Ddp E Eletrólise x6l

ELETROQUÍMICA: PILHAS ELETRÓLISE

DESCRIÇÃO Pilha = célula galvânica = pilha galvânica = pilha voltaica

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É um dispositivo que utiliza reações de óxido-redução para converter energia química em energia elétrica.

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A reação química utilizada será sempre espontânea.

HISTÓRICO 

1800 – ALESSANDRO VOLTA Ele empilhou pequenos discos de zinco e cobre, separando-os com pedaços de um material poroso (feltro) embebidos em uma solução aquosa de H2SO4 (boa condutora). A pilha de Volta, produzia energia elétrica sempre que um fio condutor era ligado aos discos de zinco e de cobre, colocados na extremidade da pilha.

ENERGIA ENERGIA QUÍMICA ELÉTRICA

PILHA

HISTÓRICO 

Em 1600 Otto von Guericke inventou a primeira máquina para produzir eletricidade.

HISTÓRICO 

Galvani (Luigi Aloisio Galvani) na segunda metade do século XVIII, começou a pesquisar a aplicação terapêutica da eletricidade, após dez anos de pesquisa publicou "Sobre as forças de eletricidade nos movimentos musculares."

HISTÓRICO 

Alessandro Volta

Quando dois metais diferentes são postos em o um com o outro, um dos metais fica ligeiramente negativo e o outro ligeiramente positivo.

PILHA DE VOLTA Foi o primeiro gerador estático de energia elétrica a ser criado.

HISTÓRICO 

Em 1812 Humphry Davy produziu um arco voltaíco usando eletrodos de carvão ligados a uma bateria de muitos elementos.

ARCOS ELÉTRICOS OU VOLTAICOS Numa visão comercial são usados para: Soldas, Projetores de filme, Fornos para produção de aço, Lâmpadas fluorescentes, Lâmpadas de vapor de mercúrio, Letreiros de néon, Flash, Monitores de plasma, Relâmpago... 

CONSTITUIÇÃO DAS PILHAS ELETRODOS

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 

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metal solução do metal

FIO CONDUTOR DE ELÉTRONS

POTENCIAL DE UMA PILHA O Potencial de um pilha é medido experimentalmente por um aparelho denominado VOLTIMETRO, cujo objetivo é medir a força eletromotriz (fem ou E) da pilha.

O valor indicado pelo voltímetro, em volts (V), corresponde a diferença de potencial ou ddp (E) de uma pillha, e depende das espécies químicas envolvidas, das suas concentrações e da temperatura.

POTENCIAL DO ELETRODO Potencial normal (ou Padrão) do Eletrodo Símbolo = E0 Unidade = volt (V) Conceito: é a grandeza que mede a capacidade que o eletrodo possui de sofrer oxi-redução nas condições padrão Condição Padrão Concentração da solução: 1 mol/L; Pressão: 1 atm Temperatura: 25o.C

Cálculo do E da Pilha E

=

E0

redução

-

maior

E0

redução menor

ou

E

= E0 oxidação maior

E0 oxidação menor

E > 0 processo espontâneo E < 0 processo não espontâneo

Medição dos Potenciais Eletrodo Padrão Por convenção foi escolhido o eletrodo de hidrogênio H 2 / 2H+ como eletrodo padrão. Esse eletrodo possui potencial de oxidação e/ou redução igual a ZERO H2  2H+ + 2e V

E0 = 0,00

2H+ + 2e  H2

E0 = 0,00 V

Medição dos Potenciais Exemplo com Zinco

Quanto maior o potencial de redução (mais positivo), maior a capacidade de sofrer REDUÇÃO Aumenta o caráter OXIDANTE

Quanto menor o potencial de redução (mais negativo), maior a capacidade de sofrer OXIDAÇÃO Aumenta o caráter REDUTOR

ELETRODO DE SACRIFÌCIO

Placas de zinco são periodicamente grudadas ao casco dos navios, pois atuam como eletrodos de sacrifício, se oxidando no lugar do ferro.

Zn2+ + 2e  Zn

E0 = - 0,76 V

Fe2+ + 2e  Fe

E0 = - 0,44 V

ELETRÓLISE •

Reação de oxirredução provocada pela corrente elétrico

•

Um gerador elétrico fornece energia ao processo.

•

O fluxo de elétrons é do polo positivo para o negativo.

ELETRÓLITOS: substâncias ou misturas que contenham íons livres. •

ELETRÓLISE ÍGNEA •

Ocorre com substâncias iônicas fundidas (estado líquido)

Ex: aquecer NaCl a 800 ºC NaCl  Na+ + Cl2 Na+ + 2e  2 Na 2 Cl-  2e + Cl2 2 Na+ + 2 Cl-  2 Na + Cl2

ELETRÓLISE EM SOLUÇÃO AQUOSA •

Utiliza água como solvente.

•

Ocorre competição de íons.

ELETRÓLISE EM SOLUÇÃO AQUOSA

X2

ESTEQUIOMETRIA DA ELETRÓLISE

ESTEQUIOMETRIA DA ELETRÓLISE

 Aplicando nossa aula 1 – Considerando a pilha esquematizada abaixo, indique: a) O metal M, que combinado com o eletrodo de alumínio funcione como ânodo da pilha.

b) Calcule o E da pilha de Alumínio com o metal M escolhido no item a.

c) Indique o metal com maior caráter oxidante na tabela dada.

a) O metal M, que combinado com o eletrodo de alumínio funcione como ânodo da pilha. RESOLUÇÃO: O Potencial de redução do alumínio é = -1,66 V; O metal M para atuar como ânodo deverá sofrer OXIDAÇÃO e deverá, portanto possuir MENOR potencial de REDUÇÃO que o Alumínio. O único metal com potencial de redução menor que o Alumínio é o MAGNÉSIO = -2,36 V

b) Calcule o E da pilha de Alumínio com o metal M escolhido no item a.

E

= E0redução - E0redução maior

menor

E

=

E0Al

E

=

-1,66 - (-2,36)

-

E0Mg

E = + 0,70 V OBS: toda pilha é um processo espontâneo de transferência de elétrons e portanto seu E e sempre positivo.

c) Indique o metal com maior caráter oxidante na tabela dada.

Maior caráter OXIDANTE, significa, maior capacidade de sofrer REDUÇÃO; Na tabela ao lado o metal com maior poder de redução é a PRATA = + 0,80 V

2 – Observe a pilha abaixo e indique:

a) O ânodo da pilha. b) O pólo positivo da pilha. c) O eletrodo que sofre oxidação. d) Calcule o E da pilha. e) Escreva a notação oficial da pilha.

RESOLUÇÃO a) O ânodo da pilha. Eletrodo de chumbo

b) O pólo positivo da pilha. Eletrodo de Prata

c) O eletrodo que sofre oxidação. Eletrodo de Chumbo MENOR POTENCIAL DE REDUÇÃO

MAIOR POTENCIAL DE REDUÇÃO

Sofre oxidação

Sofre redução

ÂNODO

CÁTODO

Pólo Negativo

Pólo Positivo

d) Calcule o E da pilha. E

= E0redução - E0redução maior

menor

E

=

E0Ag

E

=

+ 0,79 - (-0,13)

-

E0Pb

E = + 0,92 V Maior potencial de redução Menor potencial de redução

e) Escreva a notação oficial da pilha.

Pb0/Pb2+

//

Pólo – Oxidação ÂNODO

Ponte salina

Ag+/Ag0

Pólo + Redução CÁTODO

3 – Considere a notação oficial da pilha e responda as questões: Cr/Cr3+ // Ni2+/Ni Dados: E0 red a 25o.C e soluções 1mol/L Cr3+ + 3e-  Cr E0 = -0,41 V Menor potencial de redução (sofre oxidação) Ni2+ + 2e-  Ni E0 = -0,24 V

Maior potencial de redução (sofre redução)

a) O pólo negativo da pilha. Eletrodo onde ocorre oxidação - Cr b) O cátodo da pilha.

Eletrodo onde ocorre redução - Ni

c) Escreva as semi-reações da pilha e a reação global da pilha. semi-reação de oxidação

2Cr  2Cr3+ + 6e-

(x2)

semi-reação de redução

3Ni2+ + 6e-  3Ni

(x3)

REAÇÃO GLOBAL:

2 Cr + 3Ni2+  2 Cr3+ + 3Ni

Cr/Cr3+ // Ni2+/Ni Dados: E0 red a 25o.C e soluções 1mol/L Cr3+ + 3e-  Cr E0 = -0,41 V Ni2+ + 2e-  Ni E0 = -0,24 V d) Calcule o E da pilha. E

= E0redução - E0redução maior

menor

E

=

E0Ni

E

=

- 0,24 - (-0,41)

-

E0Cr

E = + 0,17 V