Transcript Eletroquímica - penseambientalmente.com

Prof. Aline Mnteiro/
Antonio Guerra – CEFET/RJ
Eletroquímica
Definição:
Estudar as relações existentes entre a energia elétrica e as reações químicas!
Células Galvânicas:
Dispositivos que permitem a produção de energia elétrica ou de uma reação
química!
Tipos de Células Galvânicas:
 Pilhas – Reação de oxirredução produzindo energia elétrica.
Z n (s) + C u
2+
(aq)
 Zn
2+
(aq)
+ C u (s)
E
0
P ilha
= + 1,10V
 Células Eletrolíticas – Energia elétrica produzindo reação de
oxirredução.
C u (s) + Z n
2+
(aq)
 Cu
2+
(aq)
+ Z n (s)
E
0
C el u l a
= -1,10V
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Espontaneidade
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Espontaneidade:
Depende da relação entre o potencial da célula (ECélula) e a energia livre (ΔG).
Zn(s)
Zinco x Cobre:
Zn2+
Cu2+
CuSO4(aq)
Zn (s)  Zn (aq) + 2e
E oxi = + 0,76 V
C u (aq) + 2e  C u (s)
E red = + 0,34 V
2+
0
2+
Zn (s) + C u
2+
(aq)
 Zn
2+
(aq)
 Processo ESPONTÂNEO!
0
+ C u (s )
E
0
P i lha
= + 1,10 V
2
Espontaneidade
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Observações Experimentais:




Deposição de Cu metálico;
Diminuição da intensidade da cor azul da solução aquosa de CuSO4;
Corrosão do Zn metálico;
Produção de íons Zn2+(aq).
Visão Molecular do Processo:
3
Espontaneidade
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Espontaneidade do Processo:
Depende da relação entre o potencial da célula (ECélula) e a energia livre (ΔG).
ΔG = -nEF
Constante de Faraday (F)= 96500C
E
ΔG
Processo
+
−
Espontâneo
−
+
Não-espontâneo
0
0
Equilíbrio
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Pilhas
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Separação Porosa:
SO42Zn2+
ZnSO4(aq)
CuSO4(aq)
 Os íons atravessam a separação porosa para neutralizar o
desequilíbrio de cargas;
 Apresenta alto Potencial de Junção Líquida.
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Pilhas
Ponte Salina:
е
е
KCl(sat)
е
Cl-
SO4-2
ZnSO4(aq)
K+
е
SO4-2
CuSO4(aq)
 Separa fisicamente as soluções;
 Permite a migração dos íons, mantendo a corrente elétrica;
 Reduz o Potencial de Junção Líquida.
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Potencial Padrão
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Eletrodo Padrão de Hidrogênio:
2H
+
(aq) + 2e  H 2
(g )
0
E red = 0,00V
 [H+]= 1,0 Mol/L;
 PH2= 100 kPa;
 T= 298,15 K (25 oC).
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Potencial Padrão
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Determinação do Potencial Padrão:
2H
+
+ Z n (aq) E oxi = +0, 76 V
(aq) + Zn (s)  H 2
(g)
2+
0
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Potencial Padrão
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Determinação do Potencial Padrão:
2H
+
(aq)
+ C u (s)  H 2 (g) + C u
2+
(aq)
E
0
oxi
= -0, 34 V
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Potencial Padrão
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Tabela de Potenciais de Redução Padrão:
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Efeito da Concentração
Equação de Nernst:
 G   nFE
 G   G   RT ln Q
 nFE   nFE   RT ln Q
E  E 
RT
ln Q
nF
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Potencial Padrão
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Constante de Equilíbrio (Keq):
 R= 8,314 J/K.Mol
 T= 298,15 K
 F= 96485 C/Mol
0
E=E -
0, 0592
n
 ln= 2,303log
 P roduto 
log
 R eagente 
 No equilíbrio  ΔG = 0; Q= Keq → E = 0
0  E 
0.0592
n
log K eq 
ln K eq
nE 
0.0592
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Eletrólise
NaCl Fundido:
Processo
Não-espontâneo
ΔG>0
Anodo: 2C l
(l)
 C l 2 (g ) + 2 e
C ato d o : [N a (l) + 1 e  N a (s) ] (x 2 )
+
2C l
-
0
E = -1 , 3 6 V
0
E = -2 ,7 1 V
+ 2 N a (s) E = - 4 ,0 7 V
(l) + 2 N a (l)  C l 2
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(g )
+
0
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Eletrólise
NaCl Aquoso:
Processo
Não-espontâneo
ΔG>0
A nodo: 2H 2 O (l)  O 2 (g) + 4H (aq) + 4e E red = - 1,23 V
+
0
C ato do : 2H 2 O (l) + 2e  H 2 (g) + 2 O H (aq) E red = - 0, 83 V
-
Anodo: 2C l
C a to d o : 2 H
2C l
(l)
2
(l)
0
 C l 2 (g ) + 2 e
O (l) + 2 e 
+ 2H
2
O
+
(l)
H
2 (s )
+ 2O H
 C l 2 (g ) + H
2 (g )
(a q )
+ 2O H
(a q )
E
0
= -1 ,3 6 V
E
0
= -0 ,8 3 V
E
0
= -2 ,1 9 V
Geralmente, ocorre a reação que apresenta o MAIOR potencial!
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