Fundamentos da Eletroquímica
Introdução: A energia no seu bolso
Tudo pronto para começar um novo módulo? Recarregou as energias?
Depois da maratona que foi Equilíbrio Químico, vamos entrar agora em um dos assuntos mais fascinantes e práticos da química: a Eletroquímica.
Muitos dos assuntos de Físico-Química não parecem ter tanta aplicação prática no dia a dia pela forma que os professores costumam ensinar para a gente.
Mas esse, não tem como fugir.
Se você está lendo isso em um celular, tablet ou notebook, você está segurando um exemplo perfeito de eletroquímica em ação.
Já parou para pensar como essa caixinha de metal e vidro faz tudo o que faz? Como ela emite luz, som, vibra e se conecta com o mundo?
Toda a energia para isso vem da bateria.
E a bateria nada mais é do que um dispositivo que usa reações químicas para gerar eletricidade.
É a química se transformando em energia elétrica bem na palma da sua mão. É disso que a eletroquímica trata.
1. Ideia Central da Eletroquímica: Uma Rua de Mão Dupla
A eletroquímica é como uma grande avenida com duas mãos:
Sentido 1: A Pilha (Processo Espontâneo)
É quando pegamos a energia química, guardada nas substâncias, e a transformamos em energia elétrica.
É o que acontece quando a bateria do seu celular está sendo usada.
A reação acontece "sozinha", de forma espontânea, e gera a eletricidade que alimenta o aparelho.
Quando um dispositivo adota esse sentido (energia química gerando energia elétrica), nós chamamos ele de PILHA.
Sentido 2: A Eletrólise (Processo Não Espontâneo)
É o caminho inverso.
Pegamos a energia elétrica (da tomada, por exemplo) e a usamos para forçar uma reação química a acontecer, armazenando essa energia na forma de energia química.
É o que acontece quando você coloca seu celular para carregar.
Quando adotamos esse sentido inverso (energia elétrica se transformando em energia química), nós chamamos isso de ELETRÓLISE.
Primeiro, vamos aprender sobre pilhas e, só nos últimos capítulos, vou te explicar sobre a eletrólise.
2. Reações de Oxirredução (Redox): A Alma da Eletroquímica
Para entendermos bem a eletroquímica, o principal fundamento que temos que dominar é o de oxirredução.
Para que uma reação química possa gerar energia elétrica, ela precisa ter uma característica fundamental:
Todas precisam ser uma reação de oxirredução (redox).
Nós já vimos isso antes, mas não custa nada revisar, porque este é o coração de todo o assunto.
Uma reação Redox é aquela onde há transferência de elétrons entre as espécies.
Oxidação
É o ato de perder elétrons. A espécie que oxida fica com a carga mais positiva e o seu NOX aumenta.
Redução
É o ato de ganhar elétrons. A espécie que reduz fica com a carga mais negativa e o seu NOX diminui
Uma dica para nunca esquecer:
Quem Oxida, dOa elétrons.
Quem Reduz, Recebe elétrons.
E o mais importante: oxidação e redução são como um casal inseparável.
Não existe uma sem a outra. Se alguém perde elétrons, alguém tem que ganhar.
3. Agente Redutor e Agente Oxidante
Agora que relembramos o que é oxidação e redução, precisamos definir dois papéis muito importantes na reação: o do agente redutor e do agente oxidante.
Pense na palavra "agente".
Um agente de viagens não viaja, ele faz com que outros viagem.
Um agente de modelos não é modelo, ele faz com que outras se tornem modelos.
Na química, a lógica é a mesma: um agente é aquele que causa a ação e não o que faz a ação. Sendo assim...
Agente Redutor
É a substância que provoca a REDUÇÃO de outra.
Para alguém reduzir (ganhar elétrons), outra pessoa precisa doar esses elétrons. Quem doa os elétrons? Aquele que oxida!
Portanto, a lógica é inversa: o agente que causa a redução é a espécie que sofre a OXIDAÇÃO.
Agente Oxidante
É a substância que provoca a OXIDAÇÃO de outra.
Para alguém oxidar (perder elétrons), outra pessoa precisa receber esses elétrons. Quem recebe os elétrons? Aquele que reduz!
Portanto: o agente que causa a oxidação é a espécie que sofre a REDUÇÃO.
É só pensar no contrário!
Quem OXIDA é o AGENTE REDUTOR.
Quem REDUZ é o AGENTE OXIDANTE.
4. Saber Separar as Meias-Reações
Vamos pegar o exemplo mais clássico de todos, que será a base para o nosso próximo capítulo.
Se você mergulha uma placa de zinco metálico (Zn) em uma solução azul de sulfato de cobre (CuSO4), a mágica acontece:
A placa de zinco começa a ser corroída e uma camada de cobre metálico avermelhado se forma sobre ela. A solução, que era azul, vai ficando incolor.
A reação global é:
$Zn (s) + CuSO_4 (aq) \rightarrow ZnSO_4 (aq) + Cu (s)$
Se a gente olhar só para quem realmente participa (tirando o íon sulfato SO42−, que é um mero espectador), temos a equação iônica:
$Zn (s) + Cu^{2+} (aq) \rightarrow Zn^{2+} (aq) + Cu (s)$
Vamos analisar o NOX:
O Zinco foi de Zn0 para Zn2+. O NOX aumentou, então ele oxidou.
O Cobre foi de Cu2+ para Cu0. O NOX diminuiu, então ele reduziu.
Na eletroquímica, é importante para a gente saber quebrar a reação global em duas "meias-reações": a de oxidação e a de redução.
Meia-Reação de Oxidação
Mostra apenas quem está perdendo elétrons.
$Zn (s) \rightarrow Zn^{2+} (aq) + 2é$
(O zinco sólido virou o íon zinco e liberou 2 elétrons).
Meia-Reação de Redução
Mostra apenas quem está ganhando elétrons.
$Cu^{2+} (aq) + 2é \rightarrow Cu (s)$
(O íon cobre recebeu 2 elétrons e virou cobre sólido).
Note que, se somarmos as duas meias-reações, os elétrons se cancelam e voltamos para a reação global.
Dominar essa separação será a chave para entender como uma pilha funciona.
No próximo capítulo, vamos pegar essas duas meias-reações, separá-las em recipientes diferentes e forçar os elétrons a passarem por um fio para se encontrarem.
Ao fazer isso, teremos construído nossa primeira pilha: a famosa Pilha de Daniell.
Te espero lá!
