Estudo das reações químicas para geração de energia. Células Galvânicas (Pilhas e Baterias): Conversão de Energia Química em Energia Elétrica (Reações Espontâneas) Células Eletrolíticas: Conversão de Energia Elétrica em Energia Química (Reações Não Espontâneas)
Reações de OxiRedução Envolvem movimentação de elétrons Perda ou ganho de elétrons Redução: Ganho de Elétrons Elementro que sofre redução provoca oxidação Agente Oxidante Oxidação: Perda de Elétrons Elemento que sofre oxidação provoca redução Agente Redutor
Semi-Reações de OxiRedução 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. Representação par redox: Forma Oxidada/Forma Reduzida Mg2+/Mg
Série de reatividade dos metais Metais com tendência a perder elétrons Baixa eletronegatividade Bons agentes redutores Au, Pt, Pd, Ag, Hg, Cu, H, Pb, Ni, Co, Fe, Zn, Mn, Al, Mg, Na, Ca, Ba, Cs, Rb, K, Li Maior tendência a sofrer oxidação
Células Galvânicas (Pilhas e Baterias) Cátodo(+): Atrai os elétrons Ânodo(-): Libera elétrons Presença de eletrólito para movimentação de carga (geralmente solução contendo sais dos metais dos eletrodos) Ponte Salina: Permite a movimentação de íons quando não há contato entre os recipientes do cátodo e do ânodo
Pilha de Daniell 2 eletrodos interligados constituídos por metais imersos em solução aquosa de cátions destes metais.
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)
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 a qualquer T Potencial dos demais eletrodos Referência Representação Pt(s) H 2 (g) H + (aq)
Potencial Padrão do Eletrodo (Eº) Medido vs EPH
Potencial Padrão da Célula ( Eº) Diferença de Potencial dos Eletrodos Eº = Eº(cátodo) Eº (ânodo)
CORROSÃO Processo Espontâneo Frequente na natureza Necessita da presença de água para ocorrer H 2 O(l) +2e - H 2(g) + 2OH - (aq) em ph 7 Eº = -0,41V
CORROSÃO Ferrugem Reação anódica (oxidação): Fe Fe 2+ + 2e Reação catódica (redução): 2H 2 O + 2e H 2 + 2OH - Fe 2+ CÁTODO / OH ÂNODO Formação do hidróxido ferroso: Fe 2+ + 2OH Fe(OH) 2
CORROSÃO Meio com baixo teor de oxigênio: 3Fe(OH) 2 Fe 3 O 4 + 2H 2 O + H 2 Meio com alto teor de oxigênio: 2Fe(OH) 2 + H 2 O + 1/2O 2 2Fe(OH) 3 2Fe(OH) 3 Fe 2 O 3.H 2 O + 2H 2 O Produto final da corrosão: Fe 3 O 4 (coloração preta) Fe 2 O 3.H 2 O (coloração alaranjada ou castanhoavermelhada).
CORROSÃO Proteção de Metais Eletrodo de Sacrifício Utilizada em grandes superfícies Metal com maior potencial de oxidação do que o que se deseja proteger. Fe (Eoxi = 0,44) utiliza-se p. ex. Zn (0,76) Proteção por Corrente Impressa Utilizada para superfícies pequenas e médias Formação de camada de metal mais facilmente oxidado do que o que se deseja proteger. Fe (Eoxi = 0,44) utiliza-se p. ex. Zn (0,76)
CORROSÃO Proteção de Metais Eletrodo de Sacrifício CORROSÃO Proteção de Metais Corrente Impressa Zincagem * Pode ser feito com outros metais
CORROSÃO Proteção de Metais Passivação Cobertura do metal filmes de óxido metálico Alumínio Sofre oxidação gerando Al 2 O 3 Óxido não poroso protege o metal Para o Fe e ligas de Fe (como aço) esta proteção não ocorre Óxidos de Ferro são porosos Todo metal que gere óxidos não-porosos pode proteger a si ou a metais com menor Eoxi por passivação
ELETRÓLISE Energia Elétrica Energia Química NÃO ESPONTÂNEO Reação Inversa à Pilha Ânodo (+) Oxidação Cátido (-) Redução Mesmo recipiente Mesmo eletrólito
ELETRÓLISE
ELETRÓLISE Fatores necessários Eletrólito Corrente Elétrica Suficiente Maior do que o potencial da reação espontânea Liberdade de movimentação dos íons Fusão do sólido Dissolução em solvente ionizante (Água)
ELETRÓLISE Quando sólido fundido Eletrólise Ígnea Não há presença de H 2 O Corrente Elétrica Movimentação das Cargas Cátodo (-): Na + + 1e - Na (Cátion sempre no cátodo) Ânodo (+): Cl - Cl + 1e - (Ânion sempre no ânodo) Eletrodos: Resistentes a T elevada Inertes (grafite e platina)
ELETRÓLISE Quando sólido em solução Eletrólise em Solução Presença de H 2 O Utilizando o NaCl temos que: H 2 O H + + OH NaCl Na + + Cl Entre Na + e H + o pólo negativo prefere descarregar o H + ; Entre Cl e OH o pólo positivo prefere descarregar o Cl ; Este comportamento de descarga dos íons é dada pela própria tabela dos potenciais-padrão de eletrodo fila das tensões eletrolíticas.
Prioridade de Descarga Elaborada através dos Eº
ELETRÓLISE Eletrólise em Solução Eletrodos Inertes Apenas soluto e solvente podem ser descarregados na eletrólise. Eletrodos Reativos Eletrodo, desde que tenha maior potencial de descarga, pode ser descarregado na eletrólise.
ELETRÓLISE Eletrólise em Solução Eletrodos Inertes Ex: Eletrólise do FeSO 4 em solução Segundo a tabela de prioridade de descarga, temos que:
ELETRÓLISE Eletrólise em Solução Eletrodos Inertes Neste caso há eletrólise do solvente e do soluto
ELETRÓLISE Eletrólise em Solução Eletrodos Reativos Eletrodo participa do processo de eletrólise Ex: Eletrólise do H 2 SO 4 em solução, com eletrodo de Cu Polo - Descarga do H +. Polo + Retirar elétrons do SO 4 2- ou do OH - (se eletrodo inerte) Neste caso há a opção do próprio ânodo Cu (s) Sendo a oxidação Cu (s) mais fácil, ela será, sem dúvida, a que ocorrerá
ELETRÓLISE Eletrólise em Solução Ex: Eletrólise do H 2 SO 4 em solução, com eletrodo de Cu
ELETRÓLISE Rendimento do Processo Eletrolítico A massa de metal depositada dependerá do nº de mols de elétrons envolvida no processo de redução. Sabendo que Q(Coulomb) = i(ampére).t (segundos) e Pode-se calcular a massa de metal depositada