ELETROQUÍMICA

A matéria é constituída de partículas eletricamente carregadas. Assim, não é surpreendente que seja possível converter a energia química em energia elétrica e vice-versa. O estudo desses processos de interconversão é uma parte importante da eletroquímica que pode ser encarada sob dois pontos de vista:
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Como reação de substâncias capazes de gerar energia elétrica (pilhas, baterias, acumuladores);

Como utilização de energia elétrica para transformar as espécies (eletrólise).

PILHA

Pilha ou bateria são dispositivos que aproveitam a transferência de elétrons em uma reação de oxirredução, para propiciar o aparecimento de uma corrente elétrica através de um condutor.

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Consideremos a seguinte reação de oxirredução:

Zn(s) + Cu2+ → Zn2+(aq) + Cu0 (aq)

As placas metálicas estão ligadas através de um fio condutor. Esta pilha recebe o nome particular de Pilha de Daniell.

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Durante a reação, os elétrons deixam o metal Zn(s) e através do fio condutor se dirigem para a placa de cobre. A placa de zinco se desgasta, pois os átomos de Zn0, ao perderem elétrons, transformam-se em íons que passam para a solução.

Zn(s) → Zn2+ + 2e (semirreação de oxidação)

OXIDAÇÃO

Ato de oxidar, ou seja, perder elétrons. O nox aumenta.

No eletrodo do cobre, onde os elétrons estão chegando, observamos um depósito de cobre sobre a placa. Isto ocorre porque os elétrons atraem os íons cobre (Cu+2) que estão em solução, transformando-os em Cu0.

Cu2+ + 2e → Cu0 (semirreação de redução)

REDUÇÃO

Ato de reduzir, ou seja, ganhar elétrons. O nox diminui.

O eletrodo em que ocorre a redução, no caso, o eletrodo do cobre, é chamado de cátodo, que é o polo positivo da pilha.

O eletrodo em que ocorre a oxidação, neste caso, o eletrodo de zinco, é chamado de ânodo, que é o polo negativo da pilha.

A reação global da pilha será a soma das reações parciais de cada eletrodo:

Podemos representar as pilhas da seguinte maneira:

Substância metálica que sofre oxidação / cátion que se forma // cátion que sofre reação / substância metálica que se forma.

Portanto, para a pilha de zinco e cobre será:

Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu

A placa porosa e a ponte salina permitem a migração de íons de uma solução para a outra, de modo que o número de íons positivos e negativos na solução de cada eletrodo permaneça em equilíbrio.

Mas por que os íons migram do eletrodo de Zinco para o eletrodo de Cobre? Devido o seu potencial de redução.

POTENCIAL DE REDUÇÃO

Cada metal possui o seu potencial de redução, que significa a capacidade que o próprio tem para reduzir (ganhar elétron). Quem tiver o maior potencial de redução, ganhará elétrons em uma pilha. O eletrodo que perder elétron sofrerá oxidação, cujo o potencial é o valor contrário ao potencial de redução (sinais contrários).

Para obter uma referência numérica, mediu-se o potencial padrão de cada eletrodo, sendo que essa medida deveria ser feita em condições padrão (1 M, 25°C, 1 atm). O eletrodo escolhido como referência para ser padrão de comparação com os demais foi o eletrodo de hidrogênio, no qual uma placa ou platina foi mergulhada em uma solução de 1M de H+, onde há o borbulhamento de H2. A esse eletrodo foi atribuído o potencial 0 V (zero).

A voltagem de uma pilha corresponde à diferença dos potenciais dos eletrodos. No caso da Pilha de Daniell, essa voltagem corresponde a 1,10 v. 

Observe o porque:

Sendo assim, o potencial de redução do Cobre é maior que o do Zinco, sendo ele o elemento que reduz. Logo, o Zinco sofrerá oxidação e terá seu potencial de redução se tornando potencial de oxidação (invertendo o sinal), e sua reação de redução se torna uma reação de oxidação. Observe:

Temos então, a diferença de potencial de uma pilha sendo o somatório dos potenciais das semirreações.

Os potenciais dos eletrodos apresentam condições experimentais como condições padrão. São chamados de potenciais normais de oxirredução (E0).

E, assim, foi montada a tabela de potenciais dos eletrodos

Observação:

Não se esqueça de que a quantidade de elétrons que saem do anodo, deverá ser a mesma quantidade de elétrons que chega no cátodo. Logo, você poderá multiplicar as semirreações com intuito de igualar a quantidade de elétrons. Cuidado!!! Não se multiplica o valor do potencial!!!! Apenas as substâncias e os elétrons.

O PROCESSO DE CORROSÃO

Em presença de ar úmido ou de água contendo oxigênio dissolvido, alguns metais sofrem o fenômeno da corrosão, que é a dissolução dos mesmos sob a forma iônica.

O exemplo mais conhecido deste processo é a corrosão do ferro. Os átomos de Fe0 são oxidados a Fe2+ e os átomos do oxigênio, contidos sob a forma de O2 no ar atmosférico, são reduzidos a O2- sob a forma de O-2.

Reação anódica (oxidação)

Fe(s) → Fe2++ 2e

Reação catódica (redução)

1/2 O2(g) + H2O + 2e → 2 OH1-

O produto da corrosão do ferro é o Fe(OH)2, que posteriormente é oxidado a Fe(OH)3. Geralmente, o produto da corrosão do ferro é representado por Fe2O3 + 3H2O.

METAL DE SACRIFÍCIO

Uma forma de proteger o ferro da corrosão é mantê-lo em contato com um metal que seja mais propenso à corrosão que ele (metal com potencial de redução menor que o do ferro). Normalmente se utiliza o metal magnésio ou zinco para esta finalidade, devido aos seus baixos potenciais de redução. Este metal é conhecido como metal de sacrifício. Enquanto existir este metal em contato com o ferro, este será protegido do processo de corrosão. A proteção cessa quando o metal de sacrifício se dissolve totalmente. Este tipo de proteção é muito utilizado em cascos de embarcações.

Resumo: O metal de sacrifício é um metal com menor potencial de redução do que o metal a ser protegido. Logo, ele oxidará protegendo-o.

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