Eletroquimica

Everaldo da Cruz
Nº9

Equilíbrio Químico

Duque de Caxias
2011

Eletroquímica

Atualmente, em cada parte que se olhe, a eletroquímica se faz presente. Desde a rede elétrica que abastece as nossas casas, até as pilhas usadas em lanternas. Desde a bateria de celulares, passando por processos de galvanização, produção industrial de alumínio, notebooks etc. O mundo precisa da energia elétrica emais ainda de produzi-la.
Como a energia elétrica é produzida? Como podemos usá-la na química?

PILHAS
Em 1800, o físico italiano Alessandro Volta construiu a primeira pilha elétrica, “empilhando” discos de cobre e zinco alternados e separados por pedaços de tecido embebido em ácido sulfúrico. Desse modo, ele conseguiu produzir eletricidade sob a forma de uma corrente que flui continuamente. Construindo pilhas de vários metais, constataremos que cada pilha fornecerá diferentes voltagens, também chamadas de força eletromotriz (fem) ou diferencial de potencial (ddp). Isso nos obriga a escolher um “padrão de referência”, o padrão escolhido foi o Eletrodo Padrão de Hidrogênio – EPH.
O esquema do EPH está abaixo. Por ser o padrão, convencionou-se que sua ddp seria OV (zero volt); desse modo, os outros eletrodos têm a sua voltagem estabelecida em relação a ele. Liga-se um eletrodo a ter a o seu potencial determinado ao EPH e faz-se a leitura no voltímetro. A voltagem indicada corresponde ao eletrodo a ser analisado (lembrando que a ddp do EPH é zero).

Após confrontar os elementos em relação ao EPH, obtemos a “Tabela de Potenciais-Padrão dos Eletrodos”; onde se lista os potenciais de oxidação (Eº) dos elementos, medidos em volts. Alguns potenciais-padrão são mostrados a seguir: POTENCIAL DE
REDUÇÃO | REAÇÃO | POTENCIAL DE
OXIDAÇÃO | –2,36 V | Mg Mg+2 + 2e– | 2,36 V | –1,66 V | Al Al+3 + 3e– | 1,66 V | –0,76 V | Zn Zn+2 + 2e– | 0,76 V | –0,44 V | Fe Fe+2 + 2e– | 0,44 V | –0,25 V | Ni Ni+2 + 2e– | 0,25 V | –0,14 V | Sn Sn+2 + 2e– | 0,14 V | –0,13