Entende-se por ELETROQUÍMICA o ramo da Química que estuda so fenômenos químicos que envolvem

transferência de elétrons.

Quando um processo químico ocorre espontaneamente e produz transferência de elétrons é chamado de pilha ou bateria, mas

quando o processo químico é provocado por uma corrente elétrica é denominado eletrólise.

ELETROQUÍMICA

PILHAS E BATERIAS

Para automóveis

Para celulares

Para lanternas

ELETRÓLISE

laboratório

indústria

Conceitos introdutórios

Para entender os fenômenos eletroquímicos, consideramos necessário, antes, fazer um estudo a respeito um tipo de reação

química denominada oxidação-redução.

Então lá vai!

Reação química OXIDAÇÃO-REDUÇÃO (REDOX)

Na imagem ao lado, diz-se`, normalmente, que o objeto

“enferrujou”.

Quimicamente, porém, seria mais adequado falar-se em um

processo de “oxidação-redução”.

Reação química OXIDAÇÃO-REDUÇÃO (REDOX)

A oxidação-redução é, na verdade, uma reação química

em que se observa “transferência de elétrons” de uma espécie química para outra.

Uma experiência realizada no laboratório

Após certo tempo, a solução muda de cor

e um “pó” avermelhado (Cu) parece ocupar o

lugar do prego (Fe).

Equacionando para melhor compreensão . . .

Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu cinza azul esverdeada* avermelhado

*Tende a tornar-se incolor.

Equacionando . . .

O ferro, inicialmente neutro (NOX=0), perde 2 elétrons, os quais são transferidos para o cobre, tornado-se carregado (NOX=+2).

É a oxidação do ferro!

Explicando . . .

O cobre, inicialmente carregado (NOX = +2), recebe 2 elétrons e tornando-se neutro (NOX=0).

É a redução do cobre!

Explicando . . .

Outros conceitos . . .

Agente oxidante

É a espécie que sofre redução. No exemplo, o agente oxidante é o cobre (Cu+2).

Cu+2 + 2e- Cuo

Outros conceitos . . .

Agente redutor

É a espécie que sofre oxidação. No exemplo, o agente redutor é o cobre (Feo).

Feo Fe+2 + 2e-

A equação global . . .

Feo + Cu+2 Fe+2 + Cuo

Esta é chamada de equação global. Nela só aparecem os íons ou átomos que mudaram o seu número de oxidação (NOX).

Pilhas . . .

Pilha de Volta

A pilha de Volta, como o próprio nome indica, foi inventada em 1800 pelo físico italiano Alessandro Volta (1745-1827).

Pilhas . . .

A pilha de Daniell baseia-se na seguinte reação (forma iônica simplificada) . . .

Zno + Cu+2(aq) Zn+2

(aq) + Cuo

Pilha de Daniell

Pilha de Daniell no laboratório

Zn2+

Zn2+

Zn2+

Cu2+

Cu2+

Cu2+

Cu2+

Fluxo de elétrons

cátionsânions

Zn2+

PONTE SALINA

CÁTODO(+)

ÂNODO(-)

OXIDAÇÃO REDUÇÃO

Daniell percebeu que os elétrons poderiam ser transferidos do zinco (Zn) para os cátions cobre (Cu+2) por um fio condutor

externo e, com isso, produzir uma corrente elétrica.

Pilha de Daniell

Com o passar do tempo, haverá excesso de cátions na solução de sulfato de zinco e falta de cátions na solução de sulfato de

cobre. Isso faz com que a pilha pare de funcionar.

Isso é, então, compensado pela ponte salina.

Pilha de Daniell

A IUPAC determina como deve ser representada uma pilha.

M1o / M1

+x // M2+y / M2

o

Zno / Zn+2 // Cu+2 / Cuo

* As barras paralelas representam a ponte salina.

Representação de uma pilha (IUPAC)

Potencial de redução

Na pilha de Daniell o zinco (Zno) tende a se oxidar, enquanto o cobre (Cuo), a se reduzir. Por quê?

O zinco apresenta menor potencial de redução (- 0,76 V), enquanto cobre apresenta maior potencial de redução (+ 0,34 V).

Potencial de redução

Os valores são obtidos experimentalmente e permitem que ...

1. Seja calculada a diferença de potencial da pilha

2. Façamos previsão de quem se oxida ou quem se reduz

TABELA DE

POTENCIAIS-PADRÃO* DE REDUÇÃO

(1 atm e 25°C)

*São valores experimentais

Entendendo . . .

Quanto maior for a medida do potencial de oxidação, maior é a tendência do metal ceder elétrons

Quanto maior for a medida do potencial de redução, maior é a tendência do metal ganhar elétrons

Exemplificando . . .

Zn2+ + 2e- Zno E° = – 0,76 V

Cu2+ + 2e- Cuo E° = + 0,34 V

Exemplificando . . .

Zno Zn2+ + 2e- E° = + 0,76 VCu2+ + 2e- Cuo E° = + 0,34 V

O cobre tem maior potencial de redução, logo ganhará elétrons (sofrerá redução); o zinco perderá elétrons (sofrerá oxidação).

Zno + Cu2+ Zn2+ + Cuo ΔE = + 1,10 V

Exercitando . . .

Sejam as seguintes semi-reações e os seus potenciais padrão

de redução, determine a “ d.d.p “ da pilha formada:

Sn+2 + 2e- Sno Eo = - 0,14V

Ag+1 +1e- Ago Eo = + 0,80V

(a) + 0,54 V.

(b) + 0,66 V.

(c) + 1,46 V.

(d) + 0,94 V.

(e) + 1,74 V.

Exercitando . . .

Sejam as seguintes semi-reações e os seus potenciais padrão

de redução, determine a “ d.d.p “ da pilha formada:

Sn+2 + 2e- Sno Eo = - 0,14V

Ag+1 +1e- Ago Eo = + 0,80V

(a) + 0,54 V.

(b) + 0,66 V.

(c) + 1,46 V.

(d) + 0,94 V.

(e) + 1,74 V.

O potencial de redução da prata é maior que o do estanho

Sno Sn+2 + 2e- Eo = + 0,14V2Ag+1 + 2e- 2Ago Eo = + 0,80V

Sno + 2Ag+1 Sn+2 + 2Ago ∆Eo = + 0,94V

Pilhas/Baterias no cotidiano . . .

Pilha de Leclanché

Ânodo (-)

Zno Zn2+ + 2e-

Cátodo(+)

2MnO2 + 2H3O+ + 2e 2MnOOH + 2H2O 2MnOOH Mn2O3 + H2O

Pilhas/Baterias no cotidiano . . .

Acumuladores “ácido-chumbo”

Pilhas/Baterias no cotidiano . . .

Acumuladores “ácido-chumbo”

Durante a descarga:

Ânodo (-)

Pbo + SO42- PbSO4 + 2e-

Cátodo (+)

PbO2 + SO42- + 2e- PbSO4

Durante a carga:

Cátodo (-)

PbSO4 + 2e- Pbo + SO42-

Anodo (+)

PbSO4 PbO2 + SO42- + 2e-

Descarte de pilhas e baterias . . .

De acordo com o CONAMA, Lei 257, publicada em 22 de julho de 1999, as pilhas e baterias

devem conter o símbolo indicativo de descarte.

Descarte de pilhas e baterias . . .

Podem ser descartadas em lixo doméstico; pilhas secas, alcalinas, Ni-H e de lítio. As demais, por conterem, por exemplo, Pb, Hg e Cd nào podem ter descarte simples,

devendo ser devolvidas ao fabricante.

Fim da primeira parte.

Em seguida, eletrólise.

Prof. Luiz Antônio Tomaz

Turmas 201 e 202