Eletroquímica

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Os químicos ingleses John Frederic Daniell (esquerda) e Michael Faraday (direita), ambos creditados como os fundadores da eletroquímica atual.
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Eletroquímica é um dos ramos da físico-química que estuda as reações que envolvem transferência de elétrons para a transformação de energia química em energia elétrica e vice-versa;[1] isto é, estuda reações de oxirredução ou redox. Tal interconversão energética é de grande importância por ser a base do funcionamento de dispositivos como a pilha comum, em que há uma reação química espontânea que gera corrente elétrica. Além disso, é possível fazer o processo inverso: forçar reações químicas não espontâneas a ocorrerem aplicando uma corrente elétrica. Esse processo é denominado eletrólise.

A eletroquímica está, portanto, muito presente no cotidiano, já que é usada em pilhas e baterias que, por sua vez, são utilizadas em aparelhos eletrônicos, como celular, controle remoto, lanternas, filmadoras, calculadoras, brinquedos eletrônicos, rádios à pilha, computadores e muitos outros.

Tipos de Células Eletroquímicas[editar | editar código-fonte]

I ) Células Galvânicas: Quando a reação eletroquímica ocorre de forma espontânea tem-se a conversão da energia química em energia elétrica, tal qual ocorre em dispositivos como pilhas, baterias, células a combustível.

II) Células Eletrolíticas: Quando energia elétrica é consumida sendo convertida em energia química pelo sistema ocorre a dita eletrólise, uma reação não espontânea, que é utilizada para a produção de, por exemplo, alumínio metálico a partir de seu minério (bauxita), cloro, hidrogênio, etc.

História[editar | editar código-fonte]

Idade antiga[editar | editar código-fonte]

A História da Eletricidade começa na Antiguidade, a partir da Grécia Antiga. Segundo Tales de Mileto, ao se esfregar um pedaço de âmbar com pele de carneiro, era possível observar que pedaços de palha eram atraídos pelo âmbar. A palavra eletrão (ἤλεκτρον) significa âmbar em grego.

Em relação ao seu desenvolvimento no Oriente, especula-se que objetos encontrados no Iraque, datados de 250 a.C., seriam utilizados como um tipo de bateria.

Desenvolvimento nos séculos XVI ao XVIII[editar | editar código-fonte]

Luigi Galvani descobriu que os músculos e nervos na perna de um sapo sofriam uma contração ou espasmo causado pela corrente elétrica liberada por um gerador eletrostático.

Desenvolvimento nos séculos XIX ao XX[editar | editar código-fonte]

Em 1800, William Nicholson e Johann Wilhelm Ritter conseguiram decompôr, através de eletrólise, água pura em hidrogênio e oxigênio.[2] Logo após, Ritter descobriu o processo de galvanoplastia. Ele também observou que a quantidade de metal depositado e de oxigênio produzido durante uma eletrólise dependiam da distância entre os eletrodos. Já em 1801, Ritter observou correntes termelétricas, antecipando a descoberta da termeletricidade por Thomas Johann Seebeck.

Retrato de Sir Humphry Davy no século XIX.

Em 1801, Sir Humphry Davy decompôs soluções de vários sais empregando neles energia elétrica proveniente de uma pilha, fazendo assim, com que ocorresse o isolamento do sódio e do potássio de seus hidróxidos. [3]

Faraday realizou pesquisas e elaborou teorias que constituíram os fundamentos da eletroquímica e do electromagnetismo. Os estudos realizados sobre a eletrólise de soluções de sais, ácidos e bases, serviram para obter as leis básicas da eletrólise (1834), relacionando a ação química produzida pela corrente e a quantidade de eletricidade.

Josiah Willard Gibbs demonstrou em 1875 que a possibilidade de uma reação química ocorrer poderia ser avaliada pela diferença de potencial em uma célula galvânica. Walther Nernst estudou sistemas em equilíbrio e relacionou o potencial da célula com a concentração das substâncias químicas utilizadas em 1889.

O químico sueco Svante Arrhenius, foto tirada nos anos de 1880.

Svante Arrhenius, em 1887, explicou a condutância elétrica de soluções em termos de migração de íons e equilíbrio entre íons e moléculas.

Em 1923, Peter Debye (prêmio Nobel em Química em 1936) e Erich Hückel explicaram a condutância, o potencial eletroquímico e outras propriedades de soluções iônicas.

Reação eletroquímica[editar | editar código-fonte]

Os elementos envolvidos em uma reação eletroquímica são caracterizados pelo número de elétrons que há nela. O número de oxidação de um íon é o número de elétrons que esse 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 de 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 consequente 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 iões 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 ião. A mobilidade iônica (u) de um ião 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 iões movimentam-se e sofrem oxidação-redução sempre envoltos em algumas camadas de solvente, ou seja, estão sempre solvatados. Essa é a razão principal pelo qual os iõess se movimentam com dificuldade.

A solvatação é determinada, em grande parte, por dois fatores: a carga do ião e seu raio. Como o jogo de interações múltiplas entre os iõess 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:

Na primeira equação, o íon cobre (Cu2+) da solução é reduzido pelos dois elétrons (e-), que são providos pela corrente elétrica. Já na segunda, o zinco metálico é oxidado, formando íon zinco (Zn2+) e há a liberação de dois elétron. Esses elétrons liberados serão os responsáveis pela geração da corrente elétrica do sistema (no caso, a pilha).

___________________________

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.

Observação: Não é obrigatório que o cátodo da células galvânica seja de cobre. Este cátodo pode ser de qualquer material inerte que conduza eletricidade, como a platina ou o grafite. Este eletrodo será de qualquer forma um eletrodo de cobre, pois sendo iniciada a reação ele é recoberto com cobre, passando a ser um eletrodo de cobre. Da mesma forma, tem se a solução de compartimento anódico (onde tem-se a imersão da chapa de zinco), não é necessário conter íons zinco no início. Estes íons serão fornecidos ao iniciar a reação.

A pilha de Daniell pode ser escrita por:

ou, de uma forma mais esquemática, que pode ser adaptada a 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.[4]
  • Na geologia, com alguns tipos de movimentação na Terra, com a integração das substâncias com polos positivos e negativos.[5]
  • Na usinagem, com a operação de erosão eletroquímica.[6]

Referências

  1. Vargas Fogaça, Jennifer Rocha. «Eletroquímica. Introdução ao estudo da Eletroquímica». Mundo Educação 
  2. http://www.dec.ufcg.edu.br/biografias/WilliNic.html
  3. http://www.crq4.org.br/qv_sir_humphry_davy
  4. J. Koryta; J. Dvorán; L. Kava. Principles of Eletrochemistry 2 ed. [S.l.: s.n.] 
  5. Jonh O. M. Bockris; Amulya K. N. Reddy. Modern Electrochemistry 2 ed. [S.l.: s.n.] p. 19 
  6. «Cursos» (pdf) 

Ver também[editar | editar código-fonte]