Apostila de Química 20 – Eletroquímica

1.0 Definição

Parte da Química que estuda os fenômenos envolvidos na produção de corrente

elétrica a partir da transferência de elétrons em reações de óxido-redução.

Estuda a utilização de corrente elétrica na produção das reações anteriores.

2.0 Pilhas

Dispositivos nos quais a reação espontânea de óxido-redução produz corrente

elétrica.

Formado por 2 eletrodos metálicos, 2 semi-células (semi-celas eletrolíticas), 1

fio condutor que une dos 2 eletrodos e 1 ponte salina que une as 2 semi-células.

Ânodo – Eletrodo em que ocorre oxidação:

Corrosão da lâmina.

Equação: A –– Ax+

+ Xe-

Cátodo – Eletrodo em que ocorre redução:

Espessamento da lâmina.

Diminuição da solução eletrolítica.

Equação: Bx+

+ Xe- –– B

Os elétrons fluem, no circuito externo, do ânodo (eletrodo negativo) para o

cátodo (o eletrodo positivo).

2.1 Potencial de Redução e Oxidação

A espécie que apresenta maior potencial de redução sofre redução.

A espécie que apresenta maior potencial de oxidação sofre oxidação

A medida dos potencias de redução e oxidação é feita construindo pilhas com o

elemento escolhido e o hidrogênio que, por convenção, tem o potencial de

redução zero.

O potencial de redução é numericamente igual ao de oxidação, com sinais

contrários.

2.2 Cálculo da Voltagem das Pilhas

Aparelho chamado voltímetro é colocado no fio externo, onde os elétrons se

locomovem, medindo-se assim a força eletromotriz (fem ou E) da pilha.

O valor é indicado em volts (V).

Na Química é considerado que as pilhas são geradores ideais, não havendo

resistência interna do gerador – E = ΔE (diferença de potencial elétrico – ddp).

Fatores de influência:

Espécies envolvidas.

Concentrações.

Temperatura.

Condição-padrão:

Concentração: 1 mol/L.

Pressão: 1 atmosfera.

Temperatura: 25°C.

A diferença de potencial elétrico é a diferença entre os potenciais de redução ou

de oxidação das espécies envolvidas, ou entre a soma do potencial de oxidação

de uma espécie e do potencial de redução da outra espécie.

ΔE = Ered maior - Ered menor

ΔE = Eoxi maior - Eoxi menor

ΔE = Eoxi + Ered

Os valores dos potenciais de redução ou oxidação não dependem do número de

mol das espécies.

O Valor de ΔE será sempre positivo – Espontaneidade da reação.

3.0 Eletrólise

Procedimento não-espontâneo.

Passagem de uma corrente elétrica através de um sistema líquido, no qual

existem íons.

A eletrólise é realizada em cubas eletrolíticas.

A corrente elétrica é produzida pela pilha.

Eletrodos são geralmente inertes.

Eletrólise ígnea:

A substância pura está no estado líquido (fundida).

Não existe água no sistema.

Eletrólise em meio aquoso – Há íons do soluto e da água.

4.0 Corrosão do Ferro

Corrosão – Deterioração de metais pelo processo eletroquímico.

Ferro – Oxida-se facilmente exposto ao ar úmido.

Regiões litorâneas e ferrugem – A presença dos íons dissolvidos na água facilita

o fluxo de elétrons.

Metal de sacrifício:

Utiliza-se um metal que apresente maior potencial de oxidação.

Normalmente utiliza-se o magnésio – Elas devem ser substituídas por

outras, esporadicamente.

Revestimento do ferro:

Aplica-se uma fina camada de outro metal para revestimento.

Normalmente utiliza-se o zinco e o estanho.