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* Eletrólise

ELETROQUÍMICA. * Eletrólise. *Pilhas. ELETROQUÍMICA. 1) Eletrólise: reações provocadas pela corrente elétrica. 2) Pilhas: reações que produzem corrente elétrica. ELETRODOS INERTES. Eletrólise é a reação não espontânea provocada pela passagem de corrente elétrica, através de uma solução.

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* Eletrólise

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Presentation Transcript

  1. ELETROQUÍMICA * Eletrólise *Pilhas

  2. ELETROQUÍMICA 1) Eletrólise: reações provocadas pela corrente elétrica. 2) Pilhas: reações que produzem corrente elétrica.

  3. ELETRODOS INERTES Eletrólise é a reação não espontânea provocada pela passagem de corrente elétrica, através de uma solução. cátodo ânodo ELETRÓLISE pólo negativo cátodo pólo positivo ânodo x++e-  x Y--e-Y

  4. * Para o pólo negativo (cátodo) migram os cátions da solução, ocorrendo a sua redução: X+ + e- Xo * Para o pólo positivo (ânodo) migram os ânions da solução, ocorrendo a sua oxidação: Y- - e- Yo No circuito externo, o cátodoé o eletrodo onde chegam elétrons e oânodo, onde saem os elétrons. ELETRÓLISE

  5. Se a eletrólise ocorre em meio aquoso, há uma preferência na competição de íons que sofrem descarga: CÁTIONS Au+3, Ag+, Cu+2, Ni+2, Fe+2, H+ , Ca+2, K+, ÂNIONS Cl-, Br-, I-, OH- , SO4-2, NO3-,... A preferência na descarga (perda de carga) ocorre em função do potencial de oxi -redução da espécie iônica envolvida. ELETRÓLISE

  6. Exemplo: *** Produtos da eletrólise do NaCl (aq) 2NaCl  2Na+ + 2Cl- 2H2O  2H+ + 2OH- Reação catódica (pólo -) 2H+ + 2 e-  H2(g) Reação anódica (pólo +) 2Cl- - 2 e-  Cl2(g) Sobra, na solução, NaOH (aq). ELETRÓLISE

  7. ELETRÓLISE

  8. Produtos primários da eletrólise Eletrólise aquosa do NaCl ELETRÓLISE

  9. Eletrólise ígnea do NaCl Fonte de corrente direta Fonte de corrente direta e- e- e- e- ânodo cátodo cátodo ânodo ELETRÓLISE

  10. Leis de Faraday As Leis de Faraday estabelecem a massa de material que é produzida durante a eletrólise. 1a Lei: m  Q (Q = carga = i . t) 2a Lei: m  E (E = equivalente-grama) ELETRÓLISE E = Mol / nox Portanto, associado as duas leis: m = K.i.t.E K = 1/F = 1/96.500 C.mol-1 (constante) 96.500 C.mol-1 = 1 Faraday = carga de 1 mol de elétrons

  11. Leis de Faraday Exemplo: Calcular a massa de níquel depositado numa eletrólise realizada durante 10 minutos, por uma corrente de 9,65 ampéres, usando uma solução aquosa de NiSO4. t = 10 min = 600 s i = 9,65 A E = 58,7/2 = 29,35g m = i.t.E / F = 9,65.600.29,35 / 96500 Resposta: m = 1,761 gramas ELETRÓLISE

  12. * Banhos eletrolíticos de metais - cromo, níquel, zinco, cobre, ouro, prata,.. APLICAÇÕES DA ELETRÓLISE

  13. e- e- * Banho eletrolítico de níquel Gerador ÂNODO CÁTODO - + OBJETO A NIQUELAR Reações * Cátodo: Ni+2 + 2 e- = Ni * Ânodo: Ni - 2 e- = Ni+2 APLICAÇÕES DA ELETRÓLISE ELETRODO DE NÍQUEL Ni Ni+2 SOLUÇÃO DE NiSO4

  14. Uma pilha (ou reação galvânica) é um processo que gera uma diferença de potencial e uma corrente elétrica. Nesse processo associamos duas reações que apresentam potenciais de oxi-redução diferentes entre sí. Os potenciais de oxi-redução “medem” a capacidade de oxidaçãoou de redução de um sistema. PILHAS

  15. Para os cátions, os metais alcalinos e alcalino-terrosos, por serem muito eletropositivos, apresentam elevado potencial de oxidação enquanto que os metais de transição apresentam, em relação aos primeiros elevado potencial de redução. Para fins comparativos, arbitra-se potencial zero para a reação H2 - 2 e- 2 H+ E = 0,0 V PILHAS

  16. Exemplos de Potenciais de redução Li+ + 1 e- Li E = - 3,04 V Na+ + 1 e- Na E = - 2,71 V Zn++ + 2 e- Zn E = - 0,76 V 2H+ + 2 e- H2 E = 0,00 V Cu+2 + 2e- Cu E = + 0,34 V Ag+ + 1 e- Ag E = + 0,80 V Au+3 + 3e- Au E = + 1,50 V PILHAS

  17. Uma das primeiras pilhas conhecidas é a de DANIELL, que consiste de um eletrodo de cobre e outro de zinco, segundo o esquema: ÂNODO CÁTODO PILHAS - + Solução de ZnSO4 Solução de CuSO4 Zn(s) -2e - Zn 2+ Cu2++2e - Cu(s) Redução Oxidação

  18. Na pilha de Daniell o Zn tende a se oxidar pois apresenta menor potencial de redução ( - 0,76 V) enquanto cobre apresenta maior potencial de redução ( + 0,34 V). Para a reação global ocorre o seguinte: Zn - 2 e- Zn+2 Cu+2 + 2 e-  Cu PILHAS

  19. Associado as duas reações resulta: Zn + Cu+2 Zn+2 + Cu * Zn sofre oxidação; * Cu+2 sofre redução. PILHAS

  20. fluxo de elétrons oxidação redução redutor oxidante Representação da pilha de Daniell Zn / Zn+2 // Cu+2 / Cu (ânodo: -) (cátodo: +) PONTE SALINA PILHAS Epilha = Eoxidante - Eredutor (sempre usar o potencial de redução)

  21. Observe que o sinal convencional do cátodo e do ânodo, na pilha, é o contrário do que ocorre na eletrólise. Justifica-se: * eletrólise: reação “forçada” * pilha: reação espontânea. Contudo, tanto nas pilhas quanto nas reações de eletrólise - cátodochegam elétrons - ânodo saem elétrons PILHAS

  22. Potencial na pilha de Daniell Eoxidante(Cu) = + 0,34 Volts Eredutor(Zn)= - 0,76 Volts Epilha = Eoxidante - Eredutor Epilha = + 0,34 - (- 0,76) = 1,10 Volts. * Epilha > 0 : reação espontânea * Epilha < 0 : reação não-espontânea PILHAS

  23. Pilha comum (Leclanché) REAÇÕES: 1)Ânodo Zn - 2e- Zn+2 2) Cátodo MnO2 + 2e-  Mn+2 cátodo de carbono (grafite) OUTRAS PILHAS ânodo de zinco pasta úmida de NH4Cl , MnO2 e carbono

  24. (+) (-) placas alternadas de Pb e PbO2 H2SO4 + H2O PbO2 (cátodo) Pb (ânodo) Bateria ou acumulador (automóvel) OUTRAS PILHAS

  25. Corrosão Metálica A corrosão de um metal é dada pelo contato de um metal com o ar úmido. OUTRAS PILHAS

  26. Corrosão Metálica OUTRAS PILHAS Quanto maior o E0 DE OXIDAÇÃO→ Maior a capacidade de perder elétrons → Melhor agente REDUTOR.

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