A Eletroquimica

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Aplicações: Pilhas

Zn(s) + Cu2+(aq) ⇄ Zn2+(aq) + Cu(s)

O zinco é oxidado e o cobre é reduzido. É possível observar nesta reação que a partir de energia química, gera-se energia elétrica.

células galvânicas

Uma reação espontânea pode ser usada para gerar uma corrente elétrica.

Os elétrons se transferem e a energia livre do sistema cai à medida que a reação se aproximado equilíbrio. Entretanto, embora energia seja liberada na forma de calor nenhum trabalho elétrico é feito. Os elétrons podem realizar trabalho ao passar da espécie que se oxida para a espécie que se reduz. Isso é o que acontece em uma célula galvânica.

Uma célula galvânica consiste em 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 é tipicamente uma solução de um composto iônico em água. Resumidamente: Um eletrodo consiste de um metal condutor em contato com uma solução de seus íons, eletrólito. Observa-se que há duas fases distintas em interação, isto é, fase sólida: metal e fase líquida: solução contendo um íon.

A seguir temos a ilustração de uma célula galvânica:

2 Ag+(aq) + Cu(s) ⇄ Cu2+(aq) + 2 Ag(s)

[pic 4]

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 reduza coleta elétrons do condutor metálico. 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 energia potencial da célula é convertida em energia elétrica.

O fluxo de elétrons ocorre do ponto onde a energia potencial é maior, no anodo, onde ocorre a oxidação, para o ponto de baixa energia potencial, o catodo, onde ocorre redução. Uma célula galvânica comercial tem o catodo marcado com o sinal + e o anodo com o sinal -.

A célula de Daniell é um exemplo antigo de célula galvânica que usa a oxidação do cobre pelos íons de zinco. Ela foi inventada pelo químico britânico John Daniell, em 1836, quando o avanço da telegrafia criou a necessidade urgente de uma fonte de corrente elétrica confiável e estável.

Potencial da célula:

O potencial da célula, E, é a medida da capacidade que tem a reação da célula de forçar elétrons através de um circuito. Uma reação com muito poder de empurrar e puxar elétrons gera alto potencial de célula. Uma reação com pequeno potencial de empurrar e puxar elétrons só gera um pequeno potencial. Uma bateria descarregada é uma reação que atingiu o equilíbrio, perdeu o poder de mover elétrons e tem potencial igual a zero.

Notação das Células:

Para impedir a mistura de soluções, os químicos usam uma ponte salina para unir os dois compartimentos de eletrodo e completar o circuito elétrico, os íons são escolhidos de forma a não afetar a reação da célula. Os dois eletrodos da célula de Daniell são descritos como Zn(s)|Zn2+(aq)||Cu2+(aq)|Cu(s). Cada linha vertical representa uma interface entre as fases.

Identificado o catodo é possível determinar qual é o terminal positivo. Se o catodo é o eletrodo que está à direita no diagrama da célula, então, por convenção, a fem da célula descrita pelo diagrama de célula é registrado como sendo positivo, como em

Zn(s)|Zn2+(aq)||Cu2+(aq)|Cu(s) E=+1,10 V

Equação de Nerst:

À medida que uma reação prossegue em direção ao equilíbrio, as concentrações dos reagentes, e produtos alteram e ΔGr, se aproxima de zero. Portanto, quando os reagentes são consumidos em uma célula eletroquímica de trabalho, o potencial da célula também decresce até chegar a zero. Para visualizar quantitativamente esse comportamento, é preciso saber como a fem varia conforme a concentração das espécies na célula, a partir da seguinte equação:[pic 5]

[pic 6]

eletrólise

As reações redox que têm energia livre de reação positiva não são espontâneas, mas a corrente elétrica pode ser usada para fazê-las ocorrer. Não existem reações químicas espontâneas comuns em que o flúor seja um produto; logo, o produto não pode ser isolado por reações químicas comuns. Ele não foi isolado até 1886, quando o químico francês Henri Moissan encontrou um procedimento para formar o flúor ao passar uma corrente elétrica por uma mistura anidra fundida de fluoreto de potássio e fluoreto de hidrogênio. O flúor ainda hoje é preparado comercialmente por este processo.

Células Eletrolíticas:

A célula eletrolítica é a célula eletroquímica na qual ocorre a eletrólise. A corrente passa pelo eletrólito, carregada pelos íons presentes. A Oxidação ocorre no anodo e a redução no catodo. Os elétrons passam do anodo para o catodo por um fio externo; os cátions movem-se através do eletrólito na direção do catodo e os ânions, na direção do anodo. Mas, em vez de corrente espontânea da célula galvânica, que fornece corrente para empurrar os elétrons por um fio em uma direção pré-determinada. O Resultado é forçar a oxidação em um eletrodo e a redução no outro.

Abaixo temos uma representação de célula eletrolítica:

[pic 7]

Uma bateria recarregável funciona como uma célula galvânica quando está realizando trabalho e como célula eletrolítica quando está sendo recarregada.

Para forçar uma reação em um sentido não-espontâneo, a fonte externa deve gerar uma diferença de potencial maior do que a diferença de potencial que seria produzida pela reação inversa.

Ao conduzir uma eletrólise em solução, temos de saber se outras espécies presentes podem ser oxidadas ou reduzidas pela corrente elétrica.

Lei de Faraday da eletrólise: A quantidade do produto formado ou do reagente consumido por uma