Aplicações da eletrólise

Galvanoplastia:

     Consiste em revestir a superfície de uma peça metálica com uma fina camada de outro metal por meio da eletrólise aquosa de seu sal. A peça atuará como cátodo, e o sal deve conter íon do metal que deseja depositar. Os exemplos mais conhecidos são o revestimento por crômio, a cromação. ou por níquel, a niquelação.

Semirreação do cátodo (cromação): Cr^3+(aq)+3 e^- > Cr^0(s)

Semirreação do cátoco (niquelação) : Ni^2+(aq)+2e^- > NI^0 (s)

                                                   /\

                                  Depósito metálico no cátodo

     O nome  Galvanoplastia é uma homenagem ao cientista italiano Luigi Galvani(1737-1798) .Esse processo é muito utilizado para revestir anéis,brincos,pulseiras,correntes,relógios,faqueiros etc. com uma fina camada(que tem espessura da ordem de 2,0.10^-4 cm) de prata ou ouro . A produção de ferro galvanizado ,que consiste no ferro que recebeu uma camada superficial de zinco , também pode ser feita por eletrólise.

 ANODIZAÇÃO

     Uma forma de resguadar certos metais contra a corrosão é a formação de uma camada protetora de um óxido do próprio metal. Tal proteção pode ser feita por meio de um processo eletrolítico , que é denominado anodização . Um exemplo de anodização bastante conhecido envolve o alumínio.

     A peça de alumínio a ser protegida é usada como ânodo (polo positivo) duranta a eletrólise de uma solução aquosa de H2SO4.Nesse eletrodo ocorre a liberação de oxigênio gasoso(graças á descarga de OH- proveniente da água).O gás oxigênio ataca o metal constituinte do ânodo(a peça de alumínio),formando óxido de alumínio.

3O2(g) + 4Al(s) > 2 Al2O3(s)   #Óxido que forma camada protetora sobre a peça.

     A camada protetora da Al2O3 que se forma é bastante porosa, o que permite a retenção de corantes em seus poros.EM seguida , os poros são selados mergulhando-se a peça em água quente.

     Uma peça metálica submetida a esse processo estará protegida contra a corrosão e vistosa para ser comercializada.São exemplos dessas peças Anodizadas grades,janelas,portões e tampas de panela de alumínio em cores.

Postado por : Thiago Holanda

Eletrólise

Eletrólise

É conhecido pelo nome de eletrólise todo o processo químico não espontâneo provocado por uma corrente elétrica  proveniente de um gerador (mais especificamente, uma pilha), eletrólise é um método usado para a obtenção de reações de oxidorredução. Em soluções eletrolíticas, o processo se baseia na passagem de uma corrente elétrica através de um sistema líquido que tenha íons presentes, gerando, assim, reações químicas.A eletrólise, porém é exatamente o contrário da pilha, pois se trata de um processo não espontâneo que converte a energia elétrica em energia química.

Processo eletrolítico

O processo eletrolítico se dá a partir do fornecimento de energia vindo de uma pilha, que serve de gerador.

(A eletrólise, porém é exatamente o contrário da pilha, pois se trata de um processo não espontâneo que converte a energia elétrica em energia química.)

 Com isso, ocorre a descarga de íons, onde ocorre uma perda de carga por parte de cátions e ânions. Consequentemente, os cátions irão receber elétrons, sofrendo redução, enquanto que os ânions irão ceder elétrons, sofrendo oxidação. Tais reações ocorrem entre dois ou mais eletrodos mergulhados em uma solução condutora, onde será estabelecida uma diferença de potencial elétrico. As substâncias iônicas conduzem corrente elétrica quando fundidas ou em soluções aquosas, e a condução de corrente elétrica se dá pela formação de substâncias nos eletrodos. Vale lembrar que a denominação “solução eletrolítica”, empregada para designar qualquer solução aquosa condutora de eletricidade, deriva justamente desse processo.

 O gerador “puxa” os elétrons do polo positivo (ânodo) da cuba eletrolítica e os transfere para o polo negativo (cátodo). Isso é mostrado pelas semirreações:

1ª Semirreação: o gerador atrai os ânions A- para o polo positivo e os força a perder elétrons:

A---------->(oxidação)   A0 + elétron

2ª Semirreação: o gerador faz com que os cátions C⁺ recebam os elétrons:

C⁺ + elétron----------->(oxidação)   C0

Eletrólise Ígnea

Ocorre quando a passagem de corrente elétrica se dá em uma substância iônica liquefeita, isto é, fundida. Daí a origem do nome “ígnea”, uma palavra que vem do latim, ígneus, que significa inflamado, ardente.

Eletrólise Aquosa

Nesse caso, fazem parte os íons da substância dissolvida (soluto) e da água. Na eletrólise do cloreto de sódio em meio aquoso são produzidos a soda cáustica (NaOH), o gás hidrogênio (H₂) e o gás cloro (Cl₂).

Aplicações da Eletrólise: galvanoplastia, niquelação, cromação, níquel, cromo, cátodo, sódio, alumínio, cloro, soda cáustica, gás hidrogênio, eletrólise ígnea, eletrólise aquosa, metais alcalinos, alcalino-terrosos, gás cloro.

Postado por: Carlos Madson

Eletroquímica

         Com a invenção da pilha ,em 1800, pelo italiano Alessandro Volta, surgiu no ramo da química, a eletroquímica, que estuda a relação entre as reações químicas e a energia elétrica. As reações químicas podem gerar energia elétrica, mas pode também esta provocar a ocorrência de reações.

         Qualquer sistema de oxidação-redução capaz de produzir energia elétrica é denominado pilha. Na eletrolise, ao contrário, a reação consome energia elétrica.

         Tanto as reações que geram corrente elétrica quanto as que utilizam uma corrente externa são reações de oxi-redução, pois, nesses casos, elétrons são transferidos de uma para outra espécie química. Lembre-se que o processo em que há ganho de elétrons chama-se redução, e o elemento é chamado de oxidante pois provoca a oxidação de um outro que, por sua vez, é conhecido como agente redutor.

Pilhas

         Quando uma barra de Zn é imersa em uma solução de Cu2+, nota-se que o Zn fica 

totalmente recoberto por uma camada de cobre metálico. A presença de íons Zn2+ na solução poderá ser detectada por meio de uma analise química.

Dois processos estão ocorrendo nesse exemplo: a oxidação do Zn

Zn à Zn²+    +  2e-

E a redução dos íons Cu2+

Cu2+  + 2e- à Cu

         Processos em que só ocorrem oxidação ou só redução são chamados de semi-reações. Portanto, cada uma das reações descritas acima é chamada de semi-reação, mas, em conjunto, resultam na reação global da pilha que,neste caso, pode ser representada por:

Zn + Cu2+ à Zn2+  + Cu

Pilha de volta

         A pilha de volta era constituída por uma pilha de placas metálicas de Zn e Cu  entremeada por discos de feltro embebidos em H2SO4 diluído.

Pilha de Daniell

         O inglês John Daniell construiu a primeira pilha com soluções liquidas. A pilha foi construída utilizando placas metálicas de Zn e Cu mergulhadas, respectivamente, em soluções de íons Zn2+ e Cu2+ de concentração 1mol/L a 25°C.

O sistema redox da pilha de Daniell pode ser representado pelas seguintes equações:

Anodo(oxidação)   Zn0 à Zn2+ + 2e-

Catodo(redução)   Cu2+ + 2- à Cu0

Reação da pilha       Zn + Cu2+ à Zn2+ + Cu0

         Variando a temperatura e as concentrações das soluções,obtém-se potenciais diferentes de 1V.

         Os elétrons passam de forma espontânea da barra de Zn para a de Cu pelo fio. À medida que a pilha funciona ou descarrega, a lâmina de zinco se desgasta, enquanto a de cobre aumenta. Dessa forma, aumenta a concentração de íons Zn2+ em solução, enquanto a concentração de íons Cu2+ diminui. Esse aumento e diminuição de cargas elétricas nas soluções poderiam fazer com que a pilha parasse de funcionar, mas esse problema pode ser contornado com o uso de uma ponte de salina. Ela é constituída de um tubo recurvado, contendo uma solução saturada de algum eletrólito que mantém contato com ambas as soluções. Os íons negativos dessa solução migram para a semicela em que ocorre a formação de excesso de cargas elétricas positivas, nesse caso para o zinco. Os íons positivos migram para a semicela em que houver deficiência de cargas elétricas positivas, no caso do cobre. A função da ponte salina é, portanto, a de manter o equilíbrio das soluções.

         Para voltar a situação inicial, os elétrons devem ser “forçados” a ir da barra de cobre para a de zinco por meio de uma fonte de corrente elétrica externa ou gerador. Então, a lâmina de Zn irá se recompor, enquanto a de cobre tem sua massa reduzida.

         Dessa forma, há uma transferência direta de elétrons dos átomos de zinco da barra para os íons Cu2+ da solução da outra cela.

Aplicações

Pilha seca ou pilha de Leclanché

          As pilhas utilizadas em rádios e lanternas são exemplos da pilha seca. Em seu interior existe um material umedecido, e não uma solução líquida, daí o nome pilha seca.As pilhas comuns oferecem uma diferença de potencial de 1,5V.

         As semi-reações que ocorrem são:

Catodo        2MnO2 + 2NH4+ + 2e- à Mn2O3 + 2NH3 + H2O

Anodo         Zn0 à Zn2+ + 2e-

         As pilhas comuns não podem ser descarregadas; no entanto,existem no mercado pilhas formadas de determinados materiais que podem receber elétrons de uma fontes externa e se regenerar.

Acumulador ou bateria

         O acumulador ou bateria mais comum possui um elemento de PB e outro de PbO, imersos em uma solução aquosa de ácido sulfúrico de densidade 1,2g/mL. A bateria comum,utilizada em automóvel, é constituída de várias pilhas de PB interligadas

Para fornecer a ddp necessária. Como se trata de uma série de pilhas, ela é chamada de bateria.

         A bateria pode ser recarregada utilizando-se um gerador externo, e as semi-reações, então, ocorrem no sentido imerso.

Pilha alcalina

      A pilha alcalina é um tipo de fonte portátil de energia. Tem voltagem de 1,5 V e não é recarregável. É indicada para equipamentos que requerem descargas de energia rápidas e fortes, como brinquedos, câmeras fotográficas digitais, MP3 players, lanternas, walkmans, discmans etc.

A pilha alcalina é composta de um ânodo de zinco poroso imerso em uma solução (mistura eletrolítica) alcalina (pH~14) de hidróxido de potássio ou de hidróxido de sódio (bases), e de um cátodo de dióxido de manganês compactado, envoltos por uma capa de aço niquelado, além de um separador feito de papel e de um isolante de nylon.

Apesar de a pilha comum e a alcalina serem ambas compostas de dióxido de manganês e zinco, o processo de fabricação é diferenciado: na pilha comum, a mistura eletrolítica é de cloreto de amônio (sal ácido) e o zinco é o envoltório do mecanismo — na alcalina, o zinco ocupa o centro da pilha.
 
 

Pilhas Alcalinas

                              

 Pilha de mercúrio

     Uma pilha de mercúrio é um tipo de pilha alcalina. Por ter mercúrio em grandes concentrações, sua comercialização foi banida em muitos países. Hoje, as pilhas de mercúrio são utilizadas, por exemplo, em relógios, calculadoras, marca-passos, aparelhos auditivos, máquinas fotográficas e brinquedos.

     A parte negativa da pilha (ânodo) é uma amálgama de zinco (reagente) e de mercúrio, a parte positiva (cátodo) é o óxido de mercúrio II (HgO) e a solução eletrolítica é uma pasta de papel umedecido contendo o hidróxido de potássio (KOH), que funciona como uma ponte salina, ligando as duas semi-celas.

     Essa solução eletrolítica tem como função manter a neutralidade elétrica das pilhas. Os ânions da ponte fluem na solução no mesmo sentido que os elétrons fluem no fio. Já os cátions da ponte salina fluem na solução no sentido contrário ao dos elétrons. Logo abaixo da pasta de papel umedecido, é colocado um separador poroso, que funciona como isolante.

     As reações que ocorrem nestas pilhas estão dispostas a seguir, as reações que ocorrem no ânodo e no cátodo.

• ânodo: Zn → Zn2+ + 2e- (pólo -)
• cátodo: HgO + H2O + 2e- → Hg + 2OH- (pólo +)

     A parte negativa da pilha (ânodo) é uma amálgama de zinco (reagente) e de mercúrio, a parte positiva (cátodo) é o óxido de mercúrio II (HgO) e a solução eletrolítica é uma pasta de papel umedecido contendo o hidróxido de potássio (KOH), que funciona como uma ponte salina, ligando as duas semi-celas.

     Essa solução eletrolítica tem como função manter a neutralidade elétrica das pilhas. Os ânions da ponte fluem na solução no mesmo sentido que os elétrons fluem no fio. Já os cátions da ponte salina fluem na solução no sentido contrário ao dos elétrons. Logo abaixo da pasta de papel umedecido, é colocado um separador poroso, que funciona como isolante.

     As reações que ocorrem nestas pilhas estão dispostas a seguir, as reações que ocorrem no ânodo e no cátodo.

• ânodo: Zn → Zn2+ + 2e- (pólo -)
• cátodo: HgO + H2O + 2e- → Hg + 2OH- (pólo +)

                                                      Pilha de mercúrio

 

Postado por: Gregory Sousa e Lucas Cabral

Fatores que influenciam na entalpia

Fatores que influenciam na entalpia

1 – Quantidade em mol de produtos e reagentes:

 A reação varia em função da concentração de cada um de seus participantes. O aumento da concentração provoca um aumento proporcional da variação de entalpia.

2 – Estado físico de produtos ou reagentes:

Substâncias no estado sólido provocam variações de entalpia maiores do que no estado líquido, e estas, maiores do que no estado gasoso. 

3 – Estado alotrópico de produtos ou reagentes. (alótropos = substância simples diferentes, formadas pelo mesmo elemento químico):

Cada estado alotrópico tem um valor de entalpia distinto, como por exemplo o Carbono como grafite e como diamante, segue a variação de entalpia abaixo:

4 – Temperatura. Altas temperaturas fornecem reações endotérmicas e vice-versa:

Considere os seguintes exemplos:

A influencia da temperatura é simplesmente porque a quantidade de calor ΔH3 (necessária para aquecer a mistura H2 + Cl2 de 15 °C para 75 °C) é diferente da quantidade de calor ΔH4 (necessária para aquecer 2 HCl de 15 °C para 75 °C.)

Postado por: Carlos Madson

Variação de entalpia

A Variação de entalpia (ΔH) ou calor de reação de um sistema informa a quantidade de calor trocado por esse sistema, a pressão constante. O sinal do  informa se o processo é exotérmico ou endotérmico. Se for exotérmico ΔH < 0, se for endotérmico ΔH > 0.

Variação de entalpia em uma mudança de fase

Uma mudança de fase a pressão constante envolve a troca de calor com o ambiente. A vaporização da água por, exemplo, é um processo endotérmico. Veja a figura abaixo:

Repare no vapor da chaleira, ele demonstra uma mudança de estado físico. A água no interior da chaleira estava no estado no liquido, mas em razão da absorção de calor passou para o estado gasoso. O calor necessário para que a entalpia de vaporização ocorra em 1 mol de H₂O(l) é de 44 KJ/mol, conforme a equação:

H₂O (l) → H₂O (v)                      ∆H = + 44 KJ/mol

Variação de entalpia em reações químicas

A maior utilidade do conceito de variação de entalpia é permitir expressar as variações energéticas em reações químicas.

Reação química exotérmica

            

    Quando uma reação exotérmica acontece, o sistema, formado pelos participantes dessa reação, libera calor para o meio ambiente. Considere o exemplo a seguir:

Quando 1 mol de hidrogênio gasoso reage, a pressão constante, com meio mol de oxigênoi gasoso para formar 1 mol de água líquida, ocorre a liberação de 285,8 kJ de energia para o meio ambiente. Isso pode ser expressado pela seguinte equação:

1 H₂ (g) + 1/2 O₂ → 1 H₂O (l) + 285,8 kJ

Mas de vez incluir o calor liberado no segundo membro da equação, os químicos consideram mais conveniente escrever a variação de entalpia à direita da equação química:

1 H₂ (g) + 1/2 O₂ → 1 H₂O (l)         = -285,8 kJ

Como o sinal é negativo, sabemos que essa reação é uma reação exotérmica, ou seja, é uma reação que libera calor.

Reação química endotérmica

                

        Quando uma reação endotérmica acontece, o sistema formado pelos participantes dessa reação absorve calor do meio ambiente.

            Quando 1 mol de óxido de mercúrio sólido se decompõe, a pressão constante, em 1 mol de mercúrio líquido e meio mol de oxigênio gasoso, ocorre a absorção de 90,7 kJ de energia do meio ambiente. Isso pode ser representado pela seguinte equação:

1 HgO (s) → 1 Hg (l) + ½ O₂ (g)        ΔH= +90,7 kJ

Postado por: Gregory Sousa

Estado Padrão dos elementos químicos

Experimentalmente, com o uso do calorímetro, é possível obter a variação de entalpia, porém não é possível determinar as entalpias absolutas dos reagentes e produtos. Por esse motivo, para medir os valores absolutos, os químicos buscaram valores relativos, adotando inicialmente um referencial  baseado no que foi adotado para medir altitudes de montanhas e cidades, considerando que o nível do mar tem altitude zero.

Esse referencial é chamado de estado padrão.

Convencionou-se que toda substância simples no estado padrão (ou seja, no estado físico e alotrópico mais estável a 25 °C e 1 atm), tem entalpia igual a zero. A partir daí, determinam-se às entalpias de formação e combustão das substâncias.

Estado padrão na termoquímica é caracterizado por:

- Temperatura igual a 25 °C;

- Pressão de 1 atm;

- Estrutura cristalina ou alotrópica mais estável;

- Estado físico usual da substância;

Postado por: Lucas Cabral

Lei de Hess

       A lei de Hess, proposta pelo químico suíço Germain Henry Hess em 1840, estabelece que a energia não pode ser nem criada nem destruída; somente pode ser trocada de uma forma em outra. A lei de Hess é utilizada para prever a transferência de entalpia de uma reação ΔH, quando a reação é lenta, incompleta, explosiva ou quando ocorrem outras reações simultaneamente.

A troca de entalpia de uma reação química que transforma os reagentes em produtos é independente do caminho escolhido para a reação. Isto é chamado função de estado. Em outras palavras, a troca de entalpia que vão desde os reagentes aos intermediários e posteriormente aos produtos finais é a mesma que a troca quando se vai dos mesmos reagentes aos componentes intermediários B e posteriormente aos mesmos produtos finais, e assim pode–se considerar que as equações termoquímicas podem ser somadas como se fossem equações matemáticas.

ΔH de uma reação é igual a soma dos ΔH das etapas em que a reação pode ser desmembrada, mesmo que esse desmembramento seja apenas teórico.

A lei de Hess é algo muito fácil, basta seguirmos apenas duas regras que resolveremos qualquer exercício desse assunto. Vejamos a seguir:

1. Se a equação química é invertida, o sinal de ΔH se inverte também.
2. Se os coeficientes são multiplicados, multiplicar ΔH pelo mesmo fator, ou em outras palavras, multiplicando-se os coeficientes dos reagentes e produtos da equação termoquímica, o valor da variação da entalpia também será multiplicado por esse número.

Agora vamos resolver o seguinte exercício:

Utilize os seguintes valores de ΔH:

H₂ + F₂ → 2HF                 ΔH₁ = -546 kJ

C + F₂ → 2 CF₄                   ΔH₂ = - 680 kJ

2 C + 2 H₂ → C₂H₄            ΔH₃ = +52 kJ

Para determinar a variação de entalpia do processo:

C₂H₄ + 6 F₂ → 2 CF₄ + 4 HF           ΔH_f = ?

Vamos a resolução:

H₂ + F₂ → 2HF              ΔH = -546 kJ          Multiplicamos por 2

C + F₂ → 2 CF₄               ΔH = - 680 kJ         Multiplicamos por 2

2 C + 2 H₂ → C₂H₄        ΔH = +52 kJ            Invertemos a equação

           

Sendo assim, agora teremos:

2 H₂ + 2 F₂ → 4 HF                 ΔH = -1092 kJ         

2 C   + 4 F₂ → 2 CF₄                  ΔH = - 1360 kJ       

 C₂H₄ → 2 C + 2 H₂                  ΔH = -52 kJ           

Agora vamos simplificar as equações para que se tornem uma reação global:

2 H₂ + 2 F₂ → 4 HF                            ΔH = -1092 kJ         

2 C   + 2  F₂ → 2 CF₄                                ΔH = - 1360 kJ       

            C₂H₄ → 2 C + 2 H₂                  ΔH = -52 kJ       

Cancelando 2C e 2H₂, vamos ter a nossa reação global:

C₂H₄ + 6 F₂ → 2 CF₄ + 4 HF

Agora que temos a reação global, vamos somar os ΔH:

ΔH_f = ΔH₁ + ΔH₂ + ΔH₃

ΔH_f = (-1092) + (-1360) + (-52)

ΔH_f  = -2504 kJ

Pronto!!!

Problema resolvido =D


Postado por: Gregory Sousa