Eletroquímica

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1.INTRODUÇÃO 

A matéria é composta de partículas eletricamente carregadas, portanto não é surpreendente que seja possível converter energia química em energia elétrica e vice-versa. O estudo destes processos de conversão é uma parte importante da eletroquímica, cujo objetivo é o estudo da relação entre energia elétrica e transformação química. Estudo da relação entre a reação química e a energia elétrica

2. Células Eletroquímicas

Existem dois tipos de células eletroquímicas: células galvânicas, nas quais energia química é convertida em energia elétrica (PILHA) ou Um processo químico que se processa espontaneamente podendo produzir sob condições adequadas energia elétrica e células eletrolíticas, nas quais energia elétrica é convertida em energia química ( Eletrólise) ou Processo químico que não se processa espontaneamente, sendo necessário ser suprido por uma fonte externa de energia 

3. PILHA DE DANIELL

Para iniciar o estudo de células galvânicas, é interessante tomar como referência o exemplo da pilha de Daniell , pois o mesmo traz de forma simples e objetiva a estrutura de uma célula galvânica. nas quais energia química é convertida em energia elétrica (PILHA) de forma espontânea. Quando mergulhamos uma barra de zinco metálico em uma solução aquosa de sulfato de cobre (II) CuSO4, como é mostrado abaixo, imediatamente após a imersão notamos um depósito escuro sobre a superfície do zinco

Este depósito consiste em partículas de cobre metálico e cresce formando uma camada grossa e esponjosa, ao mesmo tempo a cor azul característica da solução de CUSO4 diminui gradualmente, indicando que os íons de cobre (II) são consumidos na reação. O eletrodo de cobre é denominado cátodo, ou seja, é o eletrodo onde ocorre a redução. O eletrodo de zinco é denominado ânodo, isto é, o eletrodo onde ocorre a oxidação. Os íons positivos são chamados cátions porque migram em direção ao cátodo. Da mesma maneira, os íons sulfato migram em direção ao ânodo e por isso são denominados ânions. 

Abaixo é verificado uma imagem real do experimento descrito acima, onde o mesmo foi reproduzido em condições similares.

Em sistemas eletroquímicos é recorrente encontrar a presença da ponte salina como verificado abaixo.

. A ponte salina consiste essencialmente em um tubo de vidro cheio com uma solução aquosa contendo o sal. 

A ponte salina preenche algumas funções como: 

* Separa fisicamente os compartimentos eletródicos.

*Provê a continuidade elétrica (um caminho contínuo para a migração dos ânions e dos cátions) na célula.

*Reservatório de cátions e ânios .

 *Reduz o potencial de junção líquida, uma diferença de potencial produzida quando duas soluções diferentes são postas em contato entre si.

A medida que a reação progride a ponte salina mantém a eletroneutralidade das soluções por fornecer ânions para o eletrólito que contém o eletrodo de zinco e fornecer cátions para o eletrólito que contém o eletrodo de cobre. Caso isso não seja utilizado uma ponte salina, a pilha para de funcionar.

Eletrodo = Condutor metálico (geralmente uma placa metálica) imerso em uma solução, através do qual os íons e moléculas podem se mover. A solução é chamada de eletrólito (Material fundido ou em solução que contenha os íons que podem processar a reação química) Circuito externo = Fio metálico + Voltímetro

4. EXERCÍCIO RESOLVIDO (PILHA)

5. DIAGRAMA DE CÉLULA 

6. POTENCIAL PADRÃO DE ELETRODO 

A tensão ou potencial produzida por uma célula galvânica é a soma das contribuições do ânodo e do cátodo ,admitindo que o potencial de junção seja negligenciável.  Esta tensão escrita algebricamente é:

ξ célula = ξ ânodo + ξ cátodo

Onde ξ célula  representa a tensão de célula medida. As duas outras tensões são, respectivamente, as contribuições feitas pelo ânodo e pelo cátodo.  Se ξ célula > 0, a reação de célula é espontânea.

Num eletrodo padrão todos os reagentes e produtos da semi-reação de eletrodo se encontram nos seus estados padrão. O estado padrão para um íon em solução é aquele no qual a concentração é igual a 1mol.L-1 ,1atm e 25°C. O potencial, ou tensão, atribuído ao eletrodo-padrão de hidrogênio em qualquer temperatura é 0 V, operando tanto como ânodo como cátodo. Assim, ξ°H2 = 0, onde o subíndice indica "padrão". Isto significa que, quando a célula é construída com o eletrodo padrão de hidrogênio e mais um segundo eletrodo-padrão, o potencial medido é atribuído apenas ao segundo eletrodo. 

Quando é associado um segundo eletrodo em condições padronizadas ao eletrodo padrão de hidrogênio, teremos duas possibilidades. O mesmo pode se comportar como ânodo ou cátodo. Isso será determinante para dizer qual o sinal do potencial da célula bem como sua espontaneidade. 

Como ânodo 

Como cátodo 

Abaixo verificamos uma tabela com os potenciais padrão de oxidação e redução. Ao olhar na tabela para os respectivos valores de potencial de redução Cobre e Prata são superiores ao Níquel e Ferro(II) . Isso Explica porque o cobre bem como a prata são utilizados em aplicações onde sua resistência a corrosão e conservação das propriedades metálicas são importantes(Ex Fios de cobre, Joias de prata e etc. 

7 . EXERCÍCIOS 

8. ELETRÓLISE 

Energia elétrica proveniente de uma fonte externa é utilizada para produzir reações químicas. Uma tensão externa é aplicada em oposição ao sentido natural da pilha. O polo positivo da pilha passa a ser o ânodo. O polo negativo da pilha passa a ser o cátodo. A célula funciona como uma célula eletrolítica. Numa célula eletrolítica a energia elétrica proveniente de uma fonte externa é usada para inverter o sentido espontâneo de uma reação, isto é, forçar a realização de uma reação não-espontânea. Em princípio, qualquer pilha (célula) pode ser convertida em célula eletrolítica aplicando-se uma tensão externa oponente superior à tensão produzida pela pilha.  Na figura abaixo é verificado uma pilha formada com eletrodos de estanho e cobre, sendo que é verificado uma ddp de 0,48 V. O sentido da corrente é do cátodo para o ânodo, sendo que  a pilha funciona espontaneamente.

Na figura abaixo, verificamos uma tensão em oposição de 0,47 V , porém é verificado que ainda existe passagem de corrente no sentido espontâneo. 

9. LEIS DE FARADAY

10. Força eletromotriz de uma Pilha e o valor de ∆G da reação Global

A função de estado ∆G, determina se uma dada reação tem possibilidade ou não de ocorrer, sob certas condições. Se ∆G for negativo, temos que a reação é espontânea. Se ∆G for positivo, temos que a reação não é espontânea. Em uma pilha, o sinal positivo da força eletromotriz da pilha ou ddp, indica que ocorre um processo espontâneo de transformação química em energia elétrica. }Assim, pode ser definido um critério de espontaneidade relacionando ∆G com E0