Eletroquímica!!!

É a parte da química que transforma energia química em energia elétrica ou vice-versa.

                                  Processo espontâneo
Energia química -------------------------------------> Energia
          eletrólise (processo não espontâneo)
<---------------------------------------------- Energia elétrica

• Reações de oxi-redução:

Oxidação: perde elétrons
Redução: ganha elétrons
                    Oxi
Ex:  Cu (s) <---- Cu + + 2é
                 ----->
                  red

                    oxi

Zn(s) ---------------> Zn+²  + 2é

vai oxidar!

                                                   Anodo   (- )                          catodo (+)
Zn(s) -----> Zn+²   + 2é                                                              Cu+² + 2é -----> Cu (s)

• Pilhas de Daniell

Anodo Zn(s) -----> Zn+²  + 2é
catodo Cu+² + 2é----> Cu(s)                      (corta os 'é'iguais)
_______________________________
Zn(s) + Cu+² ------> Zn+² + Cu(s)

simbologia: Zn(s)/Zn+²(aq)/ /Cu+²(aq)/Cu(s)

ddp = diferença de potencial  (∆E):

∆E = E red maior - E red menor ou ∆E = E Oxi - E red

 Ex: monte a pilha Al/Al+³(aq)/ /Cu+²(aq)/Cu(s):

Al+³ + SO-4                                 Cu+² + SO-³

a) Reações:

Anodo (+) = semirreação = oxidação

Alº ------> Al+³ + 3é

catodo (-)
Cu+ 2é ------------> Cuº

Al ----> Al+³  + 3é  (multiplica por 2)
Cu + 2é ----> Cuº   (multiplica por 3)

2Al  -----> 2Al+³  + 6é              (corta os 'é')
3Cu + 6é -----> Cuº
________________________
2Al + 3Cu+² ----> 2Al+³ + 3Cuº


b) ddp

∆Eº = Er = Eoxi
    anodo        catodo

Obs: Tabela de potenciais de padrão de redução:

∆E= +0,34 - (-1,66) = 1, 997 ou 2V

• Energia livre de Gibbs

∆G = - W


 w = trabalho. W = nF∆Eº
 Onde:
n = nº de mols totais (elétrons)
F= constante de Faraday = 9,6500 C/mol
∆Eº = ddp padrão


Então: ∆G = - nF∆Eº

 Obs: ∆G > 0 processo espontâneo

Ex: Encontre ∆G para a pilha Zn/Zn+²/ /Cu+²/Cuº, dado: ∆Eº = 1,1 V.

∆G = -2(9,6500)1,1
∆G = -212300J

Ex²: Encontre ∆G para a pilha Al/Al+³/ /Cu+²/Cu. Dado: 2V.

2Al  -----> 2Al+³  + 6é              (corta os 'é')

3Cu + 6é -----> Cuº
________________________

2Al + 3Cu+² ----> 2Al+³ + 3Cuº

∆G= - 6(9,6500)2

∆G= 1158000J

• Equação Nernest

∆E = ∆Eº - 0.059/n . log Q

∆E = ddp total
∆Eº = ddp padrão
n= nº de mols totais (elétrons)
Q = constante

Obs: no equilíbrio a pilha descarrega totalmente. ∆E = 0 e Q = Kc

 Ex: Znº + Cu+²--------->Zn+²  + Cuº
equação global da pilha de Daniell

Q = [zn+²(aq)]/[Cu+²(aq)]

Exercício

Dado a pilha Zn+²(aq)/Cu+²(aq)/ /Cu+²(aq)/Cu

∆E = ∆Eº - 0,059/2 . log Q[Zn+²]/[Cu+²]



∆E = 1,1- 0,059 . log [1M]/[1M]

∆E = ∆Eº = 1,1 V

∆E = 0 está no equilíbrio, então a pilha descarrega.
 Kc = Q constante de equilíbrio

Encontre Kc na pilha anterior

∆E=∆Eº -0,059/2 . log Kc
∆E =0 = 1,1 - (0,059/2 .log Kc)
0,059/2 . log Kc = 1,1
 log Kc = 2(1,1)/0,059 -----> 2,2/0,059 = 37,28

Kc = 10^37,28

Kc = 1,90 x 10³⁷

• Eletrólise

Transformação de energia elétrica em energia química.

1 - Eletrólise ignea (sem água).

Os eletrodos não reagem.

Na+ + Cl-

Pólo (+) anodo: Cl- -----> 1/2Cl+²  + 1é
Pólo (-) catodo: Na+ + 1é -----> Naº
_______________________________________________
 reação global: NaCl ----> 1/2Cl+² + Naº (produto da eletrólise)




2 - eletrólise aquosa:

Ex: Eletrólise aquosa do NaCl:

NaCl ----> Na+ + Cl*-
H2O -----> H*+ + OH-   *(observe a tabela)

2NaCl ---->2Na +2Cl
2H2O ----> 2H* + 2OH       *foi cortado da reação

catodo(-) 2H  + 2é --------> H2(g)
anodo (+) 2Cl -----> Cl(g) + 2é            *em vermelho: foi cortado
_____________________________________________________________

2NaCl +2H2O + 2H2O ---->2Na +2OH + H2 + Cl2 (produto da eletrólise)

Então, a eletrólise aquosa do NaCl aumenta cada vez mais aumenta o pH da solução, porque aumenta cada vez mais a concentração. Houve participação do soluto (Cl-) e participação do solvente que foi o H+.

Ex²: Eletrólise aquosa do H2SO4

H2SO4 -----> 2H + SO4     (corta 2H)
2H2O ---> 2H + 2OH-

1º passo - dissociação:

H2SO4 -----> 2H + SO4-²
2H2O -----> 2H  + OH

2º passo: reações

2H + 2é ----------> H2(g)     (corta 2H)
2OH --------> H2O + 1/2O2 + 2é     (corta 2OH e 2é)
_____________________________________________
H2SO4 + 2H2O -----> 2H2SO4 + H20 + H2 + 1/2O2

 Equação global da eletrólise: H2O------>1/2O2(g)

Obs.: Houve eletrólise apenas no solvente. O pH diminuiu, ou seja, aumentou a acidez e a concentração.


3- Eletrólise aquosa com eletrodos ativos

Ex: faça a eletrose aquosa do H2SO4 com eletrodos de Cobre (Cu):

1° - dissociação:

H2SO4 -----> 2H  + SO-4  (corta 2H)
2H2O -----> 2H + 2OH

Cu ----> Cu+² + 2é


2º - Reações

Cu ----> Cu+² + 2é  (corta 2é)
2H + 2é -----> H2  (corta 2H e 2é)
______________________________________
H2SO4 +2H2O + Cu ----> 2H2O + CuSO4 + H2



A reação fica H2SO2 + H2O + Cu -----> CuSO4 + H2

• Aspectos quantitativos

- Leis de Faraday

1°) A massa de uma substância eletrolisada é proporcional a sua carga (quantidade de energia).

m= K1Q

Q = carga = it
i = corrente e t = tempo


Ex: calcule a massa de cobre metálico depositada por uma corrente elétrica de 1, 93 A que atravessa uma solução de sulfato cúprico durante 10 min. (Massa atômica  do Cu = 63,5).

t = 10 mim --> 10x60 = 600s
Q= Kit --> Q= 1,93x 600 = 158
Cu+² + 2é ------> Cuº

2x 9,6500 ______________ 63,5g
1x 158C _______________ X

X = 0,381g

2º) Numa mesma carga as massas de substâncias diferentes eletrolizadas é proporcional ao equivalente gramas. ocorre em cubas eletrolíticas em série:

Ex: AgNO3 (1 M)   e CuSO4 (1M)

mAg = K2EAg
mCu = K2Cu

Exercício

Dada duas cubas eletrolíticas em serie , sendo depositado na primeira cuba  20 g de Ag (prata), quantas gramas de cobre será depositado na segunda cuba? (PM: Ag = 108 e Cu = 63,5).

E Ag = PM/X = 108/1 = 108

ECu = PM/X = 63,5/2= 31, 75

mAg/Eag = mCu/ECu
20/108=mCu/ 31,75

108 mCu = 635

mCu = 635/108 ---> mCu = 5,89

Baixe o exercício de eletroquímica e eletrólise aqui:http://www.4shared.com/file/fikAR8Z3/file.html?

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