EletroquímicaEletroquímica Diego Ribeiro Mira - 15789Diego Ribeiro Mira - 15789

Uilly Clif Mota - 15790Uilly Clif Mota - 15790

Engenharia de Controle e AutomaçãoEngenharia de Controle e Automação

Tópicos abordadosTópicos abordados20.2 - Balanceamento de equações de redox;20.2 - Balanceamento de equações de redox;20.3 – Células voltaicas;20.3 – Células voltaicas;20.4 – F.e.m. de pilhas;20.4 – F.e.m. de pilhas;20.5 – Espontaneidade de reações redox;20.5 – Espontaneidade de reações redox;20.6 – Efeito da concentração na f.e.m. da pilha;20.6 – Efeito da concentração na f.e.m. da pilha;20.7 – Baterias ou pilhas;20.7 – Baterias ou pilhas;20.8 – Corrosão;20.8 – Corrosão;20.9 – Eletrólise.20.9 – Eletrólise.

Balanceamento de equações de Balanceamento de equações de redoxredox

Nas reações de oxirredução, devemos Nas reações de oxirredução, devemos obedecer à lei da conservação da massa.obedecer à lei da conservação da massa.

Os elétrons recebidos e doados devem Os elétrons recebidos e doados devem estar balanceados também.estar balanceados também.

Balanceamento de equações Balanceamento de equações pelo método das semi-reaçõespelo método das semi-reações

Semi-reações:Semi-reações:Apesar de a oxidação e redução ocorrerem Apesar de a oxidação e redução ocorrerem simultaneamente, em geral, é conveniente considerá-simultaneamente, em geral, é conveniente considerá-las processos separados. Por exemplo a oxidação de las processos separados. Por exemplo a oxidação de SnSn2+ 2+ por Fepor Fe3+3+ : :

Balanceamento de equações Balanceamento de equações pelo método das semi-reações em pelo método das semi-reações em

meio ácidomeio ácidoDividir a equação em duas semi-reações incompletas, uma para Dividir a equação em duas semi-reações incompletas, uma para oxidação e outra para a redução;oxidação e outra para a redução;Fazer o balanceamento de cada semi-reaçãoFazer o balanceamento de cada semi-reaçãoa)a) Primeiro, fazer o balanceamento dos outros elementos que não Primeiro, fazer o balanceamento dos outros elementos que não sejam H e O,sejam H e O,b)b) Em seguida, fazer o balanceamento dos átomos de O, adicionando Em seguida, fazer o balanceamento dos átomos de O, adicionando HH22O,O,c)c) Fazer o balanceamento dos átomos de H adicionando H Fazer o balanceamento dos átomos de H adicionando H++ d)d) Fazer o balanceamento da carga adicionando e Fazer o balanceamento da carga adicionando e-- no lado com a maior no lado com a maior carga positiva totalcarga positiva totalMultiplicar cada semi-reação de tal maneira que o número de elétrons Multiplicar cada semi-reação de tal maneira que o número de elétrons despendidos em uma semi-reação seja igual ao número de elétrons despendidos em uma semi-reação seja igual ao número de elétrons ganhos na outraganhos na outraSomar as duas semi-reações cancelando as espécies iguais que Somar as duas semi-reações cancelando as espécies iguais que aparecem em ambos os lados das equaçõesaparecem em ambos os lados das equaçõesConferir se o número de elétrons e de átomos são equivalentes nos Conferir se o número de elétrons e de átomos são equivalentes nos dois membros da equaçãodois membros da equação

Balanceamento de equações pelo Balanceamento de equações pelo método das semi-reações em meio método das semi-reações em meio

básicobásico

O procedimento para o balanceamento das O procedimento para o balanceamento das equações em meio básico segue o equações em meio básico segue o mesmo modelo para reações em meio mesmo modelo para reações em meio ácido, mas ao final do processo, a ácido, mas ao final do processo, a equação deve ser completada com OHequação deve ser completada com OH-- e e HH22O em vez de HO em vez de H++ e H e H22OO

Células voltaicasCélulas voltaicas

A energia liberada em uma A energia liberada em uma reação redox pode ser reação redox pode ser usada para realizar usada para realizar trabalho elétrico.trabalho elétrico.Elétrodos: metais sólidos Elétrodos: metais sólidos conectados por um circuito conectados por um circuito externo.externo.a) Ânodo: elétrodo onde a) Ânodo: elétrodo onde ocorre oxidação.ocorre oxidação.b) Cátodo: elétrodo onde b) Cátodo: elétrodo onde ocorre redução.ocorre redução.

Utilização da ponte salinaUtilização da ponte salina

A função da ponte salina é completar o A função da ponte salina é completar o circuito eletrolíticocircuito eletrolítico

Visão molecular dos Visão molecular dos processos do elétrodoprocessos do elétrodo

Durante a reação, Zn(s) é oxidado a ZnDurante a reação, Zn(s) é oxidado a Zn2+2+(aq) e Cu(aq) e Cu2+2+(aq) é reduzido a (aq) é reduzido a Cu(s). O íon CuCu(s). O íon Cu2+2+ entra em contato com a lâmina de Zn(s), dois elétrons entra em contato com a lâmina de Zn(s), dois elétrons são transferidos de um átomo de Zn(s) para Cusão transferidos de um átomo de Zn(s) para Cu2+2+(aq), formando um íon (aq), formando um íon ZnZn2+2+(aq) e um átomo de Cu(s). O íon Zn(aq) e um átomo de Cu(s). O íon Zn2+2+(aq) migra para a solução (aq) migra para a solução enquanto Cu(s) deposita-se na lâmina. Vale lembrar que essa reação de enquanto Cu(s) deposita-se na lâmina. Vale lembrar que essa reação de redox entre Zn(s) e Curedox entre Zn(s) e Cu2+2+(aq) é espontânea.(aq) é espontânea.

F.e.m. de pilhasF.e.m. de pilhasOs elétrons fluem do ânodo para o cátodo devido à Os elétrons fluem do ânodo para o cátodo devido à diferença na energia potencial. A energia potencial dos diferença na energia potencial. A energia potencial dos elétrons é maior no ânodo do que no cátodo.elétrons é maior no ânodo do que no cátodo.A diferença de energia potencial entre dois elétrodos é A diferença de energia potencial entre dois elétrodos é medida em volts. 1 volt (V) é a diferença de potencial medida em volts. 1 volt (V) é a diferença de potencial necessária para fornecer 1 (J) de energia para uma necessária para fornecer 1 (J) de energia para uma carga de 1 coulomb (C).carga de 1 coulomb (C).

1 (V) = 1 J/C1 (V) = 1 J/C

Como essa diferença de potencial fornece uma força Como essa diferença de potencial fornece uma força diretora que empurra os elétrons, chamamos essa diretora que empurra os elétrons, chamamos essa diferença de potencial dediferença de potencial de força eletromotriz (f.e.m)força eletromotriz (f.e.m)..

Potenciais padrão de Potenciais padrão de redução (semicélula)redução (semicélula)

O potencial da pilha de uma célula voltaica depende do cátodo e do O potencial da pilha de uma célula voltaica depende do cátodo e do ânodo envolvidos. Esse potencial é a diferença entre os potenciais dos ânodo envolvidos. Esse potencial é a diferença entre os potenciais dos elétrodos.elétrodos.Por convenção o potencial de cada elétrodo é escolhido como o Por convenção o potencial de cada elétrodo é escolhido como o potencial para a redução desse elétrodo, ou seja, o potenciais padrão de potencial para a redução desse elétrodo, ou seja, o potenciais padrão de elétrodo são tabelados para reações de redução. Assim:elétrodo são tabelados para reações de redução. Assim:

Como toda célula voltaica envolve dois elétrodos, não é possível determinar Como toda célula voltaica envolve dois elétrodos, não é possível determinar os potenciais de redução nas semi-reações. Mas, se atribuirmos um valor de os potenciais de redução nas semi-reações. Mas, se atribuirmos um valor de potencial-padrão de redução a uma semi-reação, podemos então determinar potencial-padrão de redução a uma semi-reação, podemos então determinar potenciais-padrão em outras semi-reações. A semi-reação de referência é a potenciais-padrão em outras semi-reações. A semi-reação de referência é a redução de Hredução de H++(aq) em H(aq) em H22(g) ao qual atribuímos um potencial-padrão de (g) ao qual atribuímos um potencial-padrão de redução de 0 (V)redução de 0 (V)

Célula voltaica utilizando Célula voltaica utilizando elétrodo de hidrogênioelétrodo de hidrogênio

Tabela de potenciais-padrão Tabela de potenciais-padrão de reduçãode redução

Agentes oxidantes e redutoresAgentes oxidantes e redutores

Espontaneidade de Espontaneidade de reações redoxreações redox

Em uma reação redox, se E° é negativo, a reação é não-Em uma reação redox, se E° é negativo, a reação é não-espontânea. Se E° é positivo a reação é espontâneaespontânea. Se E° é positivo a reação é espontânea..

F.e.m e variação de energia livreF.e.m e variação de energia livre

A variação de energia de Gibbs A variação de energia de Gibbs ΔΔG, é uma medida de G, é uma medida de espontaneidade de um processo que ocorre a espontaneidade de um processo que ocorre a temperatura e pressão constantes dado em J/mol, onde:temperatura e pressão constantes dado em J/mol, onde:

ΔΔG = -nFEG = -nFEn: Número de elétrons transferidos na reação,n: Número de elétrons transferidos na reação,F: Constante de Faraday (carga de 1 mol de F: Constante de Faraday (carga de 1 mol de

elétrons) = 96485 (C)elétrons) = 96485 (C)

Efeito da concentração na Efeito da concentração na f.e.m. da pilhaf.e.m. da pilha

Vimos como calcular a f.e.m. de uma pilha em suas condições-Vimos como calcular a f.e.m. de uma pilha em suas condições-padrão, entretanto à medida que uma célula voltaica é padrão, entretanto à medida que uma célula voltaica é descarregada, as concentrações das substâncias variam, a f.e.m. descarregada, as concentrações das substâncias variam, a f.e.m. cai até E = 0 (V), no momento em que as concentrações das cai até E = 0 (V), no momento em que as concentrações das substâncias param de variar.substâncias param de variar.A equação de Nernst permite-nos relacionar a f.e.m. em função da A equação de Nernst permite-nos relacionar a f.e.m. em função da concentração das substâncias presentes nas células voltaicas.concentração das substâncias presentes nas células voltaicas.

Onde Q representa o quociente entre as concentrações das Onde Q representa o quociente entre as concentrações das substâncias da célula voltaica.substâncias da célula voltaica.

Pilhas de concentraçãoPilhas de concentraçãoEm algumas células voltaicas, o compartimento do cátodo pode ser Em algumas células voltaicas, o compartimento do cátodo pode ser o mesmo que o do ânodo, já que a f.e.m. também depende das o mesmo que o do ânodo, já que a f.e.m. também depende das concentrações das substâncias. Uma célula baseada na f.e.m. concentrações das substâncias. Uma célula baseada na f.e.m. gerada unicamente pelas diferenças das concentrações é chamada gerada unicamente pelas diferenças das concentrações é chamada pilha de concentração.pilha de concentração.

F.e.m. da célula e equilíbrio F.e.m. da célula e equilíbrio químico químico

No momento em que E = 0, a reação atinge o No momento em que E = 0, a reação atinge o equilíbrio químico. Nesse instante o valor do equilíbrio químico. Nesse instante o valor do quociente de reação Q assume o valor da quociente de reação Q assume o valor da constante de equilíbrio Kconstante de equilíbrio Keqeq , e pela equação de , e pela equação de Nernst temos:Nernst temos:

Baterias ou pilhasBaterias ou pilhasBateria ou pilha é uma fonte eletroquímica Bateria ou pilha é uma fonte eletroquímica portátil e fechada que consiste em uma ou mais portátil e fechada que consiste em uma ou mais células voltaicas únicas.Voltagens maiores células voltaicas únicas.Voltagens maiores podem ser obtidas ao se usarem células podem ser obtidas ao se usarem células voltaicas múltiplas em uma única bateria. voltaicas múltiplas em uma única bateria. Quando as pilhas são ligadas em série (com o Quando as pilhas são ligadas em série (com o cátodo de uma ligado ao ânodo da outra) a pilha cátodo de uma ligado ao ânodo da outra) a pilha produz uma voltagem que é a soma da fems produz uma voltagem que é a soma da fems das pilhas individuais.Também pode se usar das pilhas individuais.Também pode se usar baterias múltiplas em série conseguindo assim baterias múltiplas em série conseguindo assim maiores fems. Em uma bateria ou pilha o cátodo maiores fems. Em uma bateria ou pilha o cátodo é o pólo positivo e o ânodo o pólo negativo.é o pólo positivo e o ânodo o pólo negativo.

Bateria de chumbo e Bateria de chumbo e

ácidoácidoUma bateria automotiva de chumbo e ácido consiste em 6 células Uma bateria automotiva de chumbo e ácido consiste em 6 células de 2 volts cada que geram uma tensão de 12 volts. O cátodo de de 2 volts cada que geram uma tensão de 12 volts. O cátodo de cada uma das células é de dióxido de enxofre empacotado em uma cada uma das células é de dióxido de enxofre empacotado em uma grade metálica. O ânodo de cada célula é composto de chumbo. grade metálica. O ânodo de cada célula é composto de chumbo. Ambos os elétrodos são imersos em uma solução de ácido Ambos os elétrodos são imersos em uma solução de ácido sulfúrico. As reações que ocorrem nos elétrodos durante a sulfúrico. As reações que ocorrem nos elétrodos durante a descarga são:descarga são:

A grande vantagem desta bateria é que ela pode ser recarregada A grande vantagem desta bateria é que ela pode ser recarregada aplicando uma fonte externa de energia revertendo a equação.aplicando uma fonte externa de energia revertendo a equação.

Pilhas AlcalinasPilhas Alcalinas

A pilha primária (não recarregável) mais comum é a A pilha primária (não recarregável) mais comum é a pilha alcalina. O ânodo desta pilha consiste em zinco pilha alcalina. O ânodo desta pilha consiste em zinco metálico imobilizado em um gel em contato com uma metálico imobilizado em um gel em contato com uma solução concentrada de KOH. O cátodo é uma mistura solução concentrada de KOH. O cátodo é uma mistura de dióxido de magnésio e grafite, separados do ânodo de dióxido de magnésio e grafite, separados do ânodo por um tecido poroso. A pilha é selada em uma lata de por um tecido poroso. A pilha é selada em uma lata de aço para reduzir o risco de vazamento de KOH. Abaixo aço para reduzir o risco de vazamento de KOH. Abaixo estão as reações da célula e uma figura esquemática.estão as reações da célula e uma figura esquemática.

Baterias de níquel-cádmio, níquel-Baterias de níquel-cádmio, níquel-hidreto metálico e íon lítiohidreto metálico e íon lítio

Uma das baterias recarregáveis mais comuns é a de níquel-cádmio(nicad).Durante a Uma das baterias recarregáveis mais comuns é a de níquel-cádmio(nicad).Durante a descarga, o cádmio metálico é oxidado no anodo enquanto o axiidróxido de níquel é descarga, o cádmio metálico é oxidado no anodo enquanto o axiidróxido de níquel é reduzido no catodo.As células geram cada uma 1,30 volts.Mais essas baterias tem a reduzido no catodo.As células geram cada uma 1,30 volts.Mais essas baterias tem a desvantagem de o cádmio ser um metal tóxico pesado, seu uso aumenta o peso das desvantagem de o cádmio ser um metal tóxico pesado, seu uso aumenta o peso das baterias oferece perigo ao meio ambiente.baterias oferece perigo ao meio ambiente.

Por isso surgiram as baterias de níquel-hidreto metálico (NiMH). A reação no cátodo Por isso surgiram as baterias de níquel-hidreto metálico (NiMH). A reação no cátodo dessa bateria é a mesma da bateria de nicad. A reação no ânodo consiste em uma dessa bateria é a mesma da bateria de nicad. A reação no ânodo consiste em uma liga metálica que tem a habilidade de absorver hidrogênio, durante a oxidação os liga metálica que tem a habilidade de absorver hidrogênio, durante a oxidação os átomos de hidrogênio perdem elétrons, assim seus íons reagem com a hidroxila para átomos de hidrogênio perdem elétrons, assim seus íons reagem com a hidroxila para formar água. Processo revertido durante a carga.formar água. Processo revertido durante a carga.A bateria recarregável mais recente é de íon lítio. O lítio é um elemento muito leve, A bateria recarregável mais recente é de íon lítio. O lítio é um elemento muito leve, assim as baterias de íon-Li tem grande densidade energética. A tecnologia desta assim as baterias de íon-Li tem grande densidade energética. A tecnologia desta consiste na habilidade dos íons lítio em serem inseridos e removidos de certos consiste na habilidade dos íons lítio em serem inseridos e removidos de certos sólidos estendidos em camadas. Na maioria das pilhas um elétrodo é de grafite e o sólidos estendidos em camadas. Na maioria das pilhas um elétrodo é de grafite e o outro geralmente é feito de óxido de cobalto e lítio. Quando carregados os íons de outro geralmente é feito de óxido de cobalto e lítio. Quando carregados os íons de cobalto são oxidados e os de lítio migram para o grafite. Durante a descarga os íons cobalto são oxidados e os de lítio migram para o grafite. Durante a descarga os íons de lítio migram do ânodo de grafite para o cátodo.de lítio migram do ânodo de grafite para o cátodo.

Células de combustívelCélulas de combustível A energia térmica liberada pela queima de combustível pode ser A energia térmica liberada pela queima de combustível pode ser transformada em energia elétrica aproveitando o calor para gerar transformada em energia elétrica aproveitando o calor para gerar vapor d’água que pode acionar uma turbina para gerar eletricidade, vapor d’água que pode acionar uma turbina para gerar eletricidade, porém somente 40% dessa energia é aproveitada no processo, pois porém somente 40% dessa energia é aproveitada no processo, pois o resto é perdido como calor. A princípio a produção de eletricidade o resto é perdido como calor. A princípio a produção de eletricidade por combustível em uma célula voltaica tem um maior por combustível em uma célula voltaica tem um maior aproveitamento energético. Esses dispositivos de conversão que aproveitamento energético. Esses dispositivos de conversão que usam principalmente como combustível o gás hidrogênio e o gás usam principalmente como combustível o gás hidrogênio e o gás oxigênio, deixando como produto água, são chamados de células oxigênio, deixando como produto água, são chamados de células de combustível. Porém a tecnologia dessas células ainda está em de combustível. Porém a tecnologia dessas células ainda está em fase de desenvolvimento pois necessita de alta temperatura para fase de desenvolvimento pois necessita de alta temperatura para que ocorra em uma velocidade aceitável. A equação química desta que ocorra em uma velocidade aceitável. A equação química desta pilha assim como o desenho esquemático para temperaturas pilha assim como o desenho esquemático para temperaturas abaixo de 100°C seguem abaixo.abaixo de 100°C seguem abaixo.

CorrosãoCorrosão

As baterias são exemplos de como as As baterias são exemplos de como as reações de redox espontâneas podem ser reações de redox espontâneas podem ser usadas produtivamente. Porém existem usadas produtivamente. Porém existem reações redox indesejáveis que levam à reações redox indesejáveis que levam à corrosão de metais. Essas reações corrosão de metais. Essas reações ocorrem quando um metal é atacado por ocorrem quando um metal é atacado por alguma substância em seu ambiente alguma substância em seu ambiente sendo convertido em um composto não sendo convertido em um composto não desejável. desejável.

Corrosão do ferroCorrosão do ferro A maioria dos metais quando sofre uma oxidação acaba formando A maioria dos metais quando sofre uma oxidação acaba formando uma fina camada protetora impermeável que impede que a uma fina camada protetora impermeável que impede que a oxidação ocorra, porém esse processo não ocorre com o ferro.oxidação ocorra, porém esse processo não ocorre com o ferro.A corrosão do ferro é eletroquímica por natureza. Não apenas o A corrosão do ferro é eletroquímica por natureza. Não apenas o processo de corrosão envolve a oxidação e a redução, mas o metal processo de corrosão envolve a oxidação e a redução, mas o metal por si só conduz eletricidade. Portanto os elétrons podem mover-se por si só conduz eletricidade. Portanto os elétrons podem mover-se por ele de uma região onde ocorre a oxidação para outra onde há por ele de uma região onde ocorre a oxidação para outra onde há redução, como em células voltaicas.redução, como em células voltaicas.

O cátion de ferro +2 formado no ânodo é eventualmente mais O cátion de ferro +2 formado no ânodo é eventualmente mais oxidado para +3, que forma o óxido de ferro(III) hidratado oxidado para +3, que forma o óxido de ferro(III) hidratado conhecido com ferrugem.conhecido com ferrugem.

Prevenindo a corrosão do ferroPrevenindo a corrosão do ferroO ferro é em geral coberto com um revestimento de pintura ou outro metal, O ferro é em geral coberto com um revestimento de pintura ou outro metal, como estanho ou zinco, para proteger sua superfície contra corrosão. Cobrir como estanho ou zinco, para proteger sua superfície contra corrosão. Cobrir a superfície com pintura ou estanho é uma maneira simples de prevenir o a superfície com pintura ou estanho é uma maneira simples de prevenir o oxigênio e a água de atingir a superfície do ferro. Se o revestimento é oxigênio e a água de atingir a superfície do ferro. Se o revestimento é quebrado e o ferro é exposto ao oxigênio e à água, a corrosão começará.quebrado e o ferro é exposto ao oxigênio e à água, a corrosão começará.O ferro galvanizado, que é o ferro revestido com uma fina camada de zinco, O ferro galvanizado, que é o ferro revestido com uma fina camada de zinco, usa o princípio da eletroquímica para proteger o ferro da corrosão mesmo usa o princípio da eletroquímica para proteger o ferro da corrosão mesmo depois que o revestimento da superfície for quebrado. Os potenciais padrão depois que o revestimento da superfície for quebrado. Os potenciais padrão de redução do ferro e do zinco são:de redução do ferro e do zinco são:

Nota-se então que o zinco tem mais facilidade de se oxidar do que ferro, Nota-se então que o zinco tem mais facilidade de se oxidar do que ferro, assim estando em contato com o ferro, o zinco se comporta como um ânodo assim estando em contato com o ferro, o zinco se comporta como um ânodo de sacrifício e o ferro como o cátodo, formando assim uma célula voltaica de sacrifício e o ferro como o cátodo, formando assim uma célula voltaica conhecida como proteção catódica, onde o ferro permace ileso mesmo conhecida como proteção catódica, onde o ferro permace ileso mesmo depois de rompido o revestimento (pois ele é o cátodo), enquanto o zinco é depois de rompido o revestimento (pois ele é o cátodo), enquanto o zinco é que se deteriora. Pode-se também usar magnésio nesse processo.que se deteriora. Pode-se também usar magnésio nesse processo.

EletróliseEletróliseAs células voltaicas são baseadas em reações de redox As células voltaicas são baseadas em reações de redox espontâneas.Também é possível fazer com que reações não espontâneas.Também é possível fazer com que reações não espontâneas ocorram usando-se uma fonte elétrica de corrente espontâneas ocorram usando-se uma fonte elétrica de corrente contínua. A esse processo dá-se o nome de eletrólise e ocorre em contínua. A esse processo dá-se o nome de eletrólise e ocorre em células eletrolíticas. Ligando os elétrodos de uma bateria (ou células eletrolíticas. Ligando os elétrodos de uma bateria (ou qualquer outra fonte de corrente contínua) a uma solução iônica a qualquer outra fonte de corrente contínua) a uma solução iônica a eletrólise dará início. Os elétrons serão bombeados do pólo eletrólise dará início. Os elétrons serão bombeados do pólo negativo da fonte atraindo e forçando os cátions da solução a se negativo da fonte atraindo e forçando os cátions da solução a se reduzirem, portanto o pólo negativo na eletrólise é o cátodo, isto reduzirem, portanto o pólo negativo na eletrólise é o cátodo, isto gera uma diferença de potencial na solução, atraindo e obrigando gera uma diferença de potencial na solução, atraindo e obrigando os ânions da solução a se oxidarem no pólo positivo da fonte, os ânions da solução a se oxidarem no pólo positivo da fonte, portanto na eletrólise este pólo é o ânodo. Como exemplo segue portanto na eletrólise este pólo é o ânodo. Como exemplo segue abaixo a equação de decomposição do cloreto de sódio fundido em abaixo a equação de decomposição do cloreto de sódio fundido em seus elementos componentes.seus elementos componentes.

Eletrólise de soluções aquosasEletrólise de soluções aquosasPor causa dos altos pontos de fusão das substâncias iônicas, pode-se usar uma Por causa dos altos pontos de fusão das substâncias iônicas, pode-se usar uma solução aquosa para se obter o mesmo resultado, porém é necessário primeiro solução aquosa para se obter o mesmo resultado, porém é necessário primeiro prever qual dos cátions irá se reduzir e qual ânion irá se oxidar, pois agora além dos prever qual dos cátions irá se reduzir e qual ânion irá se oxidar, pois agora além dos íons dissociados pela água, esta também poderá se oxidar ou reduzir.íons dissociados pela água, esta também poderá se oxidar ou reduzir.A previsão dos produtos na eletrólise pode ser feita da seguinte forma:A previsão dos produtos na eletrólise pode ser feita da seguinte forma:

ReduçãoRedução• Redução das moléculas de água: Os cátions dos metais alcalinos, alcalino-terrosos e Redução das moléculas de água: Os cátions dos metais alcalinos, alcalino-terrosos e

do alumínio são dificilmente reduzidos ao metal. Neste caso, são reduzidas as do alumínio são dificilmente reduzidos ao metal. Neste caso, são reduzidas as moléculas de água.moléculas de água.

• Redução dos íons de hidrogênio: Em uma solução aquosa de um ácido forte, ocorre Redução dos íons de hidrogênio: Em uma solução aquosa de um ácido forte, ocorre a redução dos íons de hidrogênio.a redução dos íons de hidrogênio.

• Redução de um cátion ao metal correspondente: Os cátions dos metais de transição Redução de um cátion ao metal correspondente: Os cátions dos metais de transição e pós-transição são facilmente reduzidos.e pós-transição são facilmente reduzidos.

OxidaçãoOxidação Oxidação das moléculas de água: O ânion fluoreto e os ânions oxigenados são Oxidação das moléculas de água: O ânion fluoreto e os ânions oxigenados são

difíceis de serem oxidados. Neste caso, são oxidadas as moléculas de água.difíceis de serem oxidados. Neste caso, são oxidadas as moléculas de água. Oxidação dos íons hidróxido: Em uma solução aquosa de uma base forte, ocorre a Oxidação dos íons hidróxido: Em uma solução aquosa de uma base forte, ocorre a

oxidação dos íons hidróxido.oxidação dos íons hidróxido. Oxidação de um ânion ao não-metal correspondente: Os ânions não oxigenados são Oxidação de um ânion ao não-metal correspondente: Os ânions não oxigenados são

facilmente oxidados.facilmente oxidados.

Eletrólise com elétrodos ativosEletrólise com elétrodos ativosEletrólises com elétrodos ativos são aquelas em que os elétrodos participam da Eletrólises com elétrodos ativos são aquelas em que os elétrodos participam da reação. A galvanoplastia usa este tipo de eletrólise para depositar uma fina camada reação. A galvanoplastia usa este tipo de eletrólise para depositar uma fina camada de um metal em outro para melhorar o aspecto visual ou a resistência à corrosão. de um metal em outro para melhorar o aspecto visual ou a resistência à corrosão. Vamos usar o exemplo da galvanização do aço com níquel para ilustrar os princípios Vamos usar o exemplo da galvanização do aço com níquel para ilustrar os princípios desta eletrólise. A célula eletrolítica abaixo ilustra este experimento.desta eletrólise. A célula eletrolítica abaixo ilustra este experimento.

No cátodo temos para se reduzir as No cátodo temos para se reduzir as moléculas de água e os cátions de níquel,moléculas de água e os cátions de níquel, como o níquel não é alcalino e nemcomo o níquel não é alcalino e nem alcalino-terroso, possui um potencialalcalino-terroso, possui um potencial padrão de redução maior que o da água, padrão de redução maior que o da água, portanto ele irá se reduzir e se acumular no cátodo.portanto ele irá se reduzir e se acumular no cátodo. No ânodo temos as moléculas de água No ânodo temos as moléculas de água para se oxidar, o sulfato, e os átomos depara se oxidar, o sulfato, e os átomos de níquel do elétrodo. Destes o níquel tem o menor níquel do elétrodo. Destes o níquel tem o menor potencial padrão de redução, logo ele é oxidado.potencial padrão de redução, logo ele é oxidado. Assim houve transferência de átomos do elétrodo de Assim houve transferência de átomos do elétrodo de níquel para cátodo (elétrodo de aço).níquel para cátodo (elétrodo de aço).

Aspectos quantitativos da eletróliseAspectos quantitativos da eletróliseEm uma reação redox, espontânea ou não, podemos calcular quanto Em uma reação redox, espontânea ou não, podemos calcular quanto iremos formar de produtos. Para isso usamos o conceito de Faraday e suas iremos formar de produtos. Para isso usamos o conceito de Faraday e suas leis.leis.Conceito de Faraday: A quantidade de eletricidade de 1 mol de elétrons Conceito de Faraday: A quantidade de eletricidade de 1 mol de elétrons (6,02 x10(6,02 x102323 elétrons) é chamada de faraday (F). A carga elétrica de um elétrons) é chamada de faraday (F). A carga elétrica de um elétron é de 1,6 x 10elétron é de 1,6 x 10-19-19C. Um mol de elétrons terá a carga: 6,02 x10C. Um mol de elétrons terá a carga: 6,02 x102323 x 1,6 x 1,6 x 10x 10-19 -19 que é aproximadamente 96500 C.que é aproximadamente 96500 C.Leis de FaradayLeis de Faraday

11ªª Lei: A massa de uma substância eletrolisada é diretamente proporcional Lei: A massa de uma substância eletrolisada é diretamente proporcional à carga elétrica que atravessa a solução.à carga elétrica que atravessa a solução.

22ª ª Lei: A massa da substância eletrolisada é diretamente proporcional à Lei: A massa da substância eletrolisada é diretamente proporcional à massa molar e inversamente proporcional à valência (carga) do íon.massa molar e inversamente proporcional à valência (carga) do íon.

Assim usando a lei de Coulomb que diz que a carga é a quantidade de Assim usando a lei de Coulomb que diz que a carga é a quantidade de partículas que atravessa um ponto em um determinado espaço de tempo partículas que atravessa um ponto em um determinado espaço de tempo (Q = i x t), podemos relacionar a carga total que fluiu na reação em um (Q = i x t), podemos relacionar a carga total que fluiu na reação em um espaço de tempo com a massa depositada no cátodo e oxidada no ânodo.espaço de tempo com a massa depositada no cátodo e oxidada no ânodo.

Trabalho elétricoTrabalho elétricoA variação de energia livre A variação de energia livre ΔΔG é negativa para um E positivo G é negativa para um E positivo (processo espontâneo), que também é a medida do trabalho (processo espontâneo), que também é a medida do trabalho máximo útil desenvolvido na célula voltaica. Assim, máximo útil desenvolvido na célula voltaica. Assim, ωωmaxmax=-nFE, o =-nFE, o sinal negativo indica que a vizinhança recebeu trabalho do sinal negativo indica que a vizinhança recebeu trabalho do sistema.sistema.No caso de uma eletrólise em que se usa uma fonte externa de No caso de uma eletrólise em que se usa uma fonte externa de energia (Eenergia (Eextext), para que a reação ocorra o E), para que a reação ocorra o Eext ext deve ser maior em deve ser maior em módulo do que o Emódulo do que o Ecelcel. Assim quando o E. Assim quando o Eextext é aplicado em uma é aplicado em uma célula, as vizinhanças estão aplicando trabalho ao sistema, a célula, as vizinhanças estão aplicando trabalho ao sistema, a quantidade de trabalho realizada neste caso é quantidade de trabalho realizada neste caso é ωωmaxmax= nFE= nFEextext , , sendo assim positivo, a grandeza n nesta equação é a sendo assim positivo, a grandeza n nesta equação é a quantidade de matéria de elétrons forçada no sistema pelo Equantidade de matéria de elétrons forçada no sistema pelo Eextext. . O produto n x F é a carga elétrica total fornecida ao sistema pela O produto n x F é a carga elétrica total fornecida ao sistema pela fonte externa.fonte externa.O trabalho elétrico pode ser expresso em unidades de energia de O trabalho elétrico pode ser expresso em unidades de energia de Watts multiplicadas pelo tempo, o que equivale a Joule. Watts multiplicadas pelo tempo, o que equivale a Joule.

Referências bibliográficasReferências bibliográficas

Química a Ciência Central 7ª edição – Química a Ciência Central 7ª edição – Theodore L. Brown Theodore L. Brown