Estequiometria da Pilhas e da Eletrólise

Introdução:Considerando que essas reações são reações como outras quaisquer, podemos concluir que elas obedecem a todos os critérios já vistos no cálculo estequiométrico.Na eletricidade, a quantidade de elétrons que passa por um circuito elétrico corresponde à ideia de quantidade de eletricidade (Q) e é medida em Coulomb (símbolo C).A intensidade da corrente elétrica (i ) é o quociente entre a quantidade de eletricidade (Q) que passou por um circuito e o intervalo de tempo (∆t ) correspondente a essa passagem. Temos então:

I= _Q_⇒ Q= i×tt

 A intensidade de corrente elétrica é medida em ampères (A), sendo que 1 ampère corresponde à passagem de 1 Coulomb por segundo, em um dado ponto do circuito elétrico. Na prática, a intensidade de corrente elétrica é medida com o auxílio de um amperímetro.Podemos dizer que o primeiro passo para sua resolução foi dado por Faraday, em 1834, quando verificou experimentalmente que, nas eletrólises:

“

A massa da substância eletrolisada é diretamente proporcional à quantidade de eletricidade que atravessa a solução

”

.Essa conclusão é chamada de lei de Faraday para a eletrólise e pode ser comprovada facilmente com uma célula eletrolítica, como mostramos ao lado:Medimos a intensidade de corrente (i ) no amperímetro, o intervalo de tempo (∆t) de passagem da corrente com um cronômetro e determinamos o aumento da massa (m) sofrido pelo catodo, devido à deposição de prata durante a eletrólise. Verificamos, então, que à proporção que

aumentam i e ∆t, aumentará também a massa

(m).Um segundo passo importante para a estequiometria dos processos eletroquímicos foi dado por Millikan, em1913, quando determinou a

carga de 1 elétron

, encontrando o valor de 1,6023 x 10

-19

Coulomb. Com esse valor e com a constante de Avogadro (6,023 x 1023), podemos calcular a carga elétrica de 1 mol de elétrons: Esse valor, que iremos usar como aproximadamente 96.500 Coulomb/mol, é a chamada constante de Faraday.Constante de Faraday é a carga elétrica de 1mol de elétrons e vale 96.500 Coulomb /mol.Com isso é possível definir a 1ª e 2ª lei de Faraday:

1ª lei

A massa que se forma em um eletrodo é diretamente proporcional à quantidade de carga que atravessa o circuito. Logo:

M = k.Q m= massa de substância produzida;

k= constante de proporcionalidade;

Q = quantidade de carga em C

2ª lei

A massa que se forma em um eletrodo é diretamente proporcional ao equivalente de oxi-redução da substância. Logo:

M = k.Em = massa de substância produzida;

K = constante de proporcionalidade;

E = equivalente de oxi-redução.

Equivalente de oxi-redução

: É a massa de um elemento que perde ou ganha um mol de elétrons

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Comparação entre pilha e eletrólise:

	Pilha	Eletrólise
Tipo de Reação	Oxirredução	Oxirredução
Força eletromotriz	Energia química	Energia elétrica
Espontaneidade das reações	Espontaneidades	Não espontaneidade
Configuração típica da célula	Pilha de Daniell	Eletrolise da água
Catodo	Polo positivo + : redução	Polo negativo -: redução
Anodo	Polo negativo -: oxidação	Polo negativo +; oxidação

Obs: perceba que tanto na pilha como na eletrolise o catodo corresponde a redução e o anodo corresponde a oxidação.

                           

                                           Pilha