terça-feira, 1 de setembro de 2009

Eletrólise

Eletrólise é toda reação de oxirredução não espontãnea que ocorre pela passagem de corrente elétrica. É uma reação oposta à da descarga de uma pilha.
Quando fazemos a recarga de uma bateria, a reação que ocorre é uma eletrólise.


* Eletrólise com eletrodos inertes

Consideremos o seguinte experimento: dois eletrodos de platina são mergulhados numa solução aquosa de CuCl2 e ligados aos pólos de um gerados, intercalando-se no circuito uma lâmpada.
Verifica-se que a lâmpada se acende, fato indicativo de que a solução conduz corrente elétrica. De fato, a solução de CuCl2 é iônica (Cu² e Cl-) e por isso, conduz corrente elétrica. Para haver condução de corrente elétrica, o circuito precisa estar fechado, o que é feito pela migração de cargas elétricas sob forma de íons em solução para os eletrodos (Pt) de carga contrária.
Quando a solução de CuCl2 conduz corrente elétrica :
* os íons Cu² migram para o eletrodo (Pt) ligado ao pólo negativo do gerado e aí recebem os elétrons vindos do gerador, descarregando-se :

Cu² + 2e- ---> Cu

*Os íons Cl- migram para o eletrodo (Pt) ligado ao pólo positivo do gerador e aí se descarregam, lliberando elétrons que voltam ao gerador:

2Cl- ---> Cl2 + 2e-

Tanto numa pilha como numa eletrólise, a oxidação ocorre no ânodo e a redução, no cátodo. Porém, numa pilha, o ânodo é o pólo negativo e, numa eletrólise, o positivo; numa pilha, o cátodo é o pólo positivo e, numa eletrólise, o negativo.
A reação global mostra que o CuCl2 é completamente decomposto na eletrólise.
Consideremos agora uma solução aquosa de Na2SO4 que também conduz corrente elétrica, pois é iônica (2Na , SO²4 ). Verifica-se experimentalmente que, durante a passagem da corrente elétrica, há liberação de H2(g) no cátodo (-) e de O2(g) no ânodo (+) e que o volume de H2(g) é o dobro do volume de O2(g). Por sua vez, os íons Na+ e SO²4 permanecem inalterados na solução (íons espectadores). Isso mostra que, durante a passagem de corrente elétrica, há decomposição da água da solução:

2H2O ---> 2H2(g) + O 2(g)
cátodo (-) ânodo (+)

Na saolução aquosa, existem íons H+ e OH- , embora em pequena quantidade, provenientes de auto-ionização da água :

H2O -----> H+ + OH-
<-----

Acontece que a descarga dos íons H+ é mais fácil que a dos íons Na+ e, por isso, são os íons H+ que se descarregam e não os íons Na+.
Pilhas comerciais

* Pilha seca comum ou pilha de Leclanché

É a pilha mais comum, usada nas lanternas, nos rádios portáteis, brinquedos, etc. A parede da pilha é um invólucro de zinco que funciona como o ânodo ( pólo negativo ). O cátodo é constituído por uma barra cilíndrica centrl de grafite mergulhado numa pasta úmida contendo MnO2 , NH4Cl e carvão em pó.
As reações que ocorrem na descarga são complexas e anda não totalmente esclarecidas. Provavelmente, são:

Semi-reações no ânodo:
Zn ---> Zn² + 2e-

Semi-reações no cátodo:
2MnO2 + 2NH4 + 2e- ---> Mn2O3 + 2NH3 + H2O


Essa pilha tem uma voltagem de 1,5 V e não pode ser recarregada. (Se pudesse, seria chamada bateria).
A pilha comum, conhecida como pilha seca ou pilha de Leclanché, foi inventada em 1866 pelo engenheiro francês George Leclanché.

* Pilha seca alcalina

É semelhante à de Leclanché, só que, nesse caso, o NH4Cl é substituído por KOH. Como essa base é fortemente alcalina, a pilha recebeu esse nome. A grande vantagem dessa pilha é ter uma durabilidade muito maior que a comum. Ela também não pode ser recarregada.

* Pilha de mercúrio

Também é uma pilha alcalina e não recarregável. O cátodo é uma pasta úmida contendo HgO e KOH; o ânodo é de zinco. Sua grande vantagem é manter a voltagem durante a descarga; por isso, é usada em instrumentos sensíveis, como aparelhos de surdez. Podem ser feitas em tamanho muito pequeno (miniatura de pilha), em forma de botão.

Semi-reação no ânodo:
Zn ---> Zn² + 2e-

Semi-reação no cátodo:
HgO + H2O + 2e- ---> Hg + 2 (OH) -

* Bateria de níquel-cádmio

O termo "bateria" já sugere que deve ser recarregável, como de fato é. Essa bateria é muito usada em calculadoras, telefones celulares, telefones sem fio e inpumeros outros instrumentos. Tem a grande vantagem, em relação à bateria de chumbo, de poder ser contruída em tamanho pequeno, o que facilita e amplia seu uso.
O ânodo dessa bateria é de cádmio e o cátodo é uma pasta úmida alcalina contendo NiO2 e KOH. É uma bateria alcalina; por isso, tem grande durabilidade.

Semi-reação no ânodo:
Cd ---> Cd² + 2e-
Cd + 2(OH)- ---> Cd(OH)2

Semi-reação no cátodo:
NiO2 + 2H2O + 2e- ---> Ni(OH)2 + 2(OH)-

* Bateria de chumbo

Como o nome sugere, é reacrregável e contituida por um ânodo de chumbo. O cátodo é de PbO2 . Ânodo e cátodo são mergulhados numa solução aquosa de H2SO4 , de concentração aproximadamente igual a 30% em massa, que corresponde a uma densidade de 1.28 g/cm³. Essa bateria tem 2V de voltagem. Nessa concentração, a segunda etapa da ionização do H2SO4 se dá em pequena proporção e os ânios predominantes na solução são os de H2SO4 .
A bateria de automóvel é uma associação de três ou seis celas unitárias. Como cada cela tem voltagem igual a 2 V, a associação terá voltagem de 6 V ou 12 V. Por ser uma associação de baterias, a bateria do automóvel também é chamada acumulador de chumbo.

* Bateria de lítio

É uma pilha recarregável que consiste de ânodo de lítio e cátodo de um óxido de outro metal. As baterias de lítio são caracterizadas por sua alta confiabilidade e grande durabilidade. É usada em relógios de computadores, em marca-passos cardíacos e em situações nas quais a falta de energia pode causar problemas sérios.
Corrosão de Ferro

Na presença de ar úmido ou de água contendo oxigênio (ar) dissolvido, o ferro sofre um processo de oxidação, transformando-se em ferrugem, produto sem fórmula definida, mas que pode ser representado por Fe2O3 . xH2O.
A reação global do processo pode ser representada por esta equação:

2Fe + 3/2 O2 + xH2O ------> Fe2O3 . xH2O (ferrugem)

A ferrugem formada não adere à superfície do ferro, mas separa-se na forma de flocos, o que deixa o metal exposto continuamente ao processo de oxidação. À medida que o ferro se oxida, vai sofrendo corrosão.
A formação de ferrugem ocorre em duas etapas distintas. Inicialmente, forma-se Fe(OH)2 e , nesta etapa, o sistema reagente (Fe + H2O + O2) funciona como uma pilha galvânica, na qual o fluxo de elétrons é conduzido pelo próprio metal.
Os íons Fe²+ , formados na região do ânodo, migram peka água para a região do cátodo, no qual vão encontrar os íons OH- formados, originando o Fe (OH)2 que se oxida a Fe2O3 . xH2O. Em contrapartida, os elétrons liberados na região do ânodo migram, pelo próprio metal, para a região do cátodo no qual vão reagir com o H2O e o O2, originando OH-.
Quando outros metais (zinco, alumínio, níquel, etc.) são expostos ao ar úmido, também ocorre oxidação, mas os óxidos formados aderem à superfície do metal, constituindo uma película de proteção que interrompe a oxidação.

Por que a corrosão do ferro é mais rápida na presença de água do mar?
A corrosão do ferro ocorre sob a forma de uma descarga numa pilha galvânica. Os íons dos sais dissolvidos na água do mar vão facilitar a descarga e, com isso, acelerar a corrosão do ferro. Outras soluções iônicas também aceleram a corrosão do ferro.

Pilha Voltaica ou Galvânica

Ao mergulharmos uma lâmina de zinco (Zn) em uma solução contendo íons de cobre (Cu²), responsáveis por uma cor azul, poderíamos observar que a lâmina de zinco sofreu corrosão e passou a apresentar um depósito de metal avermelhado (Cu) em superfície. A intensidade da coloração azul da solução diminuiu significativamente, e a solução passou a apresentar íons Zn².
Todas essas evidências podem ser explicadas pelo seguinte processo :

Zn(s) + Cu²(aq) ------> Zn²(aq) + Cu(s)
l l l
(lâmina) (responsável (metal

pela cor azul avermelhado)
da solução)

A corrosão da lâmina de zinco e a ocorrência de íons Zn²+ na solução se devem à oxidação do metal, que pode ser representada pela seguinte semi-reação:

Zn(s) -----> Zn²+(aq) + 2e- (semi-reação de oxidação)

A diminuição da intensidade da coloração azul da solução e o depósito de metal avermelhado (Cu) na lâmina são o resultado da redução do Cu²+ , que pode ser representada pela semi-reação :

Cu²(aq)+ + 2e- ----> Cu(s) (semi-reação de redução)


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Em 1841, o químico inglês
John Daniell (1790-1845)
apresentou a pilha de zinco-
cobre com soluções separadas
por uma membrana porosa.
Em homenagem a este cientista,
esse dispositivo passou a ser conhecido
como pilha de Daniell.

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Reação de Oxirredução ou Redox

Se acrescentarmos o metal Zinco ( Zn ) a uma solução de ácido clorídrico ( HCl ) , a reação de metal de zinco com uma solução aquosa de ácido clorídrico produz cloreto de zinco e gás hidrogênio, e pode-se observar uma efervescência.
Devido a transferência de elétrons do metal zinco para o cátion H, há mudança dos estados de oxidação. Zn perde 2 elétron ( Zn > Zn² ) e 2H ganha 2 elétrons ( 2H > H² ).
As reações nas quais há tranferência de elétrons de um reagente para outro foram chamadas reações de oxirredução ou redox. A perda de elétrons foi denominada oxidação e o ganho, redução. Zn(sólido) + 2H²(aq) ------> Zn²(aq) + H2(g) é uma reação de oxirredução. O Zn sofre uma oxidação, pois perde 2 elétrons; o H sofre redução, pois ganha 1 elétron.
O reagente que perde elétrons numa reação de oxidação é chamado agente redutor. O que ganha elétrons é o agente oxidante. Na reação em questão, o Zn é o redutor, porque perdeu elétrons ou porque sofreu oxidação, e o H é o oxidante, porque ganhou elétrons ou sofreu redução. De fato, foi o Zn que reduziu o H; portanto, ele é o redutor; em contrapartida, foi o H que oxidouo Zn; logo, ele é o oxidante.
Uma perda de elétrons acarreta um aumento de nox, ou seja, uma oxidação produz aumento de nox. Um ganho de elétrons provoca diminuição de nox, ou seja, uma redução produz diminuição de nox. Assim, o Zn perdeu elétrons ou sofreu oxidação e seu nox aumentou, pois passou de zero para +2. Já o H ganhou elétron ou sofreu redução e seu nox diminuiu, passou de +1 para zero.

Resumindo
Perda de elétrons --> Oxidação --> Aumento de Nox
Ganho de elétrons --> Redução --> Diminuição de Nox
Oxidante --> Ganha de elétrons --> Sofre redução
Redutor --> Perde elétrons --> Sofre oxidação

terça-feira, 7 de julho de 2009

A primeira pesquisa na área da Eletroquímica, foi feita por Alexandre Volta no século XVIII, ele inventou a tão falada pilha eletrônica. Mas o principal impulsionados dessa ciência é Michael Faraday. Pois foi ele quem descobriu os mecanismos e leis da eletrólise, fenômeno que facilita a realização de experiências químicas com ajuda de correntes elétricas.
Reações Eletroquímicas: Se fundam na existência de moléculas com certo grau de instabilidade elétrica. Os elétrons são distribuidos ao redor de seu núcleo, os átomos podem atrair novos elétrons ou repelir alguns deles.
Existe outro tipo de moléculas, chamas átomos polares, que mesmo sem repartir os elétrons ( como se dá nos compostos iônicos ), eles possuem átomos com desiguais afinidades eletrõnicas.Quando se passa uma corrente elétrica através de substância composta de íons ou moléculas, pode-se ocorrer reações químicas produzidas como efeito do impulso elétrico.
O processo eletroquímico de aplicação mais freqüente é a eletrólise, que pode ser utilizada na obtenção de energia elétrica a partir da energia desprendida em uma reação química.Para tal se empregam sais iônicos dissolvidos ou fundidos em um recipiente ou cuba eletrolítica, em que também se introduzem os dois pólos ou extremidades de um circuito elétrico. Para que o circuito se feche, o líquido ou eletrólito contido na cuba deve ser condutor de corrente elétrica. Esta, ao passar pelo líquido, provoca transformações químicas e eventuais ganhos de energia. O pólo positivo submerso, ou ânodo, atrai os ânions ou íons negativos da solução, enquanto o pólo negativo, ou catodo, atrai os cátions ou íons positivos. As pilhas constituem uma aplicação especial desse tipo de processo.Incluem-se no campo de estudo da eletroquímica as chamadas reações de oxidação-redução, ou redox, nas quais, ainda que não haja nenhuma corrente elétrica exterior, produzem-se trocas de elétrons entre os diversos componentes. Assim, o elemento ou composto oxidante captura os elétrons do chamado redutor, para dar lugar a novas ligações químicas e, em conseqüência, a produtos de reação distintos dos iniciais. A eletrólise é um dos processos que dão origem a reações redox. As reações eletroquímicas, sejam eletrolíticas ou não, em geral são empregadas na obtenção de numerosos compostos gasosos, puramente metálicos e orgânicos.

sexta-feira, 3 de julho de 2009

Queremos resolver problemas de geração de energia ou soluções para possíveis problemas com energia. As razões que justificam o trabalho é a produção alternativa de energia. O assunto apesar de complicado ele é interessante e vai acrescentar conhecimento a todos, tanto os componentes do grupo como os outros de fora. O melhor aproveitamento da energia produzida por pilhas comuns e baterias ( acumulador de energia, que foi produzida a partir de reação de combustão, convertida em movimento e mecânica em elétrica ).O trabalho se dirige a toda população, mas principalmente a classe alta. Pretendemos levar informação ao público interessado. Queremos proporcionar esse conhecimento produzido através do trabalho apresentado.
Cronograma:
I- Levar informação.
II- Produzir conhecimento