Eletroquímica

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Ramo da química

Inglês chemist John Daniell (esquerda) e físico Michael Faraday (direita), ambos creditados como fundadores da eletroquímica hoje.

Eletroquímica é o ramo da físico-química preocupado com a relação entre a diferença de potencial elétrico, como um fenômeno mensurável e quantitativo, e a mudança química identificável, com a diferença de potencial como resultado de uma mudança química particular, ou vice-versa. Essas reações envolvem elétrons se movendo através de uma fase eletronicamente condutora (normalmente um circuito elétrico externo, mas não necessariamente, como no revestimento sem eletrodos) entre eletrodos separados por um eletrólito condutor ionicamente e isolante eletrônico (ou espécies iônicas em uma solução).

Quando uma reação química é impulsionada por uma diferença de potencial elétrico, como na eletrólise, ou se uma diferença de potencial resulta de uma reação química como em uma bateria elétrica ou célula de combustível, ela é chamada de eletroquímica reação. Ao contrário de outras reações químicas, nas reações eletroquímicas, os elétrons não são transferidos diretamente entre átomos, íons ou moléculas, mas através do circuito de condução eletrônica mencionado acima. Este fenômeno é o que distingue uma reação eletroquímica de uma reação química convencional.

História

físico alemão Otto von Guericke ao lado de seu gerador elétrico enquanto conduz uma experiência.

Séculos XVI a XVIII

A compreensão dos assuntos elétricos começou no século XVI. Durante este século, o cientista inglês William Gilbert passou 17 anos fazendo experiências com o magnetismo e, em menor escala, com a eletricidade. Por seu trabalho com ímãs, Gilbert ficou conhecido como o "Pai do magnetismo". Ele descobriu vários métodos para produzir e fortalecer ímãs.

Em 1663, o físico alemão Otto von Guericke criou o primeiro gerador elétrico, que produzia eletricidade estática aplicando fricção na máquina. O gerador era feito de uma grande bola de enxofre fundida dentro de um globo de vidro, montado em um eixo. A bola foi girada por meio de uma manivela e uma faísca elétrica foi produzida quando uma almofada foi esfregada contra a bola enquanto ela girava. O globo poderia ser removido e usado como fonte para experimentos com eletricidade.

Em meados do século 18, o químico francês Charles François de Cisternay du Fay descobriu dois tipos de eletricidade estática, e que cargas iguais se repelem enquanto cargas diferentes se atraem. Du Fay anunciou que a eletricidade consistia em dois fluidos: "vítreo" (do latim para "vidro"), ou positivo, eletricidade; e eletricidade "resinosa" ou negativa. Essa era a teoria dos dois fluidos da eletricidade, que seria contestada pela teoria de um fluido de Benjamin Franklin no final do século.

Diagrama tardio de 1780 da experiência de Galvani em pernas de sapo.

Em 1785, Charles-Augustin de Coulomb desenvolveu a lei da atração eletrostática como resultado de sua tentativa de investigar a lei das repulsões elétricas conforme declarada por Joseph Priestley na Inglaterra.

Física italiana Alessandro Volta mostrando seu "bateria" ao imperador francês Napoleão Bonaparte no início do século XIX.

No final do século 18, o médico e anatomista italiano Luigi Galvani marcou o nascimento da eletroquímica estabelecendo uma ponte entre as reações químicas e a eletricidade em seu ensaio "De Viribus Electricitatis in Motu Musculari Commentarius" (Latin for Commentary on the Effect of Electricity on Muscular Motion) em 1791, onde ele propôs uma "substância nervoso-elétrica" em formas de vida biológica.

Em seu ensaio, Galvani concluiu que o tecido animal continha uma força vital inata, até então negligenciada, que ele denominou "eletricidade animal", que ativava nervos e músculos medidos por sondas de metal. Ele acreditava que esta nova força era uma forma de eletricidade, além da forma "natural" produzida por um raio ou pela enguia elétrica e raio torpedo, bem como o & #34;artificial" produzida por fricção (ou seja, eletricidade estática).

Os colegas cientistas de Galvani geralmente aceitavam seus pontos de vista, mas Alessandro Volta rejeitou a ideia de um "fluido elétrico animal", respondendo que o sapo as pernas responderam a diferenças na têmpera, composição e volume do metal. Galvani refutou isso obtendo ação muscular com duas peças do mesmo material. No entanto, a experimentação de Volta o levou a desenvolver a primeira bateria prática, que aproveitava a energia relativamente alta (ligação fraca) do zinco e podia fornecer uma corrente elétrica por muito mais tempo do que qualquer outro dispositivo conhecido na época.

Século XIX

O retrato de Sir Humphry Davy no século XIX.

Em 1800, William Nicholson e Johann Wilhelm Ritter conseguiram decompor a água em hidrogênio e oxigênio por eletrólise usando a bateria de Volta. Logo depois, Ritter descobriu o processo de galvanoplastia. Ele também observou que a quantidade de metal depositada e a quantidade de oxigênio produzida durante um processo eletrolítico dependiam da distância entre os eletrodos. Em 1801, Ritter observou correntes termoelétricas e antecipou a descoberta da termoeletricidade por Thomas Johann Seebeck.

Na década de 1810, William Hyde Wollaston fez melhorias na célula galvânica. O trabalho de Sir Humphry Davy com eletrólise levou à conclusão de que a produção de eletricidade em células eletrolíticas simples resultava da ação química e que a combinação química ocorria entre substâncias de carga oposta. Este trabalho levou diretamente ao isolamento de sódio metálico e potássio por eletrólise de seus sais fundidos, e dos metais alcalino-terrosos deles, em 1808.

A descoberta de Hans Christian Ørsted do efeito magnético das correntes elétricas em 1820 foi imediatamente reconhecida como um avanço que marcou época, embora ele tenha deixado outros trabalhos sobre eletromagnetismo para outros. André-Marie Ampère repetiu rapidamente o experimento de Ørsted e os formulou matematicamente.

Em 1821, o físico estoniano-alemão Thomas Johann Seebeck demonstrou o potencial elétrico entre os pontos de junção de dois metais diferentes quando há uma diferença de temperatura entre as juntas.

Em 1827, o cientista alemão Georg Ohm expressou sua lei neste famoso livro "Die galvanische Kette, mathematisch bearbeitet" (O Circuito Galvânico Investigado Matematicamente) no qual ele deu sua teoria completa da eletricidade.

Em 1832, os experimentos de Michael Faraday o levaram a estabelecer suas duas leis da eletroquímica. Em 1836, John Daniell inventou uma célula primária que resolveu o problema da polarização introduzindo íons de cobre na solução perto do eletrodo positivo e eliminando assim a geração de gás hidrogênio. Resultados posteriores revelaram que no outro eletrodo, zinco amalgamado (ou seja, zinco ligado com mercúrio) produziria uma voltagem mais alta.

O químico sueco Svante Arrhenius retrato por volta de 1880.

William Grove produziu a primeira célula de combustível em 1839. Em 1846, Wilhelm Weber desenvolveu o eletrodinamômetro. Em 1868, Georges Leclanché patenteou uma nova célula que acabou se tornando a precursora da primeira bateria amplamente utilizada no mundo, a célula de zinco-carbono.

Svante Arrhenius publicou sua tese em 1884 sobre Recherches sur la condutibilité galvanique des électrolytes (Investigações sobre a condutividade galvânica de eletrólitos). A partir de seus resultados, o autor concluiu que os eletrólitos, quando dissolvidos em água, tornam-se em vários graus divididos ou dissociados em íons positivos e negativos eletricamente opostos.

Em 1886, Paul Héroult e Charles M. Hall desenvolveram um método eficiente (o processo Hall-Héroult) para obter alumínio usando eletrólise de alumina fundida.

Em 1894, Friedrich Ostwald concluiu importantes estudos sobre a condutividade e dissociação eletrolítica de ácidos orgânicos.

Retrato do cientista alemão Walther Nernst na década de 1910.

Walther Hermann Nernst desenvolveu a teoria da força eletromotriz da célula voltaica em 1888. Em 1889, ele mostrou como as características da voltagem produzida poderiam ser usadas para calcular a variação de energia livre na reação química que produz a voltagem. Ele construiu uma equação, conhecida como equação de Nernst, que relacionava a voltagem de uma célula com suas propriedades.

Em 1898, Fritz Haber mostrou que produtos de redução definidos podem resultar de processos eletrolíticos se o potencial no cátodo for mantido constante. Em 1898, ele explicou a redução do nitrobenzeno em estágios no cátodo e isso se tornou o modelo para outros processos de redução semelhantes.

Século 20

Em 1902, a Sociedade Eletroquímica (ECS) foi fundada.

Em 1909, Robert Andrews Millikan iniciou uma série de experimentos (veja o experimento da gota de óleo) para determinar a carga elétrica transportada por um único elétron. Em 1911, Harvey Fletcher, trabalhando com Millikan, conseguiu medir a carga do elétron, substituindo as gotas de água usadas por Millikan, que evaporavam rapidamente, por gotas de óleo. Em um dia, Fletcher mediu a carga de um elétron com várias casas decimais

Em 1923, Johannes Nicolaus Brønsted e Martin Lowry publicaram essencialmente a mesma teoria sobre como ácidos e bases se comportam, usando uma base eletroquímica.

Em 1937, Arne Tiselius desenvolveu o primeiro aparelho eletroforético sofisticado. Alguns anos depois, ele recebeu o Prêmio Nobel de 1948 por seu trabalho em eletroforese de proteínas.

Um ano depois, em 1949, foi fundada a Sociedade Internacional de Eletroquímica (ISE).

Na década de 1960-1970, a eletroquímica quântica foi desenvolvida por Revaz Dogonadze e seus alunos.

Princípios

Oxidação e redução

O termo "redox" significa redução-oxidação. Refere-se a processos eletroquímicos envolvendo a transferência de elétrons de ou para uma molécula ou íon, alterando seu estado de oxidação. Essa reação pode ocorrer pela aplicação de uma tensão externa ou pela liberação de energia química. A oxidação e a redução descrevem a mudança do estado de oxidação que ocorre nos átomos, íons ou moléculas envolvidos em uma reação eletroquímica. Formalmente, o estado de oxidação é a carga hipotética que um átomo teria se todas as ligações com átomos de diferentes elementos fossem 100% iônicas. Um átomo ou íon que cede um elétron para outro átomo ou íon tem seu estado de oxidação aumentado, e o receptor do elétron carregado negativamente tem seu estado de oxidação diminuído.

Por exemplo, quando o sódio atômico reage com o cloro atômico, o sódio doa um elétron e atinge um estado de oxidação de +1. O cloro aceita o elétron e seu estado de oxidação é reduzido a -1. O sinal do estado de oxidação (positivo/negativo) na verdade corresponde ao valor da carga eletrônica de cada íon. A atração dos íons de sódio e cloro com cargas diferentes é a razão pela qual eles formam uma ligação iônica.

A perda de elétrons de um átomo ou molécula é chamada de oxidação, e o ganho de elétrons é a redução. Isso pode ser facilmente lembrado por meio do uso de dispositivos mnemônicos. Dois dos mais populares são "OIL RIG" (Oxidação é perda, redução é ganho) e "LEO", diz o leão "GER" (Perder elétrons: oxidação, ganhar elétrons: redução). A oxidação e a redução sempre ocorrem de forma emparelhada, de modo que uma espécie é oxidada quando outra é reduzida. Nos casos em que os elétrons são compartilhados (ligações covalentes) entre átomos com grandes diferenças de eletronegatividade, o elétron é atribuído ao átomo com a maior eletronegatividade na determinação do estado de oxidação.

O átomo ou molécula que perde elétrons é conhecido como agente redutor, ou redutor, e a substância que aceita os elétrons é chamada de agente oxidante ou oxidante. Assim, o agente oxidante está sempre sendo reduzido em uma reação; o agente redutor está sempre sendo oxidado. O oxigênio é um agente oxidante comum, mas não o único. Apesar do nome, uma reação de oxidação não precisa necessariamente envolver oxigênio. De fato, um incêndio pode ser alimentado por um oxidante diferente do oxigênio; os incêndios de flúor são frequentemente inextinguíveis, pois o flúor é um oxidante ainda mais forte (tem uma ligação mais fraca e maior eletronegatividade e, portanto, aceita elétrons ainda melhor) do que o oxigênio.

Para reações envolvendo oxigênio, o ganho de oxigênio implica a oxidação do átomo ou molécula à qual o oxigênio é adicionado (e o oxigênio é reduzido). Nos compostos orgânicos, como o butano ou o etanol, a perda de hidrogénio implica a oxidação da molécula da qual se perde (e o hidrogénio é reduzido). Isso ocorre porque o hidrogênio doa seu elétron em ligações covalentes com não-metais, mas leva o elétron quando ele é perdido. Por outro lado, perda de oxigênio ou ganho de hidrogênio implica redução.

Equilíbrio de reações redox

As reações eletroquímicas na água são melhor analisadas usando o método íon-elétron, onde H+, OH- íon, H2O e elétrons (para compensar as mudanças de oxidação) são adicionados às meias-reações da célula para oxidação e redução.

Meio ácido

Em meio ácido, íons H+ e água são adicionados para equilibrar cada meia-reação. Por exemplo, quando o manganês reage com o bismutato de sódio.

Reação desequilibrada: Mn²⁺(aq) + NaBiO₃(s) →³⁺(aq) + Mn.^{- Sim.}
₄(aq)

Oxidação: 4 H₂O(l) + Mn²⁺(aq) → Mn.^{- Sim.}
₄(aq) + 8 H⁺(aq) + 5 e^{- Sim.}

Redução: 2^{- Sim.} + 6 H⁺(aq) + BiO^{- Sim.}
₃(s) →³⁺(aq) + 3 H₂O(l)

Finalmente, a reação é balanceada pela multiplicação dos coeficientes estequiométricos de modo que o número de elétrons em ambas as meias reações correspondam

8 H₂O(l) + 2 Mn²⁺(aq) → 2 Mn.^{- Sim.}
₄(aq) + 16 H⁺(aq) + 10 e^{- Sim.}

10 e^{- Sim.} + 30 H⁺(aq) + 5 BiO^{- Sim.}
₃(s) → 5 Bi³⁺(aq) + 15 H₂O(l)

e adicionando as meias reações resultantes para obter a reação balanceada:

14 H⁺(aq) + 2 Mn²⁺(aq) + 5 NaBiO₃(s) → 7 H₂O(l) + 2 Mn.^{- Sim.}
₄(aq) + 5 Bi³⁺(aq) + 5 Na⁺(aq)

Mídia básica

No meio básico, íons OH− e água são adicionados para equilibrar cada meia-reação. Por exemplo, em uma reação entre potássio e sulfito de sódio:

Reação desequilibrada:₄ + Na₂Então...₃ + H₂O → MnO₂ + Na₂Então...₄ + KOH

Redução: 3 e^{- Sim.} + 2 H. H. H.₂O + Mn.^{- Sim.}
₄ → MnO₂ + 4 Oh!^{- Sim.}

Oxidação: 2^{- Sim.} + Então...^2-
₃ → Então...^2-
₄ + H₂O + 2 e^{- Sim.}

Aqui, 'íons espectadores' (K⁺, Na⁺) foram omitidos das meias-reações. Multiplicando os coeficientes estequiométricos para que os números de elétrons em ambas as meias reações coincidam:

6^{- Sim.} + 4 H₂O + 2 Mn.^{- Sim.}
₄ → 2 MnO₂ + 8^{- Sim.}

6^{- Sim.} + 3 Então...^2-
₃ → 3 Então...^2-
₄ + 3 H₂O + 6^{- Sim.}

a reação geral balanceada é obtida:

2 kmnO₄ + 3 Na₂Então...₃ + H₂O → 2 MnO₂ + 3 Na₂Então...₄ + 2 KOH

Meio neutro

O mesmo procedimento usado em meio ácido pode ser aplicado, por exemplo, para equilibrar a combustão completa do propano:

Reação desequilibrada: C₃H. H. H.₈ + O₂ → CO₂ + H₂O

Redução: 4 H⁺ + O₂ + 4 e^{- Sim.} → 2 H. H. H.₂O

Oxidação: 6 H₂O + C₃H. H. H.₈ → 3 CO₂ + 20 e^{- Sim.} + 20 H⁺

Ao multiplicar os coeficientes estequiométricos para que os números de elétrons em ambas as meias reações coincidam:

20 H⁺ + 5 O₂ + 20 e^{- Sim.} → 10 H₂O

6 H₂O + C₃H. H. H.₈ → 3 CO₂ + 20 e^{- Sim.} + 20 H⁺

a equação balanceada é obtida:

C₃H. H. H.₈ + 5 O₂ → 3 CO₂ + 4 H₂O

Células eletroquímicas

Uma célula eletroquímica é um dispositivo que produz uma corrente elétrica a partir da energia liberada por uma reação redox espontânea. Este tipo de célula inclui a célula galvânica ou célula voltaica, em homenagem a Luigi Galvani e Alessandro Volta, ambos cientistas que realizaram experimentos sobre reações químicas e corrente elétrica no final do século XVIII.

As células eletroquímicas têm dois eletrodos condutores (o ânodo e o cátodo). O ânodo é definido como o eletrodo onde ocorre a oxidação e o cátodo é o eletrodo onde ocorre a redução. Os eletrodos podem ser feitos de qualquer material suficientemente condutor, como metais, semicondutores, grafite e até mesmo polímeros condutores. Entre esses eletrodos está o eletrólito, que contém íons que podem se mover livremente.

A célula galvânica usa dois eletrodos de metal diferentes, cada um em um eletrólito onde os íons carregados positivamente são a forma oxidada do metal do eletrodo. Um eletrodo sofrerá oxidação (o ânodo) e o outro sofrerá redução (o cátodo). O metal do ânodo vai oxidar, passando de um estado de oxidação de 0 (na forma sólida) para um estado de oxidação positivo e se tornar um íon. No cátodo, o íon metálico em solução aceitará um ou mais elétrons do cátodo e o estado de oxidação do íon é reduzido a 0. Isso forma um metal sólido que se eletrodeposita no cátodo. Os dois eletrodos devem estar conectados eletricamente entre si, permitindo um fluxo de elétrons que saem do metal do ânodo e fluem por essa conexão para os íons na superfície do cátodo. Esse fluxo de elétrons é uma corrente elétrica que pode ser usada para realizar trabalho, como girar um motor ou acender uma luz.

Uma célula galvânica cujos eletrodos são zinco e cobre submersos em sulfato de zinco e sulfato de cobre, respectivamente, é conhecida como célula de Daniell.

As semi-reações em uma célula de Daniell são as seguintes:

Eletrodo de zinco (anode): Zn(s) →²⁺(aq) + 2 e^{- Sim.}

eletrodo de cobre (cathode): Cu²⁺(aq) + 2 e^{- Sim.} → Cu(s)

Uma célula moderna para pesquisa eletroquímica. Os eletrodos anexam a fios metálicos de alta qualidade, e o suporte é anexado a um potentiostat/galvanostat (não fotografado). Um recipiente em forma de vidro é aerado com um gás nobre e selado com o bloco Teflon.

Neste exemplo, o ânodo é o zinco metálico que é oxidado (perde elétrons) para formar íons de zinco em solução, e os íons de cobre aceitam elétrons do eletrodo metálico de cobre e os íons são depositados no cátodo de cobre como um eletrodepósito. Esta célula forma uma bateria simples, pois gerará espontaneamente um fluxo de corrente elétrica do ânodo para o cátodo através da conexão externa. Esta reação pode ser inversa pela aplicação de uma voltagem, resultando na deposição de zinco metálico no ânodo e na formação de íons de cobre no cátodo.

Para fornecer um circuito elétrico completo, também deve haver um caminho de condução iônica entre os eletrólitos de ânodo e cátodo, além do caminho de condução de elétrons. O caminho de condução iônica mais simples é fornecer uma junção líquida. Para evitar a mistura entre os dois eletrólitos, a junção líquida pode ser fornecida através de um tampão poroso que permite o fluxo de íons enquanto minimiza a mistura de eletrólitos. Para minimizar ainda mais a mistura dos eletrólitos, pode ser usada uma ponte salina que consiste em um gel saturado de eletrólito em um tubo em U invertido. À medida que os elétrons carregados negativamente fluem em uma direção em torno deste circuito, os íons metálicos carregados positivamente fluem na direção oposta no eletrólito.

Um voltímetro é capaz de medir a mudança de potencial elétrico entre o ânodo e o cátodo.

A voltagem da célula eletroquímica também é chamada de força eletromotriz ou fem.

Um diagrama de célula pode ser usado para traçar o caminho dos elétrons na célula eletroquímica. Por exemplo, aqui está um diagrama de célula de uma célula de Daniell:

Zn(s) | Zn²⁺ (1 M) | Cu²⁺ (1 M) | Cu(s)

Primeiro, a forma reduzida do metal a ser oxidado no ânodo (Zn) é escrita. Esta é separada de sua forma oxidada por uma linha vertical, que representa o limite entre as fases (mudanças de oxidação). As linhas verticais duplas representam a ponte salina na célula. Por fim, escreve-se a forma oxidada do metal a ser reduzido no cátodo, separada de sua forma reduzida pela linha vertical. A concentração de eletrólito é fornecida, pois é uma variável importante na determinação do potencial exato da célula.

Potencial de eletrodo padrão

Para permitir a previsão do potencial da célula, estão disponíveis tabulações do potencial do eletrodo padrão. Tais tabulações são referenciadas ao eletrodo de hidrogênio padrão (SHE). O eletrodo padrão de hidrogênio sofre a reação

2 H⁺(aq) + 2 e^{- Sim.} → H₂

que é mostrado como uma redução, mas, na verdade, o SHE pode atuar como ânodo ou cátodo, dependendo do potencial relativo de oxidação/redução da outra combinação eletrodo/eletrólito. O termo padrão em SHE requer um suprimento de gás hidrogênio borbulhado através do eletrólito a uma pressão de 1 atm e um eletrólito ácido com atividade H⁺ igual a 1 (geralmente assumido como [H⁺] = 1 mol/litro, ou seja, pH = 0).

O eletrodo SHE pode ser conectado a qualquer outro eletrodo por uma ponte salina e um circuito externo para formar uma célula. Se o segundo eletrodo também estiver em condições padrão, o potencial de célula medido é chamado de potencial de eletrodo padrão para o eletrodo. O potencial de eletrodo padrão para o SHE é zero, por definição. A polaridade do potencial do eletrodo padrão fornece informações sobre o potencial de redução relativo do eletrodo em comparação com o SHE. Se o eletrodo tiver um potencial positivo em relação ao SHE, isso significa que é um eletrodo fortemente redutor que força o SHE a ser o ânodo (um exemplo é Cu em CuSO aquoso₄ com um eletrodo padrão potencial de 0,337 V). Por outro lado, se o potencial medido for negativo, o eletrodo é mais oxidante do que o SHE (como Zn em ZnSO₄ onde o potencial do eletrodo padrão é −0,76 V).

Os potenciais de eletrodo padrão são geralmente tabulados como potenciais de redução. No entanto, as reações são reversíveis e o papel de um determinado eletrodo em uma célula depende do potencial relativo de oxidação/redução de ambos os eletrodos. O potencial de oxidação para um determinado eletrodo é apenas o negativo do potencial de redução. Um potencial de célula padrão pode ser determinado procurando os potenciais de eletrodo padrão para ambos os eletrodos (às vezes chamados de potenciais de meia célula). O que for menor será o ânodo e sofrerá oxidação. O potencial da célula é então calculado como a soma do potencial de redução para o cátodo e o potencial de oxidação para o ânodo.

E°_célula = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = E°_vermelho (cathode) – E°_vermelho (anode) = E°_vermelho (catodo) + E°_Oxi (anode)

Por exemplo, o potencial de eletrodo padrão para um eletrodo de cobre é:

Diagrama de célula

Pt(s) | H₂ (1 atm) | H⁺ (1 M) | Cu²⁺ (1 M) | Cu(s)

Em condições padrão de temperatura, pressão e concentração, a fem da célula (medida por um multímetro) é 0,34 V. Por definição, o potencial do eletrodo para o SHE é zero. Assim, o Cu é o cátodo e o SHE é o ânodo dando

E_célula = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = = EO quê?²⁺/Cu) – EO quê?⁺/H₂)

Ou,

EO quê?²⁺/Cu) = 0,34 V

Mudanças nos coeficientes estequiométricos de uma equação de célula balanceada não alterarão o valor E°_vermelho porque o potencial do eletrodo padrão é uma propriedade intensiva.

Espontaneidade da reação redox

Durante a operação de uma célula eletroquímica, a energia química é transformada em energia elétrica. Isso pode ser expresso matematicamente como o produto da fem E_célula da célula medida em volts (V) e a carga elétrica Q _ele,trans transferido através do circuito externo.

Energia elétrica = E_célulaQ_{ele, trans}

Q_ele,trans é a corrente da célula integrada ao longo do tempo e medida em coulombs (C); também pode ser determinado multiplicando o número total n_e de elétrons transferidos (medido em moles) vezes a constante de Faraday (F).

A fem da célula com corrente zero é a fem máxima possível. Ele pode ser usado para calcular a energia elétrica máxima possível que pode ser obtida de uma reação química. Essa energia é chamada de trabalho elétrico e é expressa pela seguinte equação:

{displaystyle W_{mathrm {max} }=W_{mathrm {electrical} }=-n_{e}FE_{mathrm {cell} }}

onde o trabalho é definido como positivo quando aumenta a energia do sistema.

Como a energia livre é a quantidade máxima de trabalho que pode ser extraída de um sistema, pode-se escrever:

{displaystyle Delta G=-n_{e}FE_{mathrm {cell} }}

Um potencial de célula positivo dá uma mudança negativa na energia livre de Gibbs. Isso é consistente com a produção da célula de uma corrente elétrica do cátodo para o ânodo através do circuito externo. Se a corrente for conduzida na direção oposta pela imposição de um potencial externo, então o trabalho é feito na célula para conduzir a eletrólise.

Uma reação eletroquímica espontânea (mudança na energia livre de Gibbs menor que zero) pode ser usada para gerar uma corrente elétrica em células eletroquímicas. Esta é a base de todas as baterias e células de combustível. Por exemplo, oxigênio gasoso (O₂) e hidrogênio (H₂) pode ser combinado em uma célula de combustível para formar água e energia, normalmente uma combinação de calor e energia elétrica.

Por outro lado, reações eletroquímicas não espontâneas podem ser impulsionadas pela aplicação de uma corrente com voltagem suficiente. A eletrólise da água em oxigênio gasoso e hidrogênio é um exemplo típico.

A relação entre a constante de equilíbrio, K, e a energia livre de Gibbs para uma célula eletroquímica é expressa da seguinte forma:

{displaystyle Delta G^{circ }=-RTln K=-nFE_{mathrm {cell} }^{circ }}

A reorganização para expressar a relação entre o potencial padrão e a constante de equilíbrio resulta

{displaystyle E_{cell}^{circ }={frac {RT}{nF}}ln K}

Em T = 298 K, a equação anterior pode ser reescrita usando o logaritmo de Briggs da seguinte forma:

{displaystyle E_{cell}^{circ }={frac {0.05916,mathrm {V} }{n}}log K}

Dependência da fem celular em mudanças na concentração

Equação de Nerst

O potencial padrão de uma célula eletroquímica requer condições padrão (ΔG°) para todos os reagentes. Quando as concentrações dos reagentes diferem das condições padrão, o potencial da célula se desviará do potencial padrão. No século 20, o químico alemão Walther Nernst propôs um modelo matemático para determinar o efeito da concentração do reagente no potencial eletroquímico da célula.

No final do século 19, Josiah Willard Gibbs formulou uma teoria para prever se uma reação química é espontânea com base na energia livre

Delta G = Delta G^circ + RT ln Q

Aqui ΔG é a mudança na energia livre de Gibbs, ΔG° é o potencial da célula quando Q é igual a 1, T é a temperatura absoluta (Kelvin), R é a constante dos gases e Q é o quociente da reação, que pode ser calculado dividindo as concentrações dos produtos por aquelas de reagentes, cada um elevado à potência de seu coeficiente estequiométrico, usando apenas os produtos e reagentes que são aquosos ou gasosos.

Gibbs' A principal contribuição foi formalizar o entendimento do efeito da concentração de reagentes na espontaneidade.

Baseado em Gibbs' trabalho, Nernst estendeu a teoria para incluir a contribuição do potencial elétrico em espécies carregadas. Conforme mostrado na seção anterior, a mudança na energia livre de Gibbs para uma célula eletroquímica pode estar relacionada ao potencial da célula. Assim, Gibbs' teoria torna-se

{displaystyle n_{e}FDelta E=n_{e}FDelta E^{circ }-RTln Q}

Aqui n_e é o número de elétrons (em mols), F é a constante de Faraday (em coulombs/mol) e ΔE é o potencial da célula (em volts).

Finalmente, Nernst dividiu pela quantidade de carga transferida para chegar a uma nova equação que agora leva seu nome:

Delta E = Delta E^circ - frac{RT}{nF} ln Q

Supondo condições padrão (T = 298 K ou 25 °C) e R = 8,3145 J/(K·mol), a equação acima pode ser expressa na base—10 logaritmo conforme mostrado abaixo:

Delta E = Delta E^circ- frac{0.05916 ,mathrm{V}}{n} log Q

Observe que RT/ F também é conhecido como tensão térmica V_T e é encontrado no estudo de plasmas e semicondutores também. O valor 0,05916 V na equação acima é apenas a tensão térmica na temperatura padrão multiplicada pelo logaritmo natural de 10.

Células de concentração

Uma célula de concentração é uma célula eletroquímica onde os dois eletrodos são do mesmo material, os eletrólitos nas duas meias-células envolvem os mesmos íons, mas a concentração do eletrólito difere entre as duas meias-células.

Um exemplo é uma célula eletroquímica, onde dois eletrodos de cobre são submersos em duas soluções de sulfato de cobre(II), cujas concentrações são 0,05 M e 2,0 M, conectadas por uma ponte salina. Este tipo de célula irá gerar um potencial que pode ser previsto pela equação de Nernst. Ambos podem sofrer a mesma química (embora a reação prossiga ao contrário no ânodo)

Cu²⁺(aq) + 2 e^{- Sim.} → Cu(s)

O princípio de Le Chatelier indica que a reação é mais favorável à redução à medida que a concentração de íons Cu²⁺ aumenta. A redução ocorrerá no compartimento da célula onde a concentração é maior e a oxidação ocorrerá no lado mais diluído.

O seguinte diagrama de célula descreve a célula de concentração mencionada acima:

Cu(s) | Cu²⁺ (0.05 M) | Cu²⁺ (2.0 M) | Cu(s)

onde as reações de meia célula para oxidação e redução são:

Oxidação: Cu(s) → Cu²⁺ (0,05 M) + 2 e^{- Sim.}

Redução: Cu²⁺ (2.0 M) + 2 e^{- Sim.} → Cu(s)

Reação geral: Cu²⁺ (2.0 M) → Cu²⁺ (0,05 M)

A fem da célula é calculada através da equação de Nernst da seguinte forma:

{displaystyle E=E^{circ }-{frac {0.05916,mathrm {V} }{2}}log {frac {[mathrm {Cu^{2+}} ]_{mathrm {diluted} }}{[mathrm {Cu^{2+}} ]_{mathrm {concentrated} }}}}

O valor de E° neste tipo de célula é zero, pois eletrodos e íons são os mesmos em ambas as meias-células.

Após substituir os valores do caso citado, é possível calcular o potencial da célula:

E = 0 - frac{0.05916 ,mathrm{V}}{2} log frac{0.05}{2.0} = 0.0474,mathrm{V}

ou por:

E = 0 - frac{0.0257 ,mathrm{V}}{2} ln frac{0.05}{2.0}= 0.0474,mathrm{V}

No entanto, este valor é apenas aproximado, pois o quociente de reação é definido em termos de atividades iônicas que podem ser aproximadas com as concentrações calculadas aqui.

A equação de Nernst desempenha um papel importante na compreensão dos efeitos elétricos nas células e organelas. Tais efeitos incluem sinapses nervosas e batimentos cardíacos, bem como o potencial de repouso de uma célula somática.

Bateria

Muitos tipos de bateria foram comercializados e representam uma importante aplicação prática da eletroquímica. As primeiras células úmidas alimentaram os primeiros sistemas de telégrafo e telefone e foram a fonte de corrente para galvanoplastia. A célula seca de dióxido de zinco-manganês foi o primeiro tipo de bateria portátil e não derramável que tornou as lanternas e outros dispositivos portáteis práticos. A bateria de mercúrio usando zinco e óxido de mercúrio fornecia níveis mais altos de energia e capacidade do que a célula seca original para dispositivos eletrônicos antigos, mas foi eliminada do uso comum devido ao perigo de poluição de mercúrio de células descartadas.

A bateria de chumbo-ácido foi a primeira bateria secundária (recarregável) prática que poderia ter sua capacidade reabastecida de uma fonte externa. A reação eletroquímica que produzia corrente era (em um grau útil) reversível, permitindo que a energia elétrica e a energia química fossem trocadas conforme necessário. As baterias comuns de chumbo-ácido contêm uma mistura de ácido sulfúrico e água, bem como placas de chumbo. A mistura mais comum usada hoje é 30% de ácido. Um problema, no entanto, é que, se deixado sem carga, o ácido cristalizará nas placas de chumbo da bateria, tornando-a inútil. Essas baterias duram em média 3 anos com uso diário, mas não é inédito que uma bateria de chumbo-ácido ainda funcione após 7 a 10 anos. As células de chumbo-ácido continuam a ser amplamente utilizadas em automóveis.

Todos os tipos anteriores possuem eletrólitos à base de água, o que limita a tensão máxima por célula. O congelamento da água limita o desempenho em baixas temperaturas. A bateria de metal de lítio, que não usa (e não pode) usar água no eletrólito, oferece melhor desempenho em relação a outros tipos; uma bateria recarregável de íons de lítio é uma parte essencial de muitos dispositivos móveis.

A bateria de fluxo, do tipo experimental, oferece a opção de capacidade de energia muito maior porque seus reagentes podem ser reabastecidos a partir de reservatórios externos. A célula de combustível pode transformar a energia química contida nos gases de hidrocarbonetos ou hidrogênio e oxigênio diretamente em energia elétrica com uma eficiência muito maior do que qualquer processo de combustão; tais dispositivos alimentaram muitas espaçonaves e estão sendo aplicados ao armazenamento de energia da rede para o sistema público de energia.

Corrosão

A corrosão é um processo eletroquímico, que se manifesta como ferrugem ou manchas em metais como ferro ou cobre e suas respectivas ligas, aço e latão.

Corrosão do ferro

Para que a ferrugem ocorra, o metal precisa estar em contato com oxigênio e água. As reações químicas desse processo são relativamente complexas e nem todas são completamente compreendidas. Acredita-se que as causas sejam as seguintes: Transferência de elétrons (redução-oxidação)

Uma área na superfície do metal atua como o ânodo, que é onde ocorre a oxidação (corrosão). No ânodo, o metal desiste de elétrons.

Fe(s) → Fe²⁺(aq) + 2 e^{- Sim.}

Os elétrons são transferidos do ferro, reduzindo o oxigênio na atmosfera para a água no cátodo, que é colocado em outra região do metal.

O₂(g) + 4 H⁺(aq) + 4 e^{- Sim.} → 2 H₂O(l)

Reação global para o processo:

2(s) + O₂(g) + 4 H⁺(aq) → 2 Fe²⁺(aq) + 2 H₂O(l)

Emf padrão para ferrugem de ferro:

E- Sim. E° (cato) − EO quê?

E° = 1.23V − (−0.44 V) = 1.67 V

A corrosão do ferro ocorre em meio ácido; Os íons H+ vêm da reação entre o dióxido de carbono da atmosfera e a água, formando o ácido carbônico. Os íons Fe²⁺ oxidam ainda mais, seguindo esta equação:

4 anos²⁺(aq) + O₂(g) + (4+2

x

) H₂O(l) → 2 Fe₂O₃·

x

H. H. H.₂O + 8 H⁺(aq)

O hidrato de óxido de ferro(III) é conhecido como ferrugem. A concentração de água associada ao óxido de ferro varia, portanto a fórmula química é representada por Fe₂O₃· $x$ H₂O.

Um circuito elétrico é formado à medida que ocorre a passagem de elétrons e íons; portanto, se um eletrólito estiver presente, facilitará a oxidação, explicando por que a ferrugem é mais rápida na água salgada.

Corrosão de metais comuns

Metais de cunhagem, como cobre e prata, corroem lentamente com o uso. Uma pátina de carbonato de cobre verde-azulado se forma na superfície do cobre com a exposição à água e ao dióxido de carbono no ar. Moedas ou talheres de prata expostos a alimentos com alto teor de enxofre, como ovos ou a baixos níveis de espécies de enxofre no ar, desenvolvem uma camada de sulfeto de prata preto.

O ouro e a platina são extremamente difíceis de oxidar em circunstâncias normais e requerem exposição a um poderoso agente oxidante químico, como a água régia.

Alguns metais comuns oxidam extremamente rapidamente no ar. Titânio e alumínio oxidam instantaneamente em contato com o oxigênio do ar. Esses metais formam uma camada extremamente fina de metal oxidado na superfície, que se liga ao metal subjacente. Esta fina camada de óxido protege o volume subjacente do metal do ar, evitando que todo o metal se oxide. Esses metais são usados em aplicações onde a resistência à corrosão é importante. O ferro, ao contrário, possui um óxido que se forma no ar e na água, chamado ferrugem, que não se liga ao ferro e, portanto, não impede a oxidação posterior do ferro. Assim, o ferro deixado exposto ao ar e à água continuará a enferrujar até que todo o ferro seja oxidado.

Prevenção de corrosão

As tentativas de evitar que um metal se torne anódico são de dois tipos gerais. As regiões anódicas dissolvem e destroem a integridade estrutural do metal.

Embora seja quase impossível evitar a formação de ânodo/cátodo, se um material não condutor cobrir o metal, o contato com o eletrólito não é possível e não ocorrerá corrosão.

Revestimento

Os metais podem ser revestidos com tinta ou outros metais menos condutores (passivação). Isso evita que a superfície metálica seja exposta a eletrólitos. Arranhões que exponham o substrato de metal resultarão em corrosão. A região sob o revestimento adjacente ao arranhão atua como o ânodo da reação.

Ver Anodização

Ânodos de sacrifício

Um método comumente usado para proteger um metal estrutural é anexar um metal que seja mais anódico do que o metal a ser protegido. Isso força o metal estrutural a ser catódico, poupando assim a corrosão. É chamado de "sacrificial" porque o ânodo se dissolve e deve ser substituído periodicamente.

Barras de zinco são fixadas em vários locais nos cascos de navios de aço para tornar o casco do navio catódico. As barras de zinco são substituídas periodicamente. Outros metais, como o magnésio, funcionariam muito bem, mas o zinco é o metal útil menos caro.

Para proteger os dutos, um lingote de magnésio (ou zinco) enterrado ou exposto é enterrado ao lado do duto e conectado eletricamente ao tubo acima do solo. A tubulação é forçada a ser um cátodo e é protegida contra oxidação e ferrugem. O ânodo de magnésio é sacrificado. A intervalos, novos lingotes são enterrados para substituir os dissolvidos.

Eletrólise

As reações redox espontâneas de uma bateria convencional produzem eletricidade através dos diferentes potenciais de redução do cátodo e do ânodo no eletrólito. No entanto, a eletrólise requer uma fonte externa de energia elétrica para induzir uma reação química, e esse processo ocorre em um compartimento chamado célula eletrolítica.

Eletrólise de cloreto de sódio fundido

Quando fundido, o sal cloreto de sódio pode ser eletrolisado para produzir sódio metálico e cloro gasoso. Industrialmente, esse processo ocorre em uma célula especial chamada célula de Down. A célula é conectada a uma fonte de alimentação elétrica, permitindo que os elétrons migrem da fonte de alimentação para a célula eletrolítica.

As reações que ocorrem na célula de um Down são as seguintes:

Anode (oxidação): 2 Cl^{- Sim.} → Cl₂(g) + 2 e^{- Sim.}

Cathode (redução): 2 Na⁺(l) + 2 e^{- Sim.} → 2 Namoradas(l)

Reação geral: 2 Na⁺ + 2 Cl^{- Sim.}(l) → 2 Namoradas(l) + Cl₂(g)

Este processo pode produzir grandes quantidades de sódio metálico e cloro gasoso, e é amplamente utilizado nas indústrias de tratamento mineral e metalurgia.

O emf para este processo é aproximadamente −4 V indicando um processo (muito) não espontâneo. Para que esta reação ocorra a fonte de alimentação deve fornecer pelo menos uma diferença potencial de 4 V. No entanto, as tensões maiores devem ser usadas para que esta reação ocorra em uma alta taxa.

Eletrolise da água

A água pode ser convertida em seus gases elementares componentes, H₂ e O₂, através da aplicação de uma tensão externa. A água não se decompõe em hidrogênio e oxigênio espontaneamente, pois a variação da energia livre de Gibbs para o processo em condições padrão é muito positiva, cerca de 474,4 kJ. A decomposição da água em hidrogênio e oxigênio pode ser realizada em uma célula eletrolítica. Nela, um par de eletrodos inertes geralmente feitos de platina imersos em água atuam como ânodo e cátodo no processo eletrolítico. A eletrólise começa com a aplicação de uma tensão externa entre os eletrodos. Este processo não ocorrerá exceto em voltagens extremamente altas sem um eletrólito como cloreto de sódio ou ácido sulfúrico (mais usado 0,1 M).

As bolhas dos gases serão vistas perto de ambos os eletrodos. As seguintes semi-reações descrevem o processo mencionado acima:

Anode (oxidação): 2 H₂O(l) → O₂(g) + 4 H⁺(aq) + 4 e^{- Sim.}

Cathode (redução): 2 H₂O(g) + 2 e^{- Sim.} → H₂(g) + 2 OH^{- Sim.}(aq)

Reação geral: 2 H₂O(l) → 2 H₂(g) + O₂(g)

Embora ácidos fortes possam ser usados no aparelho, a reação não consumirá o ácido. Embora essa reação funcione em qualquer eletrodo condutor em um potencial suficientemente grande, a platina catalisa a formação de hidrogênio e oxigênio, permitindo voltagens relativamente baixas (~ 2 V, dependendo do pH).

Eletrólise de soluções aquosas

A eletrólise em solução aquosa é um processo semelhante ao mencionado na eletrólise da água. No entanto, é considerado um processo complexo, pois os conteúdos em solução devem ser analisados em meias reações, sejam elas reduzidas ou oxidadas.

Eletrólise de uma solução de cloreto de sódio

A presença de água em uma solução de cloreto de sódio deve ser examinada quanto à sua redução e oxidação em ambos os eletrodos. Normalmente, a água é eletrolisada como mencionado acima na eletrólise da água produzindo oxigênio gasoso no ânodo e hidrogênio gasoso no cátodo. Por outro lado, o cloreto de sódio em água se dissocia em íons Na⁺ e Cl⁻. O cátion, que é o íon positivo, será atraído para o cátodo (-), reduzindo assim o íon sódio. O ânion cloreto será então atraído para o ânodo (+), onde é oxidado a cloro gasoso.

As seguintes semi-reações devem ser consideradas no processo mencionado:

Cathode: Na⁺(aq) + e^{- Sim.} → Na(s)E°_vermelho = -2.71 V
Anode: 2 Cl^{- Sim.}(aq) → Cl₂(g) + 2 e^{- Sim.}E°_vermelho = +1,36 V
Cathode: 2 H₂O(l) + 2 e^{- Sim.} → H₂(g) + 2 OH^{- Sim.}(aq)E°_vermelho = 0,83 V
Anode: 2 H₂O(l) → O₂(g) + 4 H⁺(aq) + 4 e^{- Sim.}E°_vermelho = +1.23 V

A reação 1 é descartada, pois tem o valor mais negativo no potencial de redução padrão, tornando-a menos favorável termodinamicamente no processo.

Ao comparar os potenciais de redução nas reações 2 e 4, a redução do íon cloreto é favorecida. Assim, se o íon Cl^- é favorecido para redução, então a reação da água é favorecida para oxidação produzindo oxigênio gasoso, porém experimentos mostram que cloro gasoso é produzido e não oxigênio.

Embora a análise inicial esteja correta, existe outro efeito, conhecido como efeito de sobretensão. Voltagem adicional às vezes é necessária, além da voltagem prevista pela E°_célula. Isso pode ser devido a considerações cinéticas e não termodinâmicas. De fato, foi comprovado que a energia de ativação do íon cloreto é muito baixa, portanto favorável em termos cinéticos. Em outras palavras, embora a tensão aplicada seja termodinamicamente suficiente para conduzir a eletrólise, a taxa é tão lenta que, para que o processo ocorra em um intervalo de tempo razoável, a tensão da fonte externa deve ser aumentada (daí, sobretensão).

Finalmente, a reação 3 é favorável porque descreve a proliferação de íons OH- deixando assim uma provável redução de íons H+ uma opção menos favorável.

A reação geral para o processo de acordo com a análise é a seguinte:

Anode (oxidação): 2 Cl^{- Sim.}(aq) → Cl₂(g) + 2 e^{- Sim.}

Cathode (redução): 2 H₂O(l) + 2 e^{- Sim.} → H₂(g) + 2 OH^{- Sim.}(aq)

Reação geral: 2 H₂O + 2 Cl^{- Sim.}(aq) → H₂(g) + Cl₂(g) + 2 OH^{- Sim.}(aq)

Como indica a reação geral, a concentração de íons cloreto é reduzida em comparação com os íons OH⁻ (cuja concentração aumenta). A reação também mostra a produção de hidrogênio gasoso, cloro e hidróxido de sódio aquoso.

Eletrólise quantitativa e as leis de Faraday

Os aspectos quantitativos da eletrólise foram originalmente desenvolvidos por Michael Faraday em 1834. Faraday também é creditado por ter cunhado os termos eletrólito, eletrólise, entre muitos outros enquanto estudava a análise quantitativa de reações eletroquímicas. Também foi um defensor da lei da conservação da energia.

Primeira lei

Faraday concluiu depois de vários experimentos com corrente elétrica em um processo não espontâneo que a massa dos produtos produzidos nos eletrodos era proporcional ao valor da corrente fornecida à célula, ao tempo de duração da corrente e ao molar massa da substância analisada. Em outras palavras, a quantidade de uma substância depositada em cada eletrodo de uma célula eletrolítica é diretamente proporcional à quantidade de eletricidade que passa pela célula.

Abaixo está uma equação simplificada da primeira lei de Faraday:

m = frac{1}{96485 mathrm{(Ccdot mol^{-1})}} cdot frac{QM}{n}

onde

m é a massa da substância produzida no eletrodo (em gramas),

Q é a carga elétrica total que passou pela solução (em coulombs),

n é o número de valência da substância como um íon em solução (eletrões por íon),

M é a massa molar da substância (em gramas por toupeira).

Segunda lei

Faraday concebeu as leis da eletrodeposição química de metais a partir de soluções em 1857. Ele formulou a segunda lei da eletrólise afirmando "as quantidades de corpos que são equivalentes entre si em sua ação química ordinária têm quantidades iguais de eletricidade naturalmente associada a eles." Em outras palavras, as quantidades de diferentes elementos depositados por uma determinada quantidade de eletricidade estão na proporção de seus pesos químicos equivalentes.

Um aspecto importante da segunda lei da eletrólise é a galvanoplastia, que junto com a primeira lei da eletrólise tem um número significativo de aplicações na indústria, como quando usado para revestir metais de forma protetora para evitar a corrosão.

Aplicativos

Existem vários processos eletroquímicos importantes tanto na natureza quanto na indústria, como o revestimento de objetos com metais ou óxidos metálicos por meio de eletrodeposição, a adição (galvanoplastia) ou remoção (eletropolimento) de finas camadas de metal de um objeto superfície, e a detecção de álcool em motoristas embriagados por meio da reação redox do etanol. A geração de energia química através da fotossíntese é inerentemente um processo eletroquímico, assim como a produção de metais como alumínio e titânio a partir de seus minérios. Certos medidores de açúcar no sangue para diabetes medem a quantidade de glicose no sangue através de seu potencial redox. Além das tecnologias eletroquímicas estabelecidas (como baterias de ácido de chumbo de ciclo profundo), há também uma ampla gama de novas tecnologias emergentes, como células de combustível, baterias de íons de lítio de grande formato, reatores eletroquímicos e supercapacitores que estão se tornando cada vez mais comerciais. Titulações eletroquímicas ou coulométricas foram introduzidas para análise quantitativa de quantidades mínimas em 1938 pelos químicos húngaros László Szebellédy e Zoltan Somogyi. A eletroquímica também tem aplicações importantes na indústria alimentícia, como a avaliação das interações alimento/embalagem, a análise da composição do leite, a caracterização e determinação do ponto final de congelamento de misturas de sorvete ou a determinação da acidez livre na azeitona óleo.

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