriz de uma pilha 10 1.1.1.4. Caráter oxidante e redutor de mesmas espécies químicas... 11 10.2. Eletrólise ou Célula Eletrolítica... 11 1.2.1. Eletrólise Ígnea... 12 1.2.2 Eletrólise Aquosa... 13 1.3. Estequiometria das reações eletroquímicas... 15 1.4. Equação de Nernst... 16 Página 2

3 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 10 APRESENTAÇÃO Ao chegar à UFPA, você tem a possibilidade de cursar gratuitamente cursos de nivelamento em Ciências Básicas (Física, Química e Matemática). Assistindo às aulas no próprio ambiente em que cursará sua graduação, isso auxiliará você a adquirir o conhecimento necessário para enfrentar melhor o programa curricular do seu curso. Então seja Bem-vindo ao Curso de Nivelamento em Química Elementar do PCNA. Este é o décimo de uma série de dez E-books que vão lhe acompanhar durante o curso, o professor utilizará este material como apoio às suas aulas e é fundamental que você o leia e acompanhe as atividades propostas. A série E-books PCNA-Química foi desenvolvida com o propósito de apresentar o conteúdo do curso de Química Elementar. Neste fascículo você irá encontrar o conteúdo de Eletroquímica. É bom lembrar que não se pode aprender Química sem alguns pré-requisitos, que muitas vezes não valorizamos por acharmos simples e descomplicados, todavia, atenção e compreensão se fazem necessária. Página 3

4 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 10 Capítulo 10 1. Eletroquímica Em geral, uma célula eletroquímica é um dispositivo em que uma corrente elétrica o fluxo de elétrons através de um circuito é produzida por uma reação química espontânea ou é usada para forçar a ocorrência de uma reação não espontânea. Sendo assim, a eletroquímica propõe uma conversão de energias: converter energia elétrica (eletricidade) em energia química (reação redoxi) e converter energia química em energia elétrica. Quando se consegue, a partir de uma reação química, obter uma certa quantidade de eletricidade (conversão de energia química em energia elétrica), temos uma pilha ou célula galvânica. Quando se utiliza a eletricidade para induzir uma reação redoxi (conversão de energia elétrica em energia química), temos uma eletrólise ou célula eletrolítica. 1.1. Célula Galvânica ou Pilha 1.1.1. Estrutura da Pilha Uma pilha é formada por dois eletrodos, ou condutores metálicos, que fazem o contato elétrico com o conteúdo da célula, e um eletrólito, um meio condutor iônico dentro da célula. Em um condutor iônico, uma corrente elétrica é carregada pelo movimento dos íons. O eletrólito em geral é uma é uma solução de um composto Página 4

5 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 10 iônico em água. A oxidação ocorre em um eletrodo, onde a espécie que está sendo oxidada cede elétrons para o condutor metálico. A redução acontece no outro eletrodo, onde a espécie que está sendo reduzida coleta elétrons do condutor metálico. Podemos imaginar a reação química total como elétrons sendo transferidos de um eletrodo para outro. Esse processo provoca um fluxo de elétrons no circuito externo que une os dois eletrodos e essa corrente pode ser usada para realizar trabalho elétrico. A figura abaixo faz a nomenclatura para os eletrodos: Lembrando que o sinal + é comumente utilizado para representar o cátodo e o sinal - para representar o ânodo. A célula de Daniell é muito utilizado para ilustrar uma pilha, vejamos a seguir uma das formas de ilustração desta pilha: Página 5

6 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 10 Se substituirmos a lâmpada por um voltímetro, verifica-se (a 25ºC e com 1mol/L de Cu²+ e 1 mol/l de Zn²+) que: Nesta pilha a diferença de potencial elétrico é de 1,10V; O potencial do eletrodo de cobre é maior do que o do eletrodo de zinco; Estudos mais detalhados sobre o funcionamento desse dispositivo (com a lâmpada e sem o voltímetro) revelam que, Página 6

7 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 10 com o passar do tempo, à medida que a lâmpada permanece acesa: A concentração de íons cobre (II) diminui na solução da direita; A concentração de íons zinco aumenta na solução da esquerda; A placa de zinco sofre corrosão (desgaste) Sobre a placa de cobre deposita-se mais cobre metálico. Esses fatos indicam que elétrons fluem pelo fio metálico da placa de zinco (menor potencial) para a de cobre (maior potencial). Sendo assim há um aumento de íons Zn²+ na solução, devido a oxidação da placa e uma diminuição de íons Cu²+ na solução, devido o depósito desses íons na placa de cobre, onde tais reações podem ser descritas da seguinte maneira: Página 7

8 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 10 Note que a ponte salina tem papel fundamental para o perfeito funcionamento da célula galvânica, pois é ela a responsável por neutralizar as cargas das soluções (já que o ânodo vai estar com muitos cátions atraindo elétrons para a placa metálica, impedindo a oxidação e o cátodo vai estar com muitos ânions repelindo a chegada de elétrons, impedindo a redução), e também tem como função fechar o circuito para que este possa ter um fluxo contínuo de elétrons tanto na parte externa quanto um fluxo ordenado de cátions e ânions na parte interna. Página 8

9 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 10 1.1.1.1. Representação esquemática para uma pilha Para representar uma célula galvânica deve-se representar as espécies envolvidas na reação, e separá-las por barras. Onde a ponte salina é representada por duas barras verticais ( ), à esquerda da ponte salina fica a equação do eletrodo que sofre a oxidação e à direita fica a equação do eletrodo que sofre a redução. Veja o exemplo para a Pilha de Daniell. Outra forma, e mais comum, de se representar uma pilha é através das semirreações de oxidação e redução, sendo que ambas as reações devem ter o mesmo número de elétrons para que possam ser cancelados e formar a reação global. Veja o exemplo abaixo, também para a Pilha de Daniell. Página 9

10 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 10 1.1.1.2. Potencial-padrão de um eletrodo Para expressar o potencial elétrico na eletroquímica, foi escolhido como referencial o eletrodo-padrão de hidrogênio, a concentração de 1,0mol/L, 100kPa, 25ºC, e a partir deste foram estabelecidos os potenciais padrões (E o ) de cada elemento. É importante destacar que quanto maior o potencial padrão de um elemento, maior é a tendência de receber elétrons, ou seja, de sofrer redução. Por isso, essa grandeza também é conhecida como potencial padrão de redução. (Consulte os potenciais padrões de redução ao final deste material). 1.1.1.3. Previsão da força eletromotriz de uma pilha A força eletromotriz de uma pilha ( Eº), nas condições-padrão é dada pela diferença dos potenciaispadrão de cada eletrodo da pilha e é expressa por: Eº = Eºeletrodo que recebe e - Eºeletrodo que perde e Por exemplo, no caso da pilha de Daniell, temos: Zn 2+ (aq) + 2 e - Zn( s) Cu 2+ (aq) + 2 e - Cu( s) Eºred = - 0,76 V Eºred = + 0,34 V Eº = Eº(recebe) - Eº(perde) Página 10

11 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 10 Eº = EºCu 2+ - EºZn 2+ Eº = + 0,34 - (- 0,76) Eº = + 1,10 V 1.1.1.4. Caráter oxidante e redutor de mesmas espécies químicas É importante destacar que um mesmo eletrodo pode sofrer oxidação ou redução, dependendo da situação. Veja o exemplo a seguir: 1.2. Eletrólise ou Célula Eletrolítica Principais características da eletrólise: o Reação não espontânea o Dividida em Ígnea e Aquosa. o Precisa de energia elétrica para ocorrer Página 11

12 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 10 o Eletrodos presentes em um mesmo compartimento o Existe apenas 1 tipo de eletrólito o As concentrações e pressões não estão nas condições padrões. É importante saber que as nomenclaturas na eletrólise mudam um pouco, como segue: 1.2.1. Eletrólise Ígnea É o nome de uma reação química provocada pela passagem de corrente elétrica através de um composto iônico fundido Acompanhe o exemplo: Página 12

13 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 10 1.2.2 Eletrólise Aquosa É o nome de uma reação química provocada pela passagem de corrente elétrica através de uma solução aquosa de eletrólito. Nesta eletrólise, devemos considerar a facilidade de descarga dos eletrodos em relação à água. Veja a tabela e os exemplos a seguir: Página 13

14 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 10 Página 14

15 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 10 1.3. Estequiometria das reações eletroquímicas Lei de Faraday: A quantidade do produto formado ou do reagente consumido por uma corrente elétrica é estequiometricamente equivalente à quantidade de elétrons fornecidos. Constante de Faraday O módulo da carga elétrica de um mol de elétrons (9,65 x 10 4 ) é conhecido como Constante de Faraday e simbolizado por F. A carga elétrica, em coulombs, que passa por um circuito pode ser calculada multiplicando-se a corrente elétrica (i), em ampères, pelo intervalo de tempo (t), em segundos: Q = i. t Página 15

16 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 10 Assim, usando-se um amperímetro e um cronômetro, pode-se determinar a carga elétrica que sai de um eletrodo, ou que chega a ele. E Esta carga elétrica corresponde a certa quantidade de elétrons fornecidos, permitindo, desta forma, combinar a quantidade de elétrons fornecidos com a razão molar decorrente da estequiometria da reação do eletrodo para deduzir a quantidade do produto obtido. 1.4. Equação de Nernst À medida que uma reação prossegue, as concentrações dos reagentes e produtos se alteram e, numa célula eletroquímica, a ddp (diferença de potencial ou força eletromotriz) se torna zero quando a reação alcança o equilíbrio. O físico-alemão Walther Hermann Nernst (1864-1941) deduziu uma equação que permite calcular a variação do potencial de uma pilha em determinado instante a partir das concentrações em quantidade de matéria das soluções dos eletrodos: E = E 0 RT. ln Q nf Nessa equação, o significado de seus componentes é o seguinte: E 0 é a força eletromotriz ou potencial padrão da pilha correspondente (que se obtém a partir dos potenciais Página 16

17 QUÍMICA ELEMENTAR CAPÍTULO 10 padrões dos eletrodos); n é o número de elétrons transferidos; Q é o quociente de reação; R a constante dos gases ideais em J.K -1.mol -1 ; T é a temperatura em Kelvin e F é a constante defaraday (96.485C.mol -1 ). Esse quociente é o produto das concentrações das espécies ativas do segundo membro da reação de oxi-redução, elevadas a seus respectivos coeficientes estequiométricos (coeficientes que precedem as fórmulas na equação química equilibrada), e seu denominador é o produto análogo das concentrações dos reagentes. Quando a concentração que tem lugar em uma pilha alcança o estado de equilíbrio, a força eletromotriz da pilha torna-se zero, o quociente de reação coincide com a constante de equilíbrio e a equação de Nernst é, então, expressa da seguinte maneira: E 0 = RT. ln K nf Essa expressão possibilita o cálculo da constante de equilíbrio, tendo como base a força eletromotriz padrão. As principais aplicações práticas da equação de Nernst são a determinação eletroquímica do ph de uma solução e a determinação do produto de solubilidade de um sal. Página 17