Eletroquímica - Histórico de revisões

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	* Em pilhas eletroquímicas;		* Em pilhas eletroquímicas;

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	* [[Electrodo]]		* [[Electrodo]]

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	* [[Célula eletroquímica]]		* [[Célula eletroquímica]]
	* [[Electrodo]]		* [[Electrodo]]
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	* [[Electrodo]]		* [[Electrodo]]
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Descrição

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	== Descrição ==		== Descrição ==
	[[Ficheiro:~~Galvani-frog-legs~~.~~PNG~~\|miniaturadaimagem~~\|Diagrama da experiencia de Galvani em pernas de rã~~]]		[[Ficheiro:Voltaic pile.png\|miniaturadaimagem]]
	Os elementos envolvidos em uma reação eletroquímica são caracterizados pelo número de [[elétron]]s que têm. O número de oxidação de um [[íon]] 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 [[oxidação]], e o ganho é conhecido como redução.		Os elementos envolvidos em uma reação eletroquímica são caracterizados pelo número de [[elétron]]s que têm. O número de oxidação de um [[íon]] 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 [[oxidação]], e o ganho é conhecido como redução.

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	=== Mecanismos ===		=== Mecanismos ===

			[[Ficheiro:Volta-and-napoleon.PNG\|miniaturadaimagem\|Físico italiano Volta e Imperador francês Napoleão Bonaparte]]
	Para entender-se os processos químicos envolvidos, estabeleceremos as reações químicas da pilha de Volta e de Daniell.		Para entender-se os processos químicos envolvidos, estabeleceremos as reações químicas da pilha de Volta e de Daniell.

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Descrição

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	== Descrição ==		== Descrição ==
			[[Ficheiro:Galvani-frog-legs.PNG\|miniaturadaimagem\|Diagrama da experiencia de Galvani em pernas de rã]]
	Os elementos envolvidos em uma reação eletroquímica são caracterizados pelo número de [[elétron]]s que têm. O número de oxidação de um [[íon]] 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 [[oxidação]], e o ganho é conhecido como redução.		Os elementos envolvidos em uma reação eletroquímica são caracterizados pelo número de [[elétron]]s que têm. O número de oxidação de um [[íon]] 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 [[oxidação]], e o ganho é conhecido como redução.

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História

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	== História ==		== História ==
			[[Ficheiro:Guericke-electricaldevice.PNG\|miniaturadaimagem\|Otto Guericke electrical device.]]
	A origem da eletroquímica vem de aproximadamente 1791, com a união entre a bioquímica e a eletricidade , a partir da observação de Luigi Galvani, quando estava dissecando um sapo, com a observação em relação a contração dos músculos da espécie quando estava recebendo energia elétrica. Em 1801, com os estudos de Volta, comunicando a Sociedade Real de Londres, com o uso de discos (chamados de eletrodos) alternados de cobre e zinco, separados por algodão embebido em solução salina, conseguiu inventar a pilha.		A origem da eletroquímica vem de aproximadamente 1791, com a união entre a bioquímica e a eletricidade , a partir da observação de Luigi Galvani, quando estava dissecando um sapo, com a observação em relação a contração dos músculos da espécie quando estava recebendo energia elétrica. Em 1801, com os estudos de Volta, comunicando a Sociedade Real de Londres, com o uso de discos (chamados de eletrodos) alternados de cobre e zinco, separados por algodão embebido em solução salina, conseguiu inventar a pilha.

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Criou nova página com 'thumb|Os químicos ingleses [[John Frederic Daniell|John Daniell (esquerda) e Michael Faraday (direita), ambos creditados como os fundad...'

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[[Image:Faraday-Daniell.PNG|thumb|Os químicos ingleses [[John Frederic Daniell|John Daniell]] (esquerda) e [[Michael Faraday]] (direita), ambos creditados como os fundadores da eletroquímica atual. ]]

{{Portal-química}}
A '''Eletroquímica''' é um ramo da [[química]] que estuda todas as reações e fenômenos químicos entre que se relacionam os elementos químicos e as substâncias químicas, em relação ao uso da energia elétrica.

Este campo científico abrange todos os [[Reação química|processos químicos]] 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 [[corrente elétrica]] quando ligado a um [[circuito elétrico]], ou produzindo [[diferença de potencial]] entre dois polos, é chamado de [[pilha]] ou [[bateria]] (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 [[eletrólise]].

== História ==

A origem da eletroquímica vem de aproximadamente 1791, com a união entre a bioquímica e a eletricidade , a partir da observação de Luigi Galvani, quando estava dissecando um sapo, com a observação em relação a contração dos músculos da espécie quando estava recebendo energia elétrica. Em 1801, com os estudos de Volta, comunicando a Sociedade Real de Londres, com o uso de discos (chamados de eletrodos) alternados de cobre e zinco, separados por algodão embebido em solução salina, conseguiu inventar a pilha.

John Frederic Daniell, em 1836, construiu uma pilha com, eletrodos de cobre e zinco, mas cada 
eletrodo ficava em uma célula individual, possuindo um tubo, chamado de "ponte salina" 
que ligava as duas cubas, aumentando sua [[eficiência]]. Este tipo de dispositivo passou a ser chamado de [[pilha de Daniell]].

Em 1923, os pesquisadores Debye e Hückel escreveu a teoria das soluções iônicas em condução..<ref>Modern Electrochemistry, 2° Edição, John O'M.Bockris e Amulya K.N.Reddy;Página 1</ref>

== Descrição ==

Os elementos envolvidos em uma reação eletroquímica são caracterizados pelo número de [[elétron]]s que têm. O número de oxidação de um [[íon]] 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 [[oxidação]], e o ganho é conhecido como redução.

Uma reação na qual ocorrem oxidação e redução é chamada de reação [[redox]].

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

Uma reação eletroquímica é uma [[Reacção de oxirredução|reação redox]] que ocorre com a simultânea passagem de corrente entre dois [[Eletrodo|elétrodos]].

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

*No próprio meio, quando então tem-se uma [[Pilha|pilha]] eletroquímica.
*Gerada por uma [[Gerador elétrico|fonte elétrica]] externa, quando então tem-se uma [[Célula eletrolítica|célula eletrolítica]]

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

*'''Ânodo''': elétrodo para onde se dirigem os [[Ânion|ânions]] ou, alternativamente, onde se formam [[Cátion|cátions]]. Nesse elétrodo sempre ocorre [[Corrosão|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 [[Célula electroquímica|células eletroquímicas]] (pilhas ou células eletrolíticas) mediante a [[Termodinâmica|termodinâmica]], faz-se uso de uma abordagem de ''equilíbrio'' - a corrente que passa pela célula é ''infinitesimal'', a reação ocorre mediante pequenas passagens de carga pelos elétrodos (pela [[Lei da conservação da carga|lei da conservação da carga]] a carga que entra por um elétrodo é a mesma que sai pelo outro).

Nesse caso, a célula se caracteriza por uma [[Força eletromotriz|força eletromotriz]] ou ''f.e.m.'' (ε). Na ''prática'' pode-se dizer que consiste numa diferença de potencial em circuito aberto. Essa diferença de potencial é função de fatores tais como [[Concentração|concentração]] dos [[Reagente|reagentes]], [[Solvente|solvente]], [[Temperatura|temperatura]] e, em muitíssima menor contribuição, a [[Pressão|pressão]].

No meio reacional, os [[Íon|íons]] tem geralmente diferentes "velocidades", que normalmente são baixas, devido a [[Viscosidade|viscosidade]] que eles têm de vencer. Para se medir tais "velocidades", define-se a [[Mobilidade (química)|mobilidade]] 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 ou, simplesmente m2 s-1 V-1.

Por outro lado, em regiões próximas aos elétrodos, a [[Cinética (química)|cinética]] 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 [[Oxirredução|oxirredução]] sempre envoltos em algumas camadas de solvente, ou seja, estão sempre ''[[solvatação|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 [[Atividade (química)|atividade]].

No caso de uma [[célula eletroquímica]], em função da complexidade dessas interações, não segue necessariamente a [[Lei de Ohm|lei de Ohm]]. Ou seja, a [[Corrente elétrica|corrente elétrica]] não é proporcional à [[Tensão elétrica|tensão elétrica]] 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.

=== 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:

:<big>Cu2+ + 2 e- → Cu(s)</big>

o íon cobre (Cu2+) da solução é reduzido pelos dois elétrons, por 2 e-, que são providos pela corrente elétrica.

:<big>Zn(s) → Zn2+ + 2 e- </big>

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).

:<big>Cu2+ + 2 e- → Cu0
:Zn0 → Zn2+ + 2 e-
:______________________
:Zn + Cu2+ → Zn2+ + 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 [[sulfato de zinco]].

A pilha de Daniell pode ser escrita por:

:<big>Zn0 + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu0 </big>

ou, de uma forma mais esquemática, que pode ser adaptada à diversas pilhas, com diversos eletrodos metálicos:

:<big>Zn | Zn2+ '''||''' Cu2+ | Cu</big>

onde, '''||''' representa a ponte salina.

==Aplicações==

* Em pilhas eletroquímicas;
* Na eletrônica, na produção de placas eletrônicas;
* Na metalurgia, com a produção de alumínio, de cobre, entre outros;
* Na produção de commodities industriais, como o [[hidróxido de sódio]];
* Na operação das células solares;
* Na biologia, na produção de inúmeras enzimas.<ref>Principles of Eletrochemistry; 2° Edição; J. Koryta, J. Dvorán e L. Kava; 1994</ref>
* Na geologia, com alguns tipos de movimentação na [[Terra]], com a integração das substâncias com polos positivos e negativos.<ref>Modern Electrochemistry, 2° Edição, John O'M.Bockris e Amulya K.N.Reddy;Página 19</ref>
* Na usinagem, com a operação de [[erosão eletroquímica]].<ref>http://www.essel.com.br/cursos/material/01/ProcessosFabricacao/78proc.pdf</ref>
{{Referências}}}

==Ver também==

* [[Potenciostato]]
* [[Célula eletroquímica]]
* [[Electrodo]]
{{Química-rodapé}}

[[Categoria:Eletroquímica]]

{{Link FA|sl}}