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Eletroquímica : PILHAS Eletrólise

Eletroquímica : PILHAS Eletrólise. Profª juliana. HISTÓRICO. 1800 – ALESSANDRO VOLTA Ele empilhou pequenos discos de zinco e cobre, separando-os com pedaços de um material poroso (feltro) embebidos em uma solução aquosa de H 2 SO 4 (boa condutora). ENERGIA PILHA ENERGIA QUÍMICA ELÉTRICA

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Eletroquímica : PILHAS Eletrólise

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Presentation Transcript

  1. Eletroquímica:PILHASEletrólise Profª juliana

  2. HISTÓRICO • 1800 – ALESSANDRO VOLTA Ele empilhou pequenos discos de zinco e cobre, separando-os com pedaços de um material poroso (feltro) embebidos em uma solução aquosa de H2SO4 (boa condutora). ENERGIAPILHAENERGIA QUÍMICAELÉTRICA ELETRÓLISE

  3. CONSTITUIÇÃO DAS PILHAS • ELETRODOS • metal • solução do metal • FIO CONDUTOR DE ELÉTRONS

  4. PONTE SALINA OU PLACA POROSA • Finalidade: • Permitir o escoamento de íons de uma semicela para outra, de modo que cada solução permaneça sempre eletricamente neutra. Ponte Salina: Solução de água e sal. No casodapilha de Daniell (solução de KCleletrólito forte)

  5. MONTANDO UMA PILHA(PILHA DE DANIELL - 1836) e-  e-  e- 

  6. CÁTODO Polo + ÂNODO Polo - • Aumento de massa da placa • Redução do íon (Cu2+/Cu) • CÁTODO • Polo positivo ( + ) • Diluição da solução pela redução do íon da solução RREC • Desgaste da placa (corrosão) • Oxidação do metal ( Zn/Zn2+) • ÂNODO • Polo negativo ( - ) • Concentra a solução pela oxidação do metal a íon POA

  7. Sentido dos e- REAÇÃO GLOBAL DA PILHA Reações das Pilhas e-  e-  e-  e-  Semi-reação de oxidação (perde e-) Semi-reação de redução (ganha e-) Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu

  8. Pólo – Oxidação ÂNODO Pólo + Redução CÁTODO Ponte salina REPRESENTAÇÃO SIMPLIFICADA A0/A+// B+/B0 • Obs.: O sentido da corrente elétrica é o inverso do caminho percorrido pelos elétrons. Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu

  9. POTENCIAL DE UMA PILHA O Potencial de um pilha é medido experimentalmente por um aparelho denominado VOLTIMETRO, cujo objetivo é medir a força eletromotriz (fem ou E) da pilha. O valor indicado pelo voltímetro, em volts (V), corresponde a diferença de potencial ou ddp (E) de uma pillha, e depende das espécies químicas envolvidas, das suas concentrações e da temperatura.

  10. POTENCIAL DO ELETRODO Potencial normal (ou Padrão) do Eletrodo • Símbolo = E0 • Unidade = volt (V) Conceito: é a grandeza que mede a capacidade que o eletrodo possui de sofrer oxi-redução nas condições padrão Condição Padrão • Concentração da solução: 1 mol/L; • Pressão: 1 atm • Temperatura: 25o.C

  11. ou E = E0oxidação - E0oxidação maior menor Cálculo do E da Pilha E = E0redução - E0redução maior menor E > 0 processo espontâneo E < 0 processo não espontâneo

  12. Medição dos Potenciais EletrodoPadrão • Porconvençãofoiescolhido o eletrodo de hidrogênio H2 / 2H+comoeletrodopadrão. • Esseeletrodopossuipotencial de oxidação e/oureduçãoigual a ZERO H2 2H+ + 2e E0 = 0,00 V 2H+ + 2e  H2 E0 = 0,00 V

  13. Medição dos Potenciais Exemplo com Zinco

  14. Quanto menor o potencial de redução (mais negativo), maior a capacidade de sofrer OXIDAÇÃO Quanto maior o potencial de redução (mais positivo), maior a capacidade de sofrer REDUÇÃO Aumenta o caráter OXIDANTE Aumenta o caráter REDUTOR

  15. ELETRODO DE SACRIFÌCIO Placas de zinco são periodicamente grudadas ao casco dos navios, pois atuam como eletrodos de sacrifício, se oxidando no lugar do ferro. Zn2++ 2e  Zn E0 = - 0,76 V Fe2++ 2e  Fe E0 = - 0,44 V

  16. ELETRÓLISE • Reação de oxirredução provocada pela corrente elétrico • Um gerador elétrico fornece energia ao processo. • O fluxo de elétrons é do polo positivo para o negativo. • ELETRÓLITOS: substâncias ou misturas que contenham íons livres.

  17. ELETRÓLISE ÍGNEA • Ocorre com substâncias iônicas fundidas (estado líquido) Ex: aquecer NaCl a 800 ºC NaCl Na+ + Cl- 2 Na++ 2e  2 Na 2 Cl-  2e + Cl2 2 Na+ + 2 Cl-  2 Na + Cl2

  18. ELETRÓLISE EM SOLUÇÃO AQUOSA • Utiliza água como solvente. • Ocorre competição de íons.

  19. ELETRÓLISE EM SOLUÇÃO AQUOSA X 2

  20. ESTEQUIOMETRIA DA ELETRÓLISE

  21. ESTEQUIOMETRIA DA ELETRÓLISE

  22. Aplicando nossa aula 1 – Considerando a pilha esquematizada abaixo, indique: a) O metal M, que combinado com o eletrodo de alumínio funcione como ânodo da pilha. b) Calcule o E da pilha de Alumínio com o metal M escolhido no item a. c) Indique o metal com maior caráter oxidante na tabela dada.

  23. a) O metal M, que combinado com o eletrodo de alumínio funcione como ânodo da pilha. RESOLUÇÃO: • O Potencial de redução do alumínio é = -1,66 V; • O metal M para atuar como ânodo deverá sofrer OXIDAÇÃO e deverá, portanto possuir MENOR potencial de REDUÇÃO que o Alumínio. • O único metal com potencial de redução menor que o Alumínio é o MAGNÉSIO = -2,36 V

  24. b) Calcule o E da pilha de Alumínio com o metal M escolhido no item a. E = E0redução - E0redução maiormenor E = E0Al - E0Mg E = -1,66 - (-2,36) E = + 0,70 V OBS: toda pilha é um processo espontâneo de transferência de elétrons e portanto seu E e sempre positivo.

  25. c) Indique o metal com maior caráter oxidante na tabela dada. Maior caráter OXIDANTE, significa, maior capacidade de sofrer REDUÇÃO; Na tabela ao lado o metal com maior poder de redução é a PRATA = + 0,80 V

  26. a) O ânodo da pilha. 2 – Observe a pilha abaixo e indique: b) O pólo positivo da pilha. c) O eletrodo que sofre oxidação. d) Calcule o E da pilha. e) Escreva a notação oficial da pilha.

  27. MAIOR POTENCIAL DE REDUÇÃO MENOR POTENCIAL DE REDUÇÃO RESOLUÇÃO a) O ânodo da pilha. Eletrodo de chumbo b) O pólo positivo da pilha. Eletrodo de Prata c) O eletrodo que sofre oxidação. Eletrodo de Chumbo Sofre oxidação Sofre redução ÂNODO CÁTODO Pólo Negativo Pólo Positivo

  28. Maior potencial de redução Menor potencial de redução d) Calcule o E da pilha. E = E0redução - E0redução maiormenor E = E0Ag - E0Pb E = + 0,79 - (-0,13) E = + 0,92 V

  29. Pólo – Oxidação ÂNODO Pólo + Redução CÁTODO Ponte salina e) Escreva a notação oficial da pilha. Pb0/Pb2+// Ag+/Ag0

  30. REAÇÃO GLOBAL: 3 – Considere a notação oficial da pilha e responda as questões: Cr/Cr3+ // Ni2+/Ni Dados: E0 red a 25o.C e soluções 1mol/L Cr3+ + 3e- Cr E0 = -0,41 V Ni2+ + 2e- Ni E0 = -0,24 V Menor potencial de redução (sofre oxidação) Maior potencial de redução (sofre redução) a) O pólo negativo da pilha. Eletrodo onde ocorre oxidação - Cr b) O cátodo da pilha. Eletrodo onde ocorre redução - Ni c) Escreva as semi-reações da pilha e a reação global da pilha. 2Cr  2Cr3+ + 6e- (x2) semi-reação de oxidação semi-reação de redução 3Ni2+ + 6e- 3Ni (x3) 2 Cr + 3Ni2+ 2 Cr3+ + 3Ni

  31. Cr/Cr3+ // Ni2+/Ni Dados: E0 red a 25o.C e soluções 1mol/L Cr3+ + 3e- Cr E0 = -0,41 V Ni2+ + 2e- Ni E0 = -0,24 V d) Calcule o E da pilha. E = E0redução - E0redução maiormenor E = E0Ni - E0Cr E = - 0,24 - (-0,41) E = + 0,17 V

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