Eletroquímica

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Os químicos ingleses John Daniell (esquerda) e Michael Faraday (direita), ambos creditados como os fundadores da eletroquímica atual.
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A Eletroquímica é um ramo da química que estuda todas as reações e fenômenos químicos entre que se relacionam os elementos químicos e as substâncias químicas, em relação ao uso da energia elétrica.

Este campo científico abrange todos os processos químicos que envolvam transferência de elétrons entre substâncias, logo, a transformação de energia química em energia elétrica. Quando tal processo ocorre, produzindo transferência de elétrons, produzindo espontaneamente corrente elétrica quando ligado a um circuito elétrico, ou produzindo diferença de potencial entre dois polos, é chamado de pilha ou bateria (que muitas vezes é formada de diversas células). Quando tal processo é proporcionado, induzido, pela ação de uma corrente elétrica de uma fonte externa, este processo é denominado de eletrólise.

História[editar | editar código-fonte]

A origem da eletroquímica vem de aproximadamente 1791, com a união entre a bioquímica e a eletricidade , a partir da observação de Luigi Galvani, quando estava dissecando um sapo, com a observação em relação a contração dos músculos da espécie quando estava recebendo energia elétrica. Em 1801, com os estudos de Volta, comunicando a Sociedade Real de Londres, com o uso de discos (chamados de eletrodos) alternados de cobre e zinco, separados por algodão embebido em solução salina, conseguiu inventar a pilha.

John Frederic Daniell, em 1836, construiu uma pilha com, eletrodos de cobre e zinco, mas cada
eletrodo ficava em uma célula individual, possuindo um tubo, chamado de "ponte salina"
que ligava as duas cubas, aumentando sua eficiência. Este tipo de dispositivo passou a ser chamado de pilha de Daniell.

Em 1923, os pesquisadores Debye e Hückel escreveu a teoria das soluções iônicas em condução..[1]

Descrição[editar | editar código-fonte]

Os elementos envolvidos em uma reação eletroquímica são caracterizados pelo número de elétrons que têm. O número de oxidação de um íon é o número de elétrons que este aceitou ou doou quando comparado com seu estado neutro (que é definido como tendo número de oxidação igual a zero). Se um átomo ou íon doa elétrons em uma reação, seu número de oxidação aumenta, se aceita um elétron seu número diminui.A perda de elétrons de uma substância é chamada oxidação, e o ganho é conhecido como redução.

Uma reação na qual ocorrem oxidação e redução é chamada de reação redox.

Para uma reação ser considerada eletroquímica, deve envolver passagem de corrente elétrica em uma distância finita maior que a distância interatômica.

Uma reação eletroquímica é uma reação redox que ocorre com a simultânea passagem de corrente entre dois elétrodos.

A corrente que circula no meio reacional pode ter duas origens:

Em ambos os casos, tem-se sempre dois elétrodos:

  • Ânodo: elétrodo para onde se dirigem os ânions ou, alternativamente, onde se formam cátions. Nesse elétrodo sempre ocorre corrosão, com conseqüente perda de massa, e sempre ocorre oxidação dos ânions ou, alternativamente a formação dos cátions a partir do metal do elétrodo (quando então tem-se também uma oxidação).
  • Cátodo: elétrodo para onde se dirigem os cátions. Nesse elétrodo ocorre sempre depósito, e também redução dos cátions.

No estudo dos células eletroquímicas (pilhas ou células eletrolíticas) mediante a termodinâmica, faz-se uso de uma abordagem de equilíbrio - a corrente que passa pela célula é infinitesimal, a reação ocorre mediante pequenas passagens de carga pelos elétrodos (pela lei da conservação da carga a carga que entra por um elétrodo é a mesma que sai pelo outro).

Nesse caso, a célula se caracteriza por uma força eletromotriz ou f.e.m. (ε). Na prática pode-se dizer que consiste numa diferença de potencial em circuito aberto. Essa diferença de potencial é função de fatores tais como concentração dos reagentes, solvente, temperatura e, em muitíssima menor contribuição, a pressão.

No meio reacional, os íons tem geralmente diferentes "velocidades", que normalmente são baixas, devido a viscosidade que eles têm de vencer. Para se medir tais "velocidades", define-se a mobilidade de um íon. A mobilidade iônica (u) de um íon consiste na sua velocidade na direção do campo elétrico de intensidade unitária, e tem unidades m s-1/V m-1 ou, simplesmente m2 s-1 V-1.

Por outro lado, em regiões próximas aos elétrodos, a cinética toma outras feições, já que então depende de fenômenos de superfície, o que forçosamente envolve a noção de energia superficial.

De qualquer modo, os íons movimentam-se e sofrem oxirredução sempre envoltos em algumas camadas de solvente, ou seja, estão sempre solvatados. Essa é a razão principal pelo qual os íons se movimentam com dificuldade.

A solvatação é determinada, em grande parte, por dois fatores: a carga do íon e seu raio. Como o jogo de interações múltiplas entre os íons é muito complexo, faz-se uso de simplificações, principalmente quando se admitem grandes diluições.

De outro modo, a noção de concentração não é inteiramente útil, no sentido de que não mede diretamente o que acontece. Como sofrem múltiplas interações, elas se somam de forma complexa, em grandes concentrações. Então é mais conveniente usar o conceito de atividade.

No caso de uma célula eletroquímica, em função da complexidade dessas interações, não segue necessariamente a lei de Ohm. Ou seja, a corrente elétrica não é proporcional à tensão elétrica aplicada à célula.

Uma pilha útil é aquela na qual o potencial gerado tem alguma vantagem sobre o custo da pilha. Para obter-se um bom potencial, é necessário que a diferença entre os potências do ânodo e do cátion seja grande: o agente redutor deve ter potencial negativo e o oxidante deve ter potencial positivo.

Mecanismos[editar | editar código-fonte]

Para entender-se os processos químicos envolvidos, estabeleceremos as reações químicas da pilha de Volta e de Daniell.

Sendo catodo o eletrodo positivo, e sendo o eletrodo onde ocorre a redução, ocorre ganho de elétrons. O anodo sendo o eletrodo negativo, é o eletrodo onde ocorre oxidação, ocorrendo perda de elétrons.

As semi-equações das reações que ocorrem:

Cu2+ + 2 e- → Cu(s)

o íon cobre (Cu2+) da solução é reduzido pelos dois elétrons, por 2 e-, que são providos pela corrente elétrica.

Zn(s) → Zn2+ + 2 e-

o zinco metálico é oxidado, formando íon zinco (Zn2+) e há a liberação de dois elétrons, 2 e-. Estes elétrons liberados serão os responsáveis pela geração da corrente elétrica do sistema (no caso, a pilha).

Cu2+ + 2 e- → Cu0
Zn0 → Zn2+ + 2 e-
______________________
Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu

Com o prosseguimento da reação, ocorrerá formação de cobre metálico, que se deposita no eletrodo de cobre, em sua superfície, enquanto o eletrodo de zinco é corroído, pois o zinco estará se transformando em íons que passarão para a solução de sulfato de zinco.

A pilha de Daniell pode ser escrita por:

Zn0 + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu0

ou, de uma forma mais esquemática, que pode ser adaptada à diversas pilhas, com diversos eletrodos metálicos:

Zn | Zn2+ || Cu2+ | Cu

onde, || representa a ponte salina.

Aplicações[editar | editar código-fonte]

  • Em pilhas eletroquímicas;
  • Na eletrônica, na produção de placas eletrônicas;
  • Na metalurgia, com a produção de alumínio, de cobre, entre outros;
  • Na produção de commodities industriais, como o hidróxido de sódio;
  • Na operação das células solares;
  • Na biologia, na produção de inúmeras enzimas.[2]
  • Na geologia, com alguns tipos de movimentação na Terra, com a integração das substâncias com polos positivos e negativos.[3]
  • Na usinagem, com a operação de erosão eletroquímica.[4]

Referências

  1. Modern Electrochemistry, 2° Edição, John O'M.Bockris e Amulya K.N.Reddy;Página 1
  2. Principles of Eletrochemistry; 2° Edição; J. Koryta, J. Dvorán e L. Kava; 1994
  3. Modern Electrochemistry, 2° Edição, John O'M.Bockris e Amulya K.N.Reddy;Página 19
  4. http://www.essel.com.br/cursos/material/01/ProcessosFabricacao/78proc.pdf

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Ver também[editar | editar código-fonte]