EletroquímicaPor Thomaz Lins

Índice

Introdução a Eletroquímica Conceito

Definição

História Descrição Mecanis

mos

Conclusão

Introdução à Eletroquímica

A Eletroquímica é o ramo da química que estuda as reações químicas que ocorrem em uma solução envolvendo um condutor (um metal ou um semicondutor) e um condutor iônico o (eletrólito), envolvendo trocas de elétrons entre um eletrodo e o eletrólito.

Este campo científico abrange todos os processos químicos que envolvam transferência de elétrons entre substâncias, logo, a transformação de energia química em energia elétrica. Quando tal processo ocorre, produzindo transferência de elétrons, resultando espontaneamente corrente elétrica quando ligado a um circuito elétrico (interruptores, linhas de transmissão, gerador etc.) ou produzindo a diferença de potencial entre dois POLOS é chamado de pilha ou bateria. Quando tal processo é ocasionado, induzido, pela ação de uma corrente elétrica de uma fonte EXTERNA, este processo é chamado de Eletrolise.

Conceito & Definição

História da

Eletroquímica

Os Químicos ingleses John Daniell (direita) & Michael Faraday (Esquerda), ambos creditados como os fundadores da eletroquímica atual.

Os Químicos ingleses John Daniell (direita) & Michael Faraday (Esquerda), ambos creditados como os fundadores da eletroquímica atual.

John Frederic Daniell 1790 - 1845

PILHA ELÉTRICA

Michael Faraday

1791 - 1867

Eletricidade & MagnetismoEletromagnetismo

A primeira pilha eletroquímica foi criada em 1800, por Alessandro Volta, que utilizou discos (chamados de eletrodos) alterados de cobre e zinco, separadas por algodão embebido em solução salina. O nome “pilha” advém da sobreposição dos diversos discos de metal e algodão.

Alessandro Volta1745 - 1827

John Frederic Daniell, em 1836, construiu uma pilha com, eletrodos de cobre e zinco, mas cada eletrodo ficava em uma célula individual, possuindo um tubo, chamado de “ponte salina”, que ligava os dois cubos, aumentando sua eficiência. Este tipo de disposição passou a ser chamada de pilha de Daniell.

John Daniell1790 - 1845

Descrição da Eletroquímica

Descrição da Eletroquímic

a

Os elementos envolvidos em uma reação eletroquímica são caracterizados pelo número de elétrons (carga negativa) que têm. O número de oxidação de um íon (átomo perdeu ou ganhou elétrons) é o número de elétrons que este aceitou ou doou quando comparado com seu estado neutro (que é definido como tendo número de oxidação igual a zero). Se um átomo ou íon doa elétrons em uma reação, seu número de oxidação aumenta, se aceita um elétron seu número diminui.A perda de elétrons de uma substância é chamada oxidação, e o ganho é conhecido como redução.

Uma reação na qual ocorrem oxidação e redução é chamada de reação redox.

Para uma reação ser considerada eletroquímica, deve envolver passagem de corrente elétrica em uma distância limitada maior que a distância interatômica.

Uma reação eletroquímica é uma reação redox que ocorre com a simultânea passagem de corrente entre dois elétrons.

A corrente que circula no meio reacional pode ter duas origens:

No próprio meio, quando então tem-se uma pilha eletroquímica.

Gerada por uma fonte elétrica externa, quando então tem-se uma célula elétrica

Em ambos os casos, tem-se sempre dois elétrodos (duas fontes):

Ânodo: elétrodo para onde se dirigem os ânodo ou, alternativamente, onde se formam cátodo. Nesse elétrodo sempre ocorre corrosão, com conseqüente perda de massa, e sempre ocorre oxidação dos ânodos ou, alternativamente a formação dos cátodos a partir do metal do elétrodo (quando então tem-se também uma oxidação).

Cátodo: elétrodo para onde se dirigem os cátodos. Nesse elétrodo ocorre sempre depósito, e também redução dos cátodos.

Oxidação do Ânodos

Formação dos Cátodos

No estudo das células eletroquímicas (pilhas ou células eletrolíticas) mediante a termodinâmica, faz-se uso de uma abordagem de equilíbrio - a corrente que passa pela célula é infinitesimal, a reação ocorre mediante pequenas passagens de carga pelos elétrodos (pela lei da conservação de carga a carga que entra por um elétrodo é a mesma que sai pelo outro).

Nesse caso, a célula se caracteriza por uma força eletromotriz ou f.e.m. (ε). Na prática pode-se dizer que consiste numa diferença de potencial em circuito aberto. Essa diferença de potencial é função de fatores tais como concentração dos reagentes, solvente, temperatura e, em muitíssima menor contribuição, a pressão.

No meio reacional, os íons (átomo que perdeu ou ganhou elétrons) tem geralmente diferentes "velocidades", que normalmente são baixas, devido a viscosidade que eles têm de vencer. Para se medir tais "velocidades", define-se a mobilidade de um íon. A mobilidade iônica (u) de um íon consiste na sua velocidade na direção do campo elétrico de intensidade unitária, e tem unidades m s-1/V m-1 ou, simplesmente m2 s-1 V-1.

Por outro lado, em regiões próximas aos elétrodos, a cinética toma outras feições, já que então depende de fenômenos de superfície, o que forçosamente envolve a noção de energia superficial.

Por outro lado, em regiões próximas aos elétrodos, a cinética toma outras feições, já que então depende de fenômenos de superfície, o que forçosamente envolve a noção de energia superficial.

De qualquer modo, os íons movimentam-se e sofrem oxirredução sempre envoltos em algumas camadas de solvente, ou seja, estão sempre solvatados. Essa é a razão principal pelo qual os íons se movimentam com dificuldade.

A solvatação (composto iônico se dissolve sem em substâncias polares sem formar substâncias novas) é determinada, em grande parte, por dois fatores: a carga do íon e seu raio. Como o jogo de interações múltiplas entre os íons é muito complexo, faz-se uso de simplificações, principalmente quando se admitem grandes diluições.

Solvatação

De outro modo, a noção de concentração não é inteiramente útil, no sentido de que não mede diretamente o que acontece. Como sofrem múltiplas interações, elas se somam de forma complexa, em grandes concentrações. Então é mais conveniente usar o conceito de atividade.

No caso de uma célula eletroquímica, em função da complexidade dessas interações, não segue necessariamente a lei de Ohm. Ou seja, a corrente elétrica não é proporcional à tensão elétrica aplicada à célula.

Uma pilha útil é aquela na qual o potencial gerado tem alguma vantagem sobre o custo da pilha. Para obter-se um bom potencial, é necessário que a diferença entre os potências do ânodo e do cátion seja grande: o agente redutor deve ter potencial negativo e o oxidante deve ter potencial positivo.

Mecanismos

Para entender-se os processos químicos envolvidos, estabeleceremos as reações químicas da pilha de Volta e de Daniell.

Sendo cátodo o eletrodo positivo, e sendo o eletrodo onde ocorre a redução, ocorre ganho de elétrons. O ânodo sendo o eletrodo negativo, é o eletrodo onde ocorre oxidação, ocorrendo perda de elétrons.

As semi-equações das reações que ocorrem:Cu2+ + 2 e- → Cu(s)o íon cobre (Cu2+) da

solução é reduzido pelos dois elétrons, por 2 e-, que são providos pela corrente elétrica.

Zn(s) → Zn2+ + 2 e-o zinco metálico é oxidado, formando íon zinco (Zn2+) e há a liberação de dois elétrons, 2 e-. Estes elétrons liberados serão os responsáveis pela geração da corrente elétrica do sistema (no caso, a pilha).

Cu2+ + 2 e- → Cu0Zn0 → Zn2+ + 2 e-

______________________Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu

Com o prosseguimento da reação, ocorrerá formação de cobre metálico, que se deposita no eletrodo de cobre, em sua superfície, enquanto o eletrodo de zinco é corroído, pois o zinco estará se transformando em íons que passarão para a solução de sulfato de zinco.

Conclusão

A Eletroquímica é o processo que estuda a transformação de energia química em energia elétrica e vice-versa. A transformação é através das reações químicas entre os elementos presentes na reação, onde um perde eletros e outro ganha. Todos os processos envolvem reações de oxidação.

F I MEmail : thomaz_iasd@hotmail.com

Fontes:

http://www.infoescola.com/quimica/eletroquimica/

https://pt.wikipedia.org/wiki/Eletroqu%C3%ADmica

http://www.grupoescolar.com/pesquisa/eletroquimica.html

http://www.infoescola.com/quimica/eletrolise-ignea/