17: Eletroquímica
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A eletroquímica lida com as reações químicas que produzem eletricidade e as mudanças associadas à passagem da corrente elétrica pela matéria. As reações envolvem transferência de elétrons e, portanto, são reações de redução de oxidação (ou redox). Muitos metais podem ser purificados ou galvanizados usando métodos eletroquímicos. Dispositivos como automóveis, smartphones, tablets eletrônicos, relógios, marca-passos e muitos outros usam baterias como energia. As baterias usam reações químicas que produzem eletricidade espontaneamente e que podem ser convertidas em trabalho útil. Todos os sistemas eletroquímicos envolvem a transferência de elétrons em um sistema reativo. Em muitos sistemas, as reações ocorrem em uma região conhecida como célula, onde a transferência de elétrons ocorre nos eletrodos.
- 17.1: Equilibrando as reações de redução de oxidação
- Uma corrente elétrica consiste em uma carga móvel. A carga pode estar na forma de elétrons ou íons. A corrente flui por um caminho circular ininterrupto ou fechado chamado circuito. A corrente flui através de um meio condutor como resultado de uma diferença no potencial elétrico entre dois pontos em um circuito. O potencial elétrico tem as unidades de energia por carga. Nas unidades SI, a carga é medida em coulombs (C), a corrente em amperes e o potencial elétrico em volts.
- 17.2: Células galvânicas
- As células eletroquímicas normalmente consistem em duas meias-células. As meias-células separam a meia-reação de oxidação da meia-reação de redução e possibilitam que a corrente flua através de um fio externo. Uma meia célula contém o ânodo. A oxidação ocorre no ânodo. O ânodo está conectado ao cátodo na outra meia célula. A redução ocorre no cátodo. Adicionar uma ponte de sal completa o circuito, permitindo que a corrente flua.
- 17.3: Potenciais de redução padrão
- Atribuir o potencial do eletrodo de hidrogênio padrão (SHE) como zero volts permite a determinação de potenciais de redução padrão, E°, para meias-reações em células eletroquímicas. Como o nome indica, os potenciais de redução padrão usam estados padrão (1 bar ou 1 atm para gases; 1 M para solutos, geralmente a 298,15 K) e são escritos como reduções (onde os elétrons aparecem no lado esquerdo da equação).
- 17.4: A equação de Nernst
- O trabalho elétrico é o negativo do produto da carga total (Q) e do potencial celular (Ecell). A carga total pode ser calculada como o número de moles de elétrons (n) vezes a constante de Faraday (F = 96.485 C/mol e−). O trabalho elétrico é o trabalho máximo que o sistema pode produzir e, portanto, é igual à mudança na energia livre. Assim, qualquer coisa que possa ser feita com ou para uma mudança de energia livre também pode ser feita para ou com um potencial celular.
- 17.5: Baterias e células de combustível
- As baterias são células galvânicas, ou uma série de células, que produzem uma corrente elétrica. Quando as células são combinadas em baterias, o potencial da bateria é um múltiplo inteiro do potencial de uma única célula. Existem dois tipos básicos de baterias: primárias e secundárias. As baterias primárias são de “uso único” e não podem ser recarregadas. As células secas e (a maioria) das pilhas alcalinas são exemplos de baterias primárias. O segundo tipo é recarregável e é chamado de bateria secundária.
- 17.6: Corrosão
- A corrosão é a degradação de um metal causada por um processo eletroquímico. Grandes somas de dinheiro são gastas a cada ano reparando ou prevenindo os efeitos da corrosão. Alguns metais, como alumínio e cobre, produzem uma camada protetora quando corroem no ar. A fina camada que se forma na superfície do metal impede que o oxigênio entre em contato com mais átomos de metal e, assim, “protege” o metal restante de corrosão adicional. O ferro corrói (forma ferrugem) quando exposto à água
- 17.7: Eletrólise
- Usar eletricidade para forçar a ocorrência de um processo não espontâneo é eletrólise. As células eletrolíticas são células eletroquímicas com potenciais celulares negativos (ou seja, uma energia livre de Gibbs positiva) e, portanto, não são espontâneas. A eletrólise pode ocorrer nas células eletrolíticas através da introdução de uma fonte de alimentação, que fornece a energia para forçar os elétrons a fluir na direção não espontânea. A eletrólise é feita em soluções, que contêm íons suficientes para que a corrente possa fluir.
- 17.E: Eletroquímica (exercícios)
- Estes são exercícios de lição de casa para acompanhar o mapa de texto criado para “Química” pela OpenStax. Bancos de perguntas complementares de Química Geral podem ser encontrados em outros mapas de texto e podem ser acessados aqui. Além dessas perguntas publicamente disponíveis, o acesso ao banco de problemas privado para uso em exames e trabalhos de casa está disponível para o corpo docente apenas individualmente; entre em contato com Delmar Larsen para obter uma conta com permissão de acesso.