CONDUMETRIA - REVISÃO BIBLIOGRÁFICA

SUMÁRIO

INTRODUÇÃO        2

CÉLULAS ELETROQUÍMICAS        2

CÉLULAS GALVÂNICAS        2

NOTAÇÃO DAS CÉLULAS        3

POTENCIAIS PADRÃO DE ELETRODO        4

EQUAÇÃO DE NERNST        5

CÉLULA ELETROLÍTICA        6

CORROSÃO        8

APLICAÇÕES        9

CONDUTOMETRIA        9

VOLTAMETRIA        14

POTENCIOMETRIA        18

COULOMETRIA        21

CONCLUSÃO        23

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS        24

INTRODUÇÃO

Eletroquímica é o ramo da química que se utiliza de reações químicas espontâneas ou não (eletrólise) para a produção de corrente elétrica sendo possível utilizá-la como fonte de energia por exemplo. A eletroquímica nos fornece técnicas para o monitoramento das reações químicas e medidas das propriedades das soluções. Neste trabalho serão apresentadas algumas aplicações da eletroquímica no cotidiano de um laboratório ou até mesmo fora dele.

CÉLULAS ELETROQUÍMICAS

As células eletroquímicas são dispositivos onde são gerados correntes elétricas por reações químicas espontâneas no caso das células galvânicas e não espontâneas nas células eletrolíticas (ATKINS, 2012).

 

CÉLULAS GALVÂNICAS

As células galvânicas são utilizadas para transformar energia química em energia elétrica através de uma reação espontânea. Ela acontece quando existe contato entre o agente redutor e o agente oxidante. Também pode ocorrer à distância através de um fio condutor (NUNES, 2003).

Ela é formada por dois eletrodos que fazem contato elétrico com o conteúdo da célula, e um eletrólito que em geral é uma solução iônica aquosa. O eletrodo que acontece a oxidação é chamado anodo nele os elétrons é cedido para o condutor metálico. Já no catodo ocorre a redução e os elétrons são coletados do condutor metálico (ATKINS, 2012).

Conforme Atkins (2012) um exemplo de uma célula galvânica é a célula de Daniell (Figura 1) que foi inventada pelo químico John Daniell em 1836. Ele montou um experimento onde colocou o metal zinco em uma solução de sulfato de zinco e o metal cobre na solução de sulfato de cobre. Para que a reação acontecesse de forma espontânea foi colocado um fio que serve de circuito externo que liga as duas soluções para que o que os elétrons passassem dos átomos de Zn para os íons Cu2+ e depois pelo eletrodo de Cu até a solução de cobre (ll). Os íons cobre convertem-se em átomos de Cu no cátodo por meio da semi-reação de redução

Cu2+ (aq) + 2e- → Cu(s).

Simultaneamente acontece a semi-reação de oxidação

Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2e-

onde os átomos de Zn se convertem em íons Zn2+ no anodo. As duas semi-reações formam a reação redox

Zn (s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu(s)

onde à medida que os íons Cu2+ se reduzem, a solução no catodo adquire carga negativa e conforme os Zn2+ entram na solução do anodo ele fica com cargas positivas.

 

Figura 1: Célula de Daniell.

Fonte: Atkins (2012).[pic 1]

Nem todas as células envolvem diretamente um sólido condutor. Por exemplo, para utilizar a reação 2 H+ (aq) + 2 e- →  H2 (g) é preciso usar um condutor metálico quimicamente inerte para fornecer ou remover os elétrons do eletrodo conforme Atkins (2012).

 

NOTAÇÃO DAS CÉLULAS

Há uma notação especial para classificar as pilhas galvânicas. Os dois eletrodos na célula de Daniell podem ser descritos

        Zn(s)lZn2+(aq)lCu2+(aq)lCu(s)

onde as linhas verticais representa uma interface entre as fases. Ela também pode ser descrita por

Zn(s)lZn2+(aq)llCu2+(aq)lCu(s)

quando utiliza uma ponte de salina. Ela significa que o ânodo Zn está imerso numa solução de íon de zinco; uma ponte de salina (ll) liga a solução do íon cúprico; e um cátodo, o elétron de cobre, completa a pilha galvânica (COELHO, 2015).

Conforme Atkins (2012) através desse modo de representação também é determinado o sinal do potencial da célula. Se o catodo é o eletrodo colocado à direita então o potencial da célula é descrito como positivo e isso significa que a reação acontece de forma espontânea como em:

Zn(s)lZn2+(aq)llCu2+(aq)lCu(s)            Ecélula= +1,10 V

Já se o anodo é colocado a direita o potencial é descrito como negativo e se conclui que a reação não acontece de forma espontânea como em:

Cu2+(aq)lCu(s)ll Zn(s)lZn2+(aq)           Ecélula= -1,10 V

 POTENCIAIS PADRÃO DE ELETRODO

Segundo Atkins (2012) o potencial padrão mede o poder de puxar elétron de um único eletrodo. Ele é calculado pela diferença entre os potenciais padrão dos dois eletrodos.

Ecélula°= E°(eletrodo à direita do diagrama de célula) – E° (eletrodo à esquerda do diagrama da célula)                     Equação 1

Um exemplo é

Fe(s)lFe2+(aq)llAg+(aq)lAg(s)

correspondendo a

2 Ag+ (aq) + Fe(s) →   2 Ag(s) + Fe2+(aq)

podemos escrever

Ecélula°= E° (Ag+/Ag) – E° (Fe2+/Fe)

e encontramos que Ecélula= +1,24 V, em 25°C. Se a célula for escrita na ordem oposta,