Introdução à Eletroquímica
Autor: Kathrian Marques | Publicado: 2012-12-13T16:55:00-08:00



Muito bem leitores, hoje iremos dar introdução a um assunto muito interessante na área da química: a Eletroquímica. Abaixo estão alguns conceitos iniciais sobre este assunto.



Para iniciar, a&nbsp;Eletroquímica&nbsp;é uma parte da&nbsp;química&nbsp;que estuda&nbsp;reações químicas&nbsp;que ocorrem em uma&nbsp;solução&nbsp;envolvendo um&nbsp;condutor&nbsp;(um&nbsp;metal&nbsp;ou um semicondutor) e um condutor iônico (o&nbsp;eletrólito), envolvendo trocas de&nbsp;elétrons&nbsp;entre o&nbsp;eletrodo&nbsp;e o eletrólito.

Este campo científico abrange todos os&nbsp;processos químicos&nbsp;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&nbsp;corrente elétrica quando ligado a um&nbsp;circuito elétrico, ou produzindo&nbsp;diferença de potencial&nbsp;entre dois polos, é chamado de&nbsp;pilha&nbsp;ou&nbsp;bateria&nbsp;(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&nbsp;eletrólise

Os elementos envolvidos em uma reação eletroquímica são caracterizados pelo número de&nbsp;elétrons&nbsp;que têm. O número de oxidação de um&nbsp;íon&nbsp;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&nbsp;oxidação, e o ganho é conhecido como redução.



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

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

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



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

No próprio meio, quando então tem-se uma&nbsp;pilha&nbsp;eletroquímica.
Gerada por uma&nbsp;fonte elétrica&nbsp;externa, quando então tem-se uma&nbsp;célula eletrolítica.


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

Ânodo: elétrodo para onde se dirigem os&nbsp;ânions&nbsp;ou, alternativamente, onde se formam&nbsp;cátions. Nesse elétrodo sempre ocorre&nbsp;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&nbsp;células eletroquímicas&nbsp;(pilhas ou células eletrolíticas) mediante a&nbsp;termodinâmica, faz-se uso de uma abordagem de&nbsp;equilíbrio&nbsp;- a corrente que passa pela célula é&nbsp;infinitesimal, a reação ocorre mediante pequenas passagens de carga pelos elétrodos (pela&nbsp;lei da conservação da carga&nbsp;a carga que entra por um elétrodo é a mesma que sai pelo outro).



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

No meio reacional, os&nbsp;íons&nbsp;tem geralmente diferentes "velocidades", que normalmente são baixas, devido a&nbsp;viscosidade&nbsp;que eles têm de vencer. Para se medir tais "velocidades", define-se amobilidade&nbsp;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&nbsp;ou, simplesmente m2&nbsp;s-1V-1.

Por outro lado, em regiões próximas aos elétrodos, a&nbsp;cinética&nbsp;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&nbsp;oxirredução&nbsp;sempre envoltos em algumas camadas de solvente, ou seja, estão sempre&nbsp;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&nbsp;atividade.

No caso de uma&nbsp;célula eletroquímica, em função da complexidade dessas interações, não segue necessariamente a&nbsp;lei de Ohm (que particularmente nós do blog conhecemos bem). Ou seja, a&nbsp;corrente elétrica&nbsp;não é proporcional à&nbsp;tensão elétrica&nbsp;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.

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Mecanismos


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+&nbsp;+ 2 e-&nbsp;→ Cu(s)

o íon cobre (Cu2+) da solução é reduzido pelos dois elétrons, por 2 e-, que são providos pela corrente elétrica.
Zn(s)&nbsp;→ Zn2+&nbsp;+ 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+&nbsp;+ 2 e-&nbsp;→ Cu0Zn0&nbsp;→ Zn2+&nbsp;+ 2 e-______________________Zn + Cu2+&nbsp;→ Zn2+&nbsp;+ 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&nbsp;sulfato de zinco.

A pilha de Daniell pode ser escrita por:
Zn0&nbsp;+ Cu2+(aq)&nbsp;→ Zn2+(aq)&nbsp;+ Cu0

ou, de uma forma mais esquemática, que pode ser adaptada à diversas pilhas, com diversos eletrodos metálicos:
Zn | Zn2+&nbsp;||&nbsp;Cu2+&nbsp;| Cu

onde,&nbsp;||&nbsp;representa a ponte salina.



muito bem, esta foi a introdução à eletroquímica, esperamos que tenha gostado deste post e que tenha lhe servido de muita utilidade, obrigado e bom estudo &nbsp; \/



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