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Química A – Prof Mar cu s Eletroquímica.

Química A – Prof Mar cu s Eletroquímica. Células Eletroquímicas: São reações de Oxirredução. Galvânicas: Energia Química em Energia Elétrica Eletrolítica: Energia Elétrica em Energia Química. Otto em XVII : Inventou a máquina de gerar eletricidade

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Presentation Transcript

  1. Química A – Prof Marcus Eletroquímica. Células Eletroquímicas: São reações de Oxirredução. Galvânicas: Energia Química em Energia Elétrica Eletrolítica: Energia Elétrica em Energia Química

  2. Otto em XVII : Inventou a máquina de gerar eletricidade • Luigi Galvani: Aplicação terapêutica e músculos armazenavam eletricidade e os nervos conduziam • Alessandro Volta: Colocou 2 metais em contato e percebeu que um ficava ligeiramente positivo e o outro ligeiramente negativo (formação de uma ddp que é a tensão elétrica)

  3. Reações de OxirreduçãoOPA  RRRAg Redutor Ag Oxidante Negativo Positivo

  4. Reações Espontâneas Célula Galvânica: É a mais comum  1 único eletrólito (em solução aquosa) em contato com ambos eletrodos.

  5. Reações Espontâneas Pilha de Daniel: Eletrodos em compartimentos separados. Ânodo: O Zn saí da lâmina e “vai para” a solução aquosa de ZnSO4 Cátodo: O Cu+2 gruda na placa – “saí da” solução e gruda na placa de Cu. Ponte Salina: KCL – A finalidade é manter contato entre as soluções.

  6. Sentido/Fluxo de ElétronsÂnodo Cátodo • Semirreação do Ânodo: Zn Zn+2 + 2é • Semirreação do Cátodo: Cu+2 +2é  Cu

  7. Eletrodos nas Células Galvânicas:Remoção de elétrons (condutores iônicos)

  8. Natureza - Enem • Estrutura de funcionamento da Pilha. • Liberam componentes Químicos que são tóxicos diretamente a matéria orgânica (não adianta incinerar – os resíduos ficam nas cinzas e alguns volatilizam fincando na atmosfera) • São Bioacumulativos; afetam o SNC, fígado, rins e pulmões: Cd (cancerígeno), Pb , Hg (mutação genética).

  9. Energia Química  Energia Elétrica. Processo Espontâneo Pilhas Energia elétrica  Energia Química. Processo Não espontâneo. Eletrólise

  10. Eletrólise • É uma reação de oxirredução oposta a pilha! • Não espontânea, por indução artificial. • Grande importância na indústria atual. Entre seus usos está a recarga de baterias e a produção industrial de elementos como o alumínio que se Obtema partir da Bauxita e o Sódio a partir do NaCl.

  11. Ocorre primeiramente a decomposição (ionização ou dissociação) do composto em íons. Posteriormente, com a passagem de uma corrente contínua através destes íons, são obtidos os elementos químicos. Na+ +1é  Na(s) Cl-1  Cl2(g) Através da corrente elétrica: provoca-se descargas de íons.

  12. Eletrólise Corrente elétrica Descarga de íons Energia Química / Não Espontâneo

  13. Para ocorrer eletrólise é necessário íons livres para a corrente ser conduzida. (sem íons livres não há eletrólise) Obtenção pela: • Fusão de substâncias iônicas. • Pela dissociação ou ionização de substâncias em meio aquoso.

  14. Tipos de Eletrólise • 1° Eletrólise Ígnea (sem água). • 2° Eletrólise em meio aquoso. (a água interfere durante a eletrólise)

  15. 1° - Eletrólise Ígnea (sem água).

  16. Eletrólise do NaCl fundido NaCl(s) se funde a 801°C, formando o NaCl(l) 2NaCl(l)  2Na+1 e 2Cl-1 2Na+1 +2é  2Na(s) (Redução – cátodo) 2Cl-1 Cl2(g) +2é (Oxidação - ânodo) ________________________________ 2NaCl(l)  2Na(s) + Cl2(g) (Reação Global)

  17. Eletrólise da Bauxita fundida P.F.de 2072 °C. Acréscimo de criolita (Na3AlF6) como fundenteo P.F. cai da mistura cai para 1000 °C. A alumina se dissocia: Al2O3 → 2 Al3+ + 3 O2- No eletrodo negativo ocorre a seguinte reação:4 Al3+ + 12 e- → 4 Al0 Enquanto no eletrodo positivo: 6 O2- → 6 O2 + 12 e- A equação glogal: 2 Al2O3 → 4 Al3+ + 6 O2- 4 Al3+ + 12 e- → 4 Al0 6 O2- → 3 O2 + 12 e- 2 Al2O3 → 4 Al0 + 3 O2

  18. Eletrólise em meio aquoso A diferença entre a eletrólise ígnea e a eletrólise em meio aquoso é a forma em que está a substância que será submetida à corrente elétrica. Eletrólise ígnea  substância iônica está Fundida, sem água. Eletrólise aquosa  substância iônica está dissociada em água. Lembre-se : a água é capaz de se autoionizar: H2O  H+ e OH-

  19. Eletrólise de Solução aquosa de Cloreto de Sódio

  20. NaCl + H2O  1° NaCl  Na+ + Cl- 2° H2O  H+ + OH- O gerador irá retirar elétron de quem tem muito e enviar para o que pouco tem pouco. Há uma competição e o gerador terá que escolher: Cl- ouOH- ? Ordem de prioridade de “descarrego”: F-/SO4-2/PO4-3/CO3-2/NO3-1 OH- Outros ânions

  21. NaCl + H2O  1° NaCl Na++ Cl- 2° H2O  H++ OH- ânodo/Oxir: 2Cl-  Cl2 + 2é Cátodo/Red: Nova competição, os é vão para quem? Na+ ouH+? Nova ordem de prioridade: 1A, 2A e Al - O gerador não consegue “colocar é neles” com facilidade, pois no H+ é mais fácil

  22. NaCl + H2O  1° NaCl  Na++ Cl- 2° H2O  H++ OH- ânodo/Oxir: 2Cl-  Cl2 + 2é Cátodo/Red: 2H+ + 2é H2 Construção da Eq Global/balanceamento NaCl+ H2O  1° NaCl  Na++ 2Cl- 2° H2O  2H++ OH- ânodo/Oxir: 2Cl-  Cl2 + 2é Cátodo/Red: 2H+ + 2é H2

  23. EqGlobal: NaCl + H2O  1° 2NaCl  2Na++ 2Cl- 2° 2H2O  2H++ 2OH- ânodo/Oxir: 2Cl-  Cl2 + 2é Cátodo/Red: 2H++ 2é H2 _____________________________________ 2NaCl + 2H2O  2Na+ + Cl2 + H2 + 2OH-

  24. Tabela de prioridade de descarga nos eletrodos Cátions: 1A, 2A, Al  H+demais metais Ânions: ânions Oxigenados F- OH- ânions não oxigenados

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