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 uma área da química que estuda as reações que envolvem transferência de elétrons e seus fenômenos associados por meio de um dispositivo chamado célula eletroquímica pelo qual ocorrem reações de oxido-redução para produzir interconversão de energia química em elétrica, nas quais ocorre a mudança no número de oxidação de no mínimo 2 reagentes, sendo que um destes deve ter seu número de oxidação aumentado (oxidação) enquanto outro deve ter seu número de oxidação reduzido (redução), constituindo assim par redox. A eletroquímica também vai estudar a formação de energia química por meio da energia elétrica pelo processo chamado de eletrólise. Sendo assim tem-se dois tipos de células:

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.

A eletroquímica está muito presente no nosso dia-a-dia. Está presente basicamente em pilhas e baterias utilizadas em aparelhos eletrônicos, como celular, controle remoto, lanternas, filmadoras, calculadoras, brinquedos eletrônicos, rádios à pilha, computadores e muitos outros. 

História[editar | editar código-fonte]

A História da Eletricidade começa na Antigüidade, a partir da Grécia Antiga. Segundo Tales de Mileto, ao se esfregar um pedaço de âmbar com pele de carneiro, era possível observar que pedeços de palha eram atraídos pelo âmbar. A palavra eléktron (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.

Cientistas envolvidos:

Camnago e Pávia

Luigi Galvani e Alessandro Volta

Michael Faraday

Svante Arrhenius

Erich Hückel

John F. Daniell

Michael Faraday

Sir Humphry Davy

Wiliam Nicholson

Principais Descobertas e Experimentos:

Luigi Galvani (1737-1798) 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.

Em seguida, foram decompostas 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. Foi feita por Sir Humphry Davy (1801)

Faraday realizou pesquisas e elaborou teorias que constituíram os fundamentos da eletroquímica e do eletromagnetismo. 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 (1875) que a possibilidade de uma reação química ocorrer poderia ser avaliada pela diferença de potencial em uma célula galvânica. Walther Nernst (1889) estudou sistemas em equilíbrio e relacionou o potencial da célula com a concentração das substâncias químicas utilizadas.

Svante Arrhenius (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.

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 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 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.

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:

Zn0 + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu0

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.[1]
  • Na geologia, com alguns tipos de movimentação na Terra, com a integração das substâncias com polos positivos e negativos.[2]
  • Na usinagem, com a operação de erosão eletroquímica.[3]

Referências

  1. J. Koryta; J. Dvorán; L. Kava. Principles of Eletrochemistry 2 ed. [S.l.: s.n.] 
  2. Jonh O. M. Bockris; Amulya K. N. Reddy. Modern Electrochemistry 2 ed. [S.l.: s.n.] p. 19. 
  3. «Cursos» (pdf). 

Ver também[editar | editar código-fonte]