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2° COL – SETOR B AULAS 8 e 9 PÁGINA 198

pilhas. Energia química energia elétrica. eletrólise. 2° COL – SETOR B AULAS 8 e 9 PÁGINA 198. ELETROQUÍMICA Estuda os fenômenos elétricos relacionados com as reações de oxidorredução. REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO:. Zn 0 + CuSO 4 ZnSO 4 + Cu 0.

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  1. pilhas Energia química energia elétrica eletrólise 2° COL – SETOR B AULAS 8 e 9 PÁGINA 198 ELETROQUÍMICA Estuda os fenômenos elétricos relacionados com as reações de oxidorredução.

  2. REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO: Zn0 + CuSO4 ZnSO4 + Cu0 Lâmina de Zn Zn Solução com menos CuSO4 e um pouco de ZnSO4 Solução aquosa de CuSO4 Depósito de Cu

  3. Alessandro Volta (1745 -1827): a eletricidade tem origem nos metais. Criou a 1ª pilha em 1800. Precursor da produção de eletricidade em fluxo contínuo. Ele empilhou alternadamente discos de zinco e de cobre, separando-os por pedaços de tecido embebidos em solução de ácido sulfúrico. A pilha de Volta, produzia energia elétrica sempre que um fio condutor era ligado aos discos de zinco e de cobre, colocados na extremidade da pilha.

  4. John Frederic Daniell (1790 – 1845): substituiu, nas pilhas, as soluções ácidas pelas soluções de sais. Em 1836, John Frederick Daniell construiu uma pilha com eletrodos de cobre e zinco em uma cela individual e um tubo que ligava as soluções salinas (ponte salina). Esta pilha ficou conhecida como pilha de Daniell. PILHA = Dispositivo no qual uma reação de oxidorredução gera corrente elétrica.

  5. Toda pilha tem dois eletrodos: • ÂNODO = polo negativo , ocorre oxidação( perde e-). • CÁTODO = polo positivo, ocorre redução( ganha e-). A transferência de elétrons do ânodo para o cátodo. . PONTE SALINA=Mantém constante a concentração de íons durante o funcionamento da pilha.

  6. elétrons ponte salina Zn0 Cu0 Zn+2 SO4-2 Cu+2 SO4-2 SOLUÇÃO INCOLOR SOLUÇÃO AZUL

  7. elétrons ponte salina Cu0 Zn0 Cu+2 SO4-2 SO4-2 Zn+2 Zn+2 SO4-2

  8. ÂNODO : SEMIRREAÇÃO DE OXIDAÇÃO: Zn → 2e- + Zn2+ CÁTODO: SEMIRREAÇÃO DE REDUÇÃO: Cu2+ + 2e- → Cu EQUAÇÃO GLOBAL: Zn + Cu 2+ → Zn2+ + Cu NOTAÇÃO IUPAC: Ânodo // Cátodo Zn/Zn2+ // Cu2+ /Cu

  9. PILHA DE DANIELL Esquema :

  10. PONTE SALINA • A finalidade da ponte salina é manter os dois eletrodos eletricamente neutros através da migração de íons (corrente iônica).

  11. PILHA DE LECLANCHÉ

  12. PILHA SECA ALCALINA ou PILHA COMUM ALCALINA São semelhantes à de Leclanché. As principais diferenças são: • A mistura eletrolítica contém KOH ou NaOH, ao invés de NH4Cl • O ânodo é feito de zinco altamente poroso, que permite uma oxidação mais rápida em relação ao zinco utilizado na pilha seca comum. • Comparando-as com as pilhas secas comuns, as alcalinas são mais caras, mantêm a voltagem constante por mais tempo e duram cinco vezes mais.

  13. Por que será que as pilhas alcalinas duram mais que as comuns??? Nas pilhas alcalinas, o meio básico faz com que o eletrodo de zinco sofra um desgaste mais lento, comparado com as pilhas comuns que possuem um caráter ácido.

  14. EXERCÍCIOS PÁGINA 199

  15. SETOR B AULAS 10 e 11 PÁGINA 201 • POTENCIAL DO ELETRODO : é a grandeza que mede a capacidade que o eletrodo possui de sofrer oxidação ou redução nas condições padrão. • Condições Padrão: • Concentração da solução: 1 mol/L; • Pressão: 1 atm • Temperatura: 25o.C • Representação : E0 • Unidade: volt (V)

  16. Cálculo do E da Pilha (ddp ou fem) E = E0 redução - E0 redução (maior) ( menor) Nas pilhas , E é SEMPRE positivo (E > 0 )

  17. ELETRODO PADRÃO DE HIDROGÊNIO • Por convenção foi escolhido o eletrodo de hidrogênio H2 / 2H+ como eletrodo padrão. • Esse eletrodo possui potencial de oxidação e/ou redução igual a ZERO • H2 2H+ + 2e E0 = 0,00 V • 2H+ + 2e  H2E0 = 0,00 V

  18. Pilha de zinco e hidrogênio Para determinar o potencial dos eletrodos, vamos montar duas pilhas, tomando como base o eletrodo de hidrogênio:

  19. Pilha de cobre e hidrogênio

  20. Aumenta a forma redutora (poder de sofrer oxidação) Aumenta a força oxidante (poder de sofrer redução) Construindo a tabela de Potenciais

  21. EXERCÍCIOS

  22. AULA 12 • ESPONTANEIDADE DA REAÇÃO

  23. EXERCÍCIOS

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