Trabalho eletroquímico

Trabalho de eletroquímica.

Índice.

Eletroquímica................................................................ 2

Células voltaicas........................................................... 2

Baterias........................................................................ 4

Corrosão....................................................................... 5

Eletrólise....................................................................... 5

Eletrolise em cloreto de sódio fundido.......................... 6

Eletrolise da água......................................................... 7

Aspectos quantitativos da eletrólise............................. 8

Potencial de redução.................................................... 10

Bibliografia.................................................................... 12

Eletroquímica

A eletroquímica é o ramo da química que trata da conversão da energia elétrica em energia química e vice-versa. Os processos eletroquímicos envolvem reações de oxirredução, que resultam em uma energia liberada, no caso das reações espontâneas ou, em outros casos, a eletricidade é usada para produzir a energia elétrica, caracterizando assim o processo de eletrólise.

Células voltaicas.

Quando um pedaço de zinco metálico é inserido em uma solução de CuSO4,parte do zinco metálico oxida na forma de íons Zn2+ e íons Cu2+ são reduzidos a cobre metálico. Essa reação redox espontânea é representada por:

Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s)

Nota-se nessa reação que os elétrons são transferidos do agente redutor (Zn) pra o agente oxidante (Cu2+). Se separarmos fisicamente os metais de zinco e de cobre em dois compartilhamentos diferentes, com solução de ZnO4 e CuSO4, respectivamente, como mostrado na figura abaixo, podemos ainda permitir que a reação aconteça desde que façamos essa conexão por meio de um condutor exterior (um fio metálico). Feita a conexão, acontece o fluxo contínuo de elétrons, tendo como consequência , a produção de eletricidade.

Um dispositivo, como o citado anteriormente, é denominado célula voltaica ou célula galvânica, homenagem aos cientistas italianos Alessandro Volta e Luigi Galvani. Por definição, nesse tipo de célula, o eletrodo no qual ocorre a oxidação é denominado ânodo e o eletrodo em que ocorre a redução é denominado cátodo.

O arranjo descrito é conhecido como célula de Daniell, um tipo de célula voltaica, também denominada pilha de Daniell ou bateria de Daniell. Para a célula de zinco-cobre, as reações redox podem ser expressas como reações nos eletrodos:

Ânodo: Zn(s)  Zn2+(s) + 2e-

Cátodo: Cu2+(aq) + 2e-  Cu(s)

Reação espontânea: Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(s) + Cu(s)

É importante resaltar, que para completar o circuito elétrico, é necessário que haja um modo que permita a passagem dos cátions e dos ânions. Para satisfazer essas solução são conectadas por uma ponte salina, um tubo que contém uma solução eletrolítica inerte, como NH4NO3 ou KCl, para impedir que essa solução venha a fluir dentro dos compartilhamentos adaptamos ela com disco sinterizado em cada uma das extremidades do tubo ou misturando um material gelatinoso como ágar-ágar, à solução eletrolítica.

Assim, ao mesmo tempo em que os elétrons se fluem pelo fio condutor, na célula zinco-cobre, são formados os íons Zn2+e íons Cu2+ convertidos em cobre metálico no eletrodo de cobre. Como dito anteriormente, a ponte salina, permite completar o circuito elétrico entre as duas soluções e, por conseguinte, facilita o movimento dos íons de um compartilhamento para outro. Abaixo segue uma figura que representa esse processo.

O fato de haver um fluxo de corrente elétrica do ânodo para o cátodo deve-se a uma diferença de potencial entre os dois eletrodos. Experimentalmente, conforme mostrado na figura acima, é usado um voltímetro para a medir a diferença de potencial elétrico entre o ânodo e o cátodo, nesse caso, a leitura (em volts) é chamada de potencial da célula. Também é comum o uso dos termos força eletromotriz ou fem (E) e voltagem da célula para designar o potencial. Para a célula de Daniell, E = 1,104 V, a temperatura de 298K e concentrações molares iguais de CuSO4 e ZnSO4.

A notação convencional usada para representar as células voltaicas é o digrama de célula. Para a célula de Daniel:

Zn(s) | ZnSO4 (1M) || Cu2+ (1M) || Cu(s)

A barra vertical simples representa uma fronteira de fase. As barras verticais duplas denotam a ponte salina. Por convecção, o ânodo é escrito primeiro, à esquerda das linhas duplas, e os outros componentes aparecem na ordem em que os encontraríamos ao ir do ânodo para o cátodo. As concentrações das soluções são usualmente indicadas no diagrama de célula.

Baterias

Uma bateria é uma célula galvânica ou um conjunto de células galvâncias ligadas em séria, que pode ser observada como fonte de corrente elétrica contínua em um potencial constante. Embora o funcionamento de uma bateria seja semelhante no seu princípio, ao das células galvânicas, uma bateria tem a vantagem de ser completamente autônoma e não necessitar de componentes auxiliares como pontes salinas. Alguns tipos de baterias de uso corrente, também comumente designadas pilhas são: pilha seca, bateria de mercúrio, bateria de chumbo e células a combustível.

Corrosão

Corrosão é o termo geralmente usado para designar a deterioração de metais por um processo eletroquímico. Encontramos à nossa volta muitos exemplos de corrosão. A ferrugem do ferro, o escurecimento da prata e a pátina, película verde formada sobre o cobre e o bronze, são alguns deles. A corrosão prova enormes danos em edifícios, pontes, navios e automóveis. O exemplo mais comum é do ferro, que na presença de oxigênio gasoso e água, enferruja.

Existem vários métodos para proteger os metias da corrosão. A maioria deles tem como objetivo impedir a formação

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