Química Geral e Inorgânica - UDESC - CCT · Célula Galvânica / Célula Voltaica A energia...

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Química Geral e Inorgânica QGI0001 Eng a. de Produção e Sistemas Prof a . Dr a . Carla Dalmolin Eletroquímica

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Química Geral e Inorgânica

QGI0001

Enga. de Produção e Sistemas

Profa. Dra. Carla Dalmolin

Eletroquímica

Reações Redox

Reações onde ocorre a transferência de elétrons entre átomos

Fluxo de elétrons entre reagentes e produtos

Reações que ocorrem no sentido espontâneo geram corrente elétrica que

pode ser aproveitada para realização de trabalho – ex.: pilhas

Reações que não ocorrem espontaneamente podem ser obtidas através de

trabalho elétrico – ex.: galvanização

Reações Redox podem ser separadas nas suas semi-reações de redução

e oxidação:

Semi-reação de oxidação: Mg(s) → Mg2+(s) + 2 e-

Semi-reação de redução: Cl2(g) + 2e- → 2 Cl-(s)

A soma das semi-reações é a reação redox completa:

Reação completa: Mg(s) + Cl2(g) → Mg2+(s) + 2 Cl-(s)

Célula Eletroquímica

Vizinhança

Dispositivo em que uma corrente elétrica é produzida por uma

reação química espontânea ou é usada para provocar uma

reação química não espontânea.

corrente elétrica: fluxo de elétrons através de um circuito

Célula Galvânica / Célula Voltaica

A energia liberada em uma reação de oxi-redução espontânea

é usada para executar trabalho elétrico.

Célula Eletrolítica

Utiliza-se um fluxo de elétrons (corrente elétrica) para forçar a

ocorrência de uma reação de oxi-redução não-espontânea.

Reação Redox Espontânea

Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+

(aq) + Cu(s)

Visão Molecular

Célula Galvânica

Os reagentes das semi-reações

de oxi-redução são separados,

obrigando os elétrons a realizar

trabalho:

Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)

Zn(s) Zn2+(aq) + 2e-

Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)

Visão Molecular

Observações Macroscópicas

Contatos elétricos

Condutores por onde ocorre o

fluxo de elétrons

Eletrodos

Ocorre a oxidação

ou redução

Eletrodos

Ocorre a oxidação

ou redução

Eletrólito Solução de íons.

A condução elétrica acontece pelo

movimento dos íons dissolvidos

Eletrodo que sofre

oxidação:

Anodo

Eletrodo que sofre

redução:

Catodo

Potencial de Célula

Medida da capacidade que a reação redox tem de forçar o

fluxo de elétrons

É medido em volts (V): 1 V . 1 C = 1 J

O potencial de uma célula eletroquímica está relacionado com

a variação de energia livre da reação redox:

ΔG = - nF.E

onde F = 96485 C/mol (carga de 1e-)

E > 0 ΔG < 0 : Reação Espontânea

E < 0 ΔG > 0 : Reação Não - Espontânea

Potencial Padrão ΔG = - nFE

ΔG0 = - nFE0

E0: Potencial padrão de célula: potencial medido quando todas as espécies

participantes estão no seu estado padrão.

T = 25 oC

P = 1 bar ~ 1 atm

[] = 1 mol/L

ΔG depende da estequiometria da reação, mas o E° não!

Zn(s) + Cu2+

(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) ΔG0 = -212 kJ/mol

2 Zn(s) + 2 Cu2+(aq) 2 Zn2+

(aq) + 2 Cu(s) ΔG0 = -424 kJ/mol

Mas:

ΔG° = nF. E° E0 = 1,10 V

x2 x2

Não depende da

estequiometria!!!

Potencial Padrão de Redução

Os potenciais padrão de redução, E°red, de várias semi-reações são

medidos em relação ao Eletrodo Padrão de Hidrogênio (EPH)

2 H+(aq) + 2e- H2(g) E°red = 0 V

O potencial padrão da reação inversa é o mesmo, com o sinal invertido

H2(g) 2 H+(aq) + 2e- E°oxi = 0 V

Desta maneira, a diferença de potencial das semi-reações de redução

medidas em relação ao EPH é: E = Ered + Eoxi

Zn2+ + 2e Zn E°red = ?

H2 2 H+ + 2e- E°oxi = 0 V

Zn2+ + H2 2H+ + Zn E° = E°red + E°oxi

E° = potencial medido experimentalmente + 0

Células Galvânicas

Zn2+ + 2e- Zn E0red

= -0,762V

Cu2+ + 2e- Cu E0red

= +0,342V

Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu

V104,1)762,0(342,00

000

celula

anodocatodocelula

E

EEE

Maior Potencial de Redução - Catodo

Se Cu e Fe estiverem em solução aquosa contendo oxigênio dissolvido,

quem sofrerá corrosão?

Corrosão é a oxidação do metal, formando seus íons metálicos que se dissolvem

no meio, saindo da estrutura cristalina do metal

Para decidir quem tem o potencial de sofrer corrosão, deve-se analisa as semi

reações de cada espécie

O oxigênio dissolvido em água tem maior potencial de redução

Para o O2 sofrer redução, um dos metais deve oxidar

O Fe tem menor potencial de redução que o cobre sofre oxidação

Corrosão

Cu2+ + 2e- Cu E0red= +0,342 V

Fe2+ + 2e- Fe E0red = -0,447 V

½O2 + H2O + 2e- 2OH- E0red = +0,401 V

Fe + ½ O2 + H2O Fe2+ + 2OH-

V848,0447,0401,00

000

celula

anodocatodocelula

E

EEE

Equação de Nerst

Na maioria das aplicações, os eletrodos não estão em seu estado padrão

A Equação de Nerst relaciona o potencial de uma célula com as variações

nas condições de P, T e concentração iônica em relação ao seu potencial

padrão.

onde,

E0 = potencial padrão da célula

RT/F = 0,0256 (p/T = 25 oC)

n = Número de elétrons transferidos

[] = concentração, em mol.L-1

= coeficientes dos reagentes e produtos

QnF

RTEE ln0

]reagentes[

]produtos[Q

Calcular o potencial de uma célula de Daniell a 25 oC, na qual a concentração de íons Zn2+ é 0,10 mol.L-1 e a de íons Cu2+ é 0,0010 mol.L-1.

Equação de Nerst

1. Escrever a equação da reação redox e encontrar E0:

Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu E0=+1,104V

2. Calcular Q:

100

Zn Zn2+ + 2e- E0 = +0,762V

Cu2+ + 2e- Cu E0 = +0,342V

Equação de Nerst

3. Identificar o valor de n:

Zn Zn2+ + 2e- E0 = +0,762V

Cu2+ + 2e- Cu E0 = +0,342V n = 2

4. Calcular E:

Processo usado para forçar uma reação na direção não-espontânea com

auxílio de uma corrente elétrica.

Para isso utiliza-se uma Célula Eletrolítica:

Células Eletrolíticas / Eletrólise

Os eletrodos estão no mesmo

compartimento

Adiciona-se uma fonte de corrente entre

os fios condutores que unem os dois

eletrodos

Ex.: Deposição de metais nobres em

metais mais baratos (galvanoplastia)

Eletrólise

Ex.: Produção do Magnésio metálico (Processo Down)

Cl2 + 2e- → 2Cl- E0 = + 1,36 V

Mg2+ + 2e- → Mg E0 = -2,36 V

2Cl- + Mg2+ → Mg + Cl2 E0 = -3,72 V

A fonte de corrente fornece eletrons para a redução não-espontânea no catodo

Lei de Faraday

A quantidade de produto formado ou do reagente consumido por uma

corrente elétrica é estequiometricamente equivalente à quantidade de

elétrons fornecidos

Q = quantidade de eletricidade (carga), em C I = corrente elétrica, em A t = tempo em que a corrente elétrica fluiu, em s n = quantidade de elétrons, em mol F = constante de Faraday (quantidade de carga em 1 mol de e-) F = 96485 C/mol

FntiQ e .

Lei de Faraday

Ex.: O Alumínio é produzido pela eletrólise de seu óxido dissolvido em

criolita fundida (Na3AlF6). Encontre a massa de alumínio que pode ser

produzida em 1 dia numa célula eletrolítica que opera continuamente com

1,00.105 A. (A criolita não reage).

1. Determinar a equação de semi-reação da redução de Al3+ para

alumínio (Al):

Al3+ + 3e- → Al n = 3

2. Aplicar a Lei de Faraday: i.t = ne.F

i = 1,00.105 A t = 1 dia = 24h.3600s nAl = ne/3 MMAl =26,98 g/mol mAl =nAl.MMAl

m = 8,05.105 g