Eletroquímica: guia de estudo

Ideias principais

A eletroquímica liga as reações químicas à energia elétrica. Em uma pilha galvânica uma reação redox espontânea produz tensão, e na eletrólise uma corrente aplicada impulsiona uma reação.

• A oxidação ocorre no ânodo e a redução no cátodo. O potencial da pilha é E°_pilha = E°_cátodo − E°_ânodo, e um valor positivo indica pilha espontânea.
• A energia livre é ΔG° = −nFE°, com F = 96 485 C/mol e n o número de elétrons transferidos.
• Fora das condições padrão, a equação de Nernst dá E = E° − (0,0592 ÷ n) log₁₀ Q a 25 °C.
• Lei de Faraday da eletrólise: mols de elétrons = It ÷ F, e a massa depositada é m = ItM ÷ (nF).

Equações principais

• E°_cell = E°_cathode − E°_anode
• ΔG° = −nFE°
• E = E° − (0.0592 ÷ n) log₁₀ Q (25 °C)
• m = ItM ÷ (nF)
• F = 96 485 C/mol

Exemplo resolvido

Para Zn | Zn²⁺ ‖ Cu²⁺ | Cu, E° = 0,34 − (−0,76) = 1,10 V, e ΔG° = −2 × 96 485 × 1,10 = −212 kJ/mol. Com [Zn²⁺] = 1,0 M e [Cu²⁺] = 0,010 M, Q = 100 e E = 1,10 − (0,0592 ÷ 2) × log 100 = 1,10 − 0,059 = 1,04 V. Cobrear com 2,0 A por 30 min deposita m = 2,0 × 1800 × 63,5 ÷ (2 × 96 485) = 1,2 g.

Erros comuns

• Subtrair os potenciais na ordem errada ou mudar E° ao multiplicar uma semirreação por um coeficiente.
• Esquecer que n nas fórmulas de Nernst e de ΔG é o número de elétrons da equação balanceada.
• Confundir ânodo e cátodo. A oxidação ocorre sempre no ânodo, tanto em pilhas galvânicas quanto eletrolíticas.

Prática

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