Electroquímica
Em 1800, Alessandro Volta empilhou discos de zinco e cobre separados por cartão embebido em água salgada e ligou fios aos extremos. Obteve corrente elétrica contínua — a primeira pilha da história.
Hoje, as baterias de ião-lítio do teu telemóvel seguem exatamente o mesmo princípio: reações de oxidação-redução espontâneas, separadas geometricamente para forçar os eletrões a fluir por um circuito externo. Toda a economia dos veículos elétricos depende deste princípio.
Reações de Oxidação-Redução (Redox)
Oxidação: perda de eletrões (aumento do número de oxidação) Redução: ganho de eletrões (diminuição do número de oxidação)
Mnemónica: OIL RIG — Oxidation Is Loss, Reduction Is Gain (de eletrões)
Nunca ocorrem separadamente: se algo se oxida, algo se reduz.
Exemplo: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu
- Zn perde 2e⁻ → oxidado (agente redutor)
- Cu²⁺ ganha 2e⁻ → reduzido (agente oxidante)
Células Galvânicas (Pilhas)
Numa célula galvânica, a reação redox espontânea gera corrente elétrica:
- Ânodo (−): oxidação (onde os eletrões são "produzidos")
- Cátodo (+): redução (onde os eletrões são "consumidos")
- Ponte salina: mantém a neutralidade eléctrca das soluções
Potencial da célula:
Potenciais de redução padrão (E°) tabelados em relação ao eléctrodo padrão de hidrogénio (E° = 0 V).
Electrólise
Na electrólise, uma corrente elétrica externa força uma reação não-espontânea:
- Cátodo: redução (ligado ao pólo negativo da fonte)
- Ânodo: oxidação (ligado ao pólo positivo)
Aplicações:
- Galvanização: depositar metal (ex: cromo, zinco) sobre superfícies para protecção
- Refinação de metais (cobre, alumínio)
- Produção de cloro e NaOH industrial
- Electrólise da água → H₂ e O₂ (base do hidrogénio verde)
Leis de Faraday da Electrólise
1ª Lei: A massa depositada é proporcional à carga elétrica passada.
2ª Lei: Para a mesma carga, massas depositadas são proporcionais à massa equivalente.
onde M é a massa molar, I a corrente, t o tempo, nₑ os eletrões por átomo, e F = 96 485 C/mol (constante de Faraday).