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UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ Campus Medianeira ENGENHARIA DE PRODUÇÃO AULA DE QUÍMICA: ELETROQUÍMICA

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1

ELETROQUÍMICA

UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ Campus Medianeira

AULA DE QUÍMICA :

ENGENHARIA DE PRODUÇÃO

(2)

2

INTRODUÇÃO REPRESENTAÇÕES DAS EQUAÇÕES DE REDOX

CÉLULAS GALVÂNICAS

ELETRÓLISE

IMPACTO NOS MATERIAIS

AULA DE ELETROQUÍMICA

TÓPICOS ABORDADOS

(3)

3

AULA DE ELETROQUÍMICA CÉLULAS GALVÂNICAS

O que significa “acabou a pilha”?

(4)

4

AULA DE ELETROQUÍMICA CÉLULAS GALVÂNICAS

A medida que uma célula voltaica é descarregada, os reagentes da reação são consumidos e os produtos são gerados, de forma que as concentrações dessas substâncias variam.

A fem cai progressivamente até E = 0, no ponto no qual a pilha “acabou”.

Neste ponto, as concentrações dos reagentes e produtos param de variar: eles atingem o equilíbrio.

e-

e-

e-

e- e-

e- e-

(5)

5

AULA DE ELETROQUÍMICA CÉLULAS GALVÂNICAS

Walther Nernst 1864-1941

A dependência da fem da pilha com a concentração pode ser obtida a partir da relação da G com a concentração

(6)

6

AULA DE ELETROQUÍMICA CÉLULAS GALVÂNICAS

Potenciais de eletrodo (E0) para as condições-padrão:

[ ] = 1 mol/L, 1 atm, 298 K

G = G0 + RT lnQ Como G = -nFE, teremos

-nFE = -nFEo + RT lnQ

A resolução dessa equação para E fornece a equação de Nernst:

nF Q E RT

E =

0

− ln

Essa equação é comumente expressa em termos de logaritmos mais comuns (base 10):

n Q E RT

E

0

2 , 303 log

=

EFEITO DA CONCENTRAÇÃO NA FEM DA PILHA

(7)

7

AULA DE ELETROQUÍMICA CÉLULAS GALVÂNICAS

Essa equação é comumente expressa em termos de logaritmos mais comuns (base 10):

n Q E RT

E

0

2 , 303 log

=

Para T = 298 K, a grandeza 2,303RT é igual a 0,0592 V, logo a equação se simplifica para

n Q E V

E

0

0 , 0592 log

=

EFEITO DA CONCENTRAÇÃO NA FEM DA PILHA

(8)

8

AULA DE ELETROQUÍMICA CÉLULAS GALVÂNICAS

EXEMPLO 5: Calcule a fem da pilha Zn/Cu sob as seguintes condições:

Dados:

Cu+2 + 2e- → Cu(s) Eored = +0,34 V Zn+2(aq) + 2e- → Zn(s) Eored = - 0,76 V

Zn(s) + Cu+2(0,020 mol/L) Cu(s) + Zn+2(0,40 mol/L)

(9)

9

AULA DE ELETROQUÍMICA CÉLULAS GALVÂNICAS

EXEMPLO 5: Calcule a fem da pilha Zn/Cu sob as seguintes condições:

Dados:

Cu+2 + 2e- → Cu(s) Eored = +0,34 V Zn+2(aq) + 2e- → Zn(s) Eored = - 0,76 V RESPOSTA :

Zn(s) + Cu+2(0,020 mol/L) Cu(s) + Zn+2(0,40 mol/L)

(10)

10

AULA DE ELETROQUÍMICA CÉLULAS GALVÂNICAS CONSTANTES DE EQUILÍBRIO E FEM

Uma das aplicações mais importantes da eletroquímica consiste na determinação de constantes de equilíbrio a partir da medida de potenciais elétricos

(11)

11

AULA DE ELETROQUÍMICA CÉLULAS GALVÂNICAS

CONSTANTES DE EQUILÍBRIO E FEM

e tendo visto que G0 = -nFE0 Lembrando que G0 = -RTlnK

Em muitos livros texto a expressão aparece em termos de “log” e não de “ln”

nF K E0 RT ln

 

= 

n K

E

0

0 , 0592 log

 

 

= 

temos G0 = -RTlnK = -nFE0

É fácil verificar que, no equilíbrio

Considerando os valores de R = 8,13J/K.mol

F = 96500C/mol T = 298K

(12)

12

AULA DE ELETROQUÍMICA CÉLULAS GALVÂNICAS

EXEMPLO 6: Qual é a concentração de íons Fe+2, no equilíbrio, quando se coloca um pedaço de ferro em uma solução de Zn+2 1 mol/L?

Dados: Fe + Zn2+ Zn + Fe2+ E0= -0,32V

(13)

13

AULA DE ELETROQUÍMICA CÉLULAS GALVÂNICAS

[Fe2+] = 1,54 x 10-11 mol/L

K 2 log

0592 ,

32 0 ,

0 

 

= 

0592 ,

0

) 32 , 0 (

log 2 −

K =

0592 , 0

) 32 , 0 ( 2

10

= K

K = 1,54 x 10-11

n K

E

0

0 , 0592 log

 

 

= 

EXEMPLO 6: Qual é a concentração de íons Fe+2, no equilíbrio, quando se coloca um pedaço de ferro em uma solução de Zn+2 1 mol/L?

Dados: Fe + Zn2+ Zn + Fe2+ E0= -0,32V

(14)

14

AULA DE ELETROQUÍMICA CÉLULAS GALVÂNICAS

MX(s) MX(s) M+(aq) + X-(aq) Podemos determinar também o

KPS a partir dos potenciais eletroquímicos!!

(15)

15

AULA DE ELETROQUÍMICA CÉLULAS GALVÂNICAS

EXEMPLO 7: Calcule a constante do produto de solubilidade do AgCl(s).

Dados: AgCl(S) Ag+(aq) + Cl-(aq) AgCl + e-→ Ag + Cl- E0= +0,22V Ag+ + e-→ Ag E0= +0,80V

(16)

16

AULA DE ELETROQUÍMICA CÉLULAS GALVÂNICAS

EXEMPLO 7: Calcule a constante do produto de solubilidade do AgCl(s).

Dados: AgCl(S) Ag+(aq) + Cl-(aq) AgCl + e-→ Ag + Cl- E0= +0,22V Ag+ + e-→ Ag E0= +0,80V

n K

E

0

0 , 0592 log

 

 

=  log K

PS

1 0592 ,

58 0 ,

0 

 

= 

AgCl + e-→ Ag + Cl- E0= +0,22V Ag → Ag+ + e- E0= -0,80V

AgCl(S)  Ag+(aq) + Cl-(aq) E0= -0,58 V

KPS = 1,6 x 10-10 RESPOSTA:

(17)

17

AULA DE ELETROQUÍMICA

ELETRÓLISE

(18)

18

AULA DE ELETROQUÍMICA ELETRÓLISE

Célula galvânica Célula eletrolítica Semi-reação de oxidação

reação global

Y Y+ + e- Z- Z + e- Y+ + e- Y

Y + Z+ Y+ + Z (G < 0) Y++ Z- Y + Z (G > 0) Semi-reação de redução Z+ + e- Z

COMPARAÇÃO DE UMA PILHA COM ELETRÓLISE

cátodo

ânodo ânodo cátodo

eletrólito P.S

(19)

19

AULA DE ELETROQUÍMICA ELETRÓLISE

A eletricidade pode ser usada para

decompor o cloreto de sódio fundido

em seus componentes??

(20)

20

AULA DE ELETROQUÍMICA

ELETRÓLISE ELETRÓLISE DE SAIS FUNDIDOS

(ÍGNEA)

cátodo ânodo

cátodo ânodo

Movimentos NaCl

(21)

21

AULA DE ELETROQUÍMICA ELETRÓLISE

Será que podemos obter os mesmos

produtos se fizermos a eletrólise em

solução aquosa de um sal em vez de

fazer do sal fundido

(22)

22

AULA DE ELETROQUÍMICA

A eletrólise de uma solução aquosa é complicada pela presença de H2O, porque temos que considerar se H2O OXIDA PARA FORMAR O2, ou é REDUZIDA PARA FORMAR H2 em vez dos íons do sal

(23)

23

AULA DE ELETROQUÍMICA ELETRÓLISE

ELETRÓLISE DE SOLUÇÕES AQUOSAS

EXEMPLO: solução aquosa de NaF em uma célula eletrolítica

2H2O(l)+ 2e- H2(g) + 2OH-(aq) E0= -0,83V Na+(aq) + e- Na(s) E0= -2,71V

Cátodo:

cátodo ânodo

eletrólito

(24)

24

AULA DE ELETROQUÍMICA ELETRÓLISE

ELETRÓLISE DE SOLUÇÕES AQUOSAS

EXEMPLO: solução aquosa de NaF em uma célula eletrolítica

Qual semireação será mais favoravél para ocorrer a REDUÇÃO

2H2O(l)+ 2e- H2(g) + 2OH-(aq) E0= -0,83V Na+(aq) + e- Na(s) E0= -2,71V

Cátodo:

(25)

25

AULA DE ELETROQUÍMICA ELETRÓLISE

ELETRÓLISE DE SOLUÇÕES AQUOSAS

EXEMPLO: solução aquosa de NaF em uma célula eletrolítica

2H2O(l)+ 2e- H2(g) + 2OH-(aq) E0= -0,83V Cátodo:

OH-

Gás hidrogênio e íons OH- são produzidos no cátodo!

H2(g)

cátodo ânodo

eletrólito

(26)

26

AULA DE ELETROQUÍMICA ELETRÓLISE

ELETRÓLISE DE SOLUÇÕES AQUOSAS

EXEMPLO: solução aquosa de NaF em uma célula eletrolítica

OH- H2(g)

Ânodo:

2H2O(l) O2(g) + 4H+(aq) + 4e- E0= + 1,23 V 2F-(aq) F2(g) + 2e- E0 = +2,87V 4OH-(aq) O2(g) + 2H2O(l) + 4e-E0= - 0,40V

cátodo ânodo

eletrólito

(27)

27

AULA DE ELETROQUÍMICA ELETRÓLISE

ELETRÓLISE DE SOLUÇÕES AQUOSAS

EXEMPLO: solução aquosa de NaF em uma célula eletrolítica

Qual semireação será mais favoravél para ocorrer a OXIDAÇÃO

2H2O(l) O2(g) + 4H+(aq) + 4e- E0= + 1,23 V 2F-(aq) F2(g) + 2e- E0 = +2,87V 4OH-(aq) O2(g) + 2H2O(l) + 4e-E0= - 0,40V

Ânodo:

(28)

28

AULA DE ELETROQUÍMICA ELETRÓLISE

ELETRÓLISE DE SOLUÇÕES AQUOSAS

EXEMPLO: solução aquosa de NaF em uma célula eletrolítica

OH- H2(g)

Ânodo:

Gás oxigênio é produzido no ânodo! O2(g)

4OH-(aq) O2(g) + 2H2O(l) + 4e-E0= - 0,40V

cátodo ânodo

eletrólito

(29)

29

AULA DE ELETROQUÍMICA ELETRÓLISE

ELETRÓLISE DE SOLUÇÕES AQUOSAS

EXEMPLO: solução aquosa de NaF em uma célula eletrolítica

OH- H2(g)

4OH-(aq) O2(g) + 2H2O(l)+ 4e- E0= - 0,40V 2H2O(l)+ 2e- H2(g) + 2OH-(aq) E0= - 0,83V Cálculo da fem da eletrólise:

4OH-(aq) O2(g) + 2H2O(l)+ 4e- E0= - 0,40V 4H2O(l)+ 4e- 2H2(g) + 4OH-(aq) E0= - 0,83V 2H2O(l) 2H2(g) + O2(g) E0= - 1,23V cátodo

ânodo

eletrólito

(30)

30

AULA DE ELETROQUÍMICA ELETRÓLISE

EXEMPLO 8: A eletrólise aquosa do cloreto de cobre(II) produz cobre metálico e gás cloro. Qual é a fem externa mínima necessária para dirigir essa eletrólise sob condições padrão?

Dados:

Cl2(g) + 2e- → 2Cl-(aq) E0=+1,36V Cu+2(aq) + 2e- → Cu(s) Eo=+0,34 V

(31)

31

AULA DE ELETROQUÍMICA ELETRÓLISE

EXEMPLO 8: A eletrólise aquosa do cloreto de cobre(II) produz cobre metálico e gás cloro. Qual é a fem externa mínima necessária para dirigir essa eletrólise sob condições padrão?

Dados:

Cl2(g) + 2e- → 2Cl-(aq) E0=+1,36V Cu+2(aq) + 2e- → Cu(s) Eo=+0,34 V

2Cl-(aq) → Cl2(g) + 2e- E0= -1,36 V Cu+2(aq) + 2e- → Cu(s) Eo= +0,34 V 2Cl-(aq) + Cu+2(aq) → Cl2(g) + Cu(s) Eo= -1.02 V

Um vez que a fem da célula é negativa, uma fem externa de no mínimo +1,02V deve ser fornecida para forçar a ocorrência da eletrólise.

RESPOSTA:

(32)

32

AULA DE ELETROQUÍMICA ELETRÓLISE

M. Faraday 1791-1867

n: número de mols de elétrons t: tempo (s)

I: corrente elétrica que flui (A) Q: quantidade de carga (C) F : 9,6500 x 104 C. mol-1

Q = It

Q = nF

ASPECTOS QUANTITATIVOS DA ELETRÓLISE

“A quantidade de produto formado ou do reagente consumido por uma corrente elétrica é

estequiometricamente equivalente à quantidade de

elétrons fornecidos (Lei de Faraday)”.

(33)

33

AULA DE ELETROQUÍMICA ELETRÓLISE

M. Faraday 1791-1867

ASPECTOS QUANTITATIVOS DA ELETRÓLISE

“A quantidade de produto formado ou do reagente consumido por uma corrente elétrica é

estequiometricamente equivalente à quantidade de elétrons fornecidos (Lei de Faraday)”.

ESTEQUIOMETRIA

Quantidade de eletricidade

Massa ou volume de produto Mols de elétrons Mols de produto

(34)

34

AULA DE ELETROQUÍMICA ELETRÓLISE

EXEMPLO 9: O Alumínio é produzido pela eletrólise de seu óxido dissolvido em criolita fundida. Encontre a massa de alumínio que pode ser produzida em 1 dia em uma célula eletrolítica que opera continuamente 1,0 x 105 A.

Dados:

MM do Al = 26,87 g/mol 1mol de elétrons = 96500 C Al+3(l) + 3e- → Al(s)

(35)

35

AULA DE ELETROQUÍMICA ELETRÓLISE

EXEMPLO 9: O Alumínio é produzido pela eletrólise de seu óxido dissolvido em criolita fundida. Encontre a massa de alumínio que pode ser produzida em 1 dia em uma célula eletrolítica que opera continuamente 1,0 x 105 A.

Dados:

MM do Al = 26,87 g/mol 1mol de elétrons = 96500 C Al+3(l) + 3e- → Al(s)

Q = It

Q = 1,0 x 105 A x (24 x 3600 s) Q = 8,64 x 109 C

Calculo da quantidade carga (Q)

3 mols e- → 1 mol Al(s) → 26,87 g Al Calculo da massa de alumínio (m)

3 x 96500 C → 26,87 g de alumínio 8,64 x 109C → x g de alumínio

x = 8,02 x 105 g de alumínio RESPOSTA:

(36)

36

AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS

APLICAÇÕES DA ELETRÓLISE

PROCESSO DE DOWNS: é a eletrólise do sal-gema fundido

cátodo ânodo

(37)

37

AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS APLICAÇÕES DA ELETRÓLISE

PROCESSO DE DOWNS: é a eletrólise do sal-gema fundido

(38)

38

AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS

CORROSÃO

(39)

39

AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS

CORROSÃO

Corrosão: reações redox espontâneas nas quais um metal é atacado por alguma substância em seu ambiente e é convertido em um composto não-desejado.

Ferrugem: processo de corrosão que implica em impacto econômico significativo.

- Requer oxigênio e água;

- Processo eletroquímico por natureza.

(40)

40

AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS

Potencial de redução da água

2H2O(l)+ 2e-→ H2(g) + 2OH- E0= -0,83V

Qualquer metal com E0 < -0,83V vai ser

oxidado em água!!

E0=- 0,83V para condições padrão ([OH-]=1 mol/L  pH=14)

E0 =-0,42 V para pH=7 (Equação de Nernst)

Ferro apresenta pequena tendência a oxidação em

água pura!!

Potencial de redução do ferro

Fe2+(aq) + 2e-→ Fe(s) E0= - 0,44V

Potencial de redução do oxigênio

O2(g) + 4H+(aq) + 4e-→ 2H2O E0= + 1,23 V

E = 0,81 V (em pH=7)

Água + O2 oxidam facilmente o ferro a

Fe2+

Entretanto, quando há O2,

(41)

41

AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS

4Fe+2 + O2 + 4 H2O + 2xH2O 2Fe2O3 xH2O + 8H+ ferrugem

- Presença de sais provocam aumento da corrosão

Uma gota de água na superfície do ferro vai atuar como uma “microcélula eletroquímica”.

Fe oxidado na região

anódica do metal. Fe+2 oxidado em Fe+3,

forma-se a ferrugem.

O2 reduzido na região catódica

Elétrons da oxidação migram para a região catódica.

Gota de H2O

(42)

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AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS

Para evitar a formação de FERRUGEM!!!

(43)

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AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS

PROTEÇÃO CONTRA A CORROSÃO

1 - Proteção da superfície (recobrimento) -Pintura

-Galvanização

2 - Proteção catódica

(44)

44

AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS

O ferro galvanizado (ferro revestido com uma fina camada de zinco) usa o princípio da eletroquímica para proteger o ferro da corrosão.

Fe2++ 2e- Fe E0= - 0,44V Zn2++ 2e- Zn E0= - 0,76V

-Se a proteção descascar, o zinco continuará sendo oxidado preferencialmente ao ferro. O óxido de zinco formado fica aderido a superfície, protegendo-o.

Cobertura de Zn é oxidado (anodo).

Gota de água

O Fe não é oxidado (catodo).

(45)

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AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS

Blocos de Mg ou Zn (ânodo de sacrifício) ligados à peça que se quer proteger (tubulação, trilhos de trem, plataforma de petróleo, etc). Em carros, costuma-se conectar a lataria ao ânodo da bateria!

Nível do terreno

Eletrólito de solo

Cano de ferro

para água

(catodo)

Fio de Cu isolado

Conexão soldada

Anodo de sacrifício de magnésio

A peça a ser protegida deve ser sempre o cátodo. O metal que protege o catodo é chamado de anodo de sacrifício (será oxidado).

Fe2++ 2e-→ Fe E0= - 0,44V Mg2++ 2e-→ Mg E0= - 2,37V Zn2++ 2e-→ Zn E0= - 0,76V

(46)

46

AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS

• Uma bateria é um recipiente contendo uma fonte de força eletroquímica com uma ou mais células voltaicas.

• Quando as células são conectadas em série, maiores FEMs podem ser alcançadas.

BATERIA OU PILHA

(47)

47

AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS

CÉLULAS GALVÂNICAS OU CÉLULAS ELETROQUÍMICAS

CÉLULAS PRIMÁRIAS

CÉLULA SECUNDÁRIAS

(48)

48

AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS

CÉLULAS PRIMÁRIAS

SECA

ALCALINA PRATA

A PILHA SÊCA PILHAS “ALCALINAS”

Também utilizam Zn e MnO2 porém em meio básico (KOH no lugar de NH4Cl)

PILHA DE PRATA

“ células em que os reagentes estão selados em um estado carregada”

(49)

49

AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS

A PILHA SÊCA (1867- Georges Leclanché, França)

“Celas primárias”- uma vez acontecida a reação a pilha é jogada fora

Pasta de MnO2, NH4Cl, e pó de Grafite em contato

com o cátodo grafite (cátodo)

capa de zinco (ânodo) isolante

Pasta de NH4Cl e ZnCl2(Eletrólito)

(50)

50

AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS

Reações complexas resumidas por:

ânodo- Zn Zn2+ + 2e-

cátodo- 2NH+4(aq)+ 2MnO2(S) +2e- Mn2O3(S) + H2O(l) + 2NH3(aq)

Reação complexa porque na redução da amônia são produzidos dois gases:

2NH4+ + 2e- 2NH3(g) + H2(g)

que devem ser absorvidos de forma a se evitar aumento de pressão ZnCl2(aq) + 2NH3(g) Zn(NH3)2Cl2(S)

2MnO2(S) + H2(g) Mn2O3(S) + H2O(l) E0= 1,5V

A PILHA SECA

(51)

51

AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS

PILHAS “ALCALINAS”

Também utilizam Zn e MnO2 porém em meio básico

ÂNODO

Zn(s) + 2OH-(aq) → Zn(OH)2(s) + 2e- CÁTODO

2MnO2(s) + H2O(l) + 2e- → Mn2O3(s) + 2OH-(aq)

(52)

52

AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS

PILHAS “ALCALINAS”

Também utilizam Zn e MnO2 porém em meio básico (KOH no lugar de NH4Cl)

ÂNODO

Zn(s) + 2OH-(aq) → Zn(OH)2(s) + 2e- CÁTODO

2MnO2(s) + H2O(l) + 2e- → Mn2O3(s) + 2OH-(aq)

não são produzidos íons “Zn(NH3)2Cl2” corrosivos e nem produtos gasosos!!

E0= 1,54V, dura mais tempo e produz mais corrente

(53)

53

AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS

Bateria de mercúrio (1940)

ânodo

Zn(S)+2OH-(aq)→ZnO(S)+H2O+2e- cátodo

HgO(s)+H2O+2e-→Hg(l)+2OH-(aq) Reação global

Zn(s)+ HgO(s) ZnO(s) + Hg(l) E0=1,35 V (constante durante toda a vida da bateria)

(54)

54

AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS

Bateria de óxido de prata

ânodo

Zn(s) + 2OH-(aq) Zn(OH)2(s)+ 2e- cátodo

Ag2O(s) +H2O+2e- 2Ag(s)+ 2OH-(aq) Reação global

Zn(s)+ Ag2O(s) +H2O→ Zn(OH)2+2Ag(s) E0= 1,5 V

(55)

55

AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS CÉLULAS SECUNDÁRIAS

“ células secundarias podem ser recarregadas”

(56)

56

AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS

Bateria de chumbo e ácido

• Uma bateria de carro de 12 V consiste de 6 pares de cátodo/

anodo, cada um produzindo 2 V.

• Catodo: PbO

2

em uma grade de metal em ácido sulfúrico:

PbO

2

(s) + SO

42-

(aq) + 4H

+

(aq) + 2e

-

→ PbSO

4

(s) + 2H

2

O(l)

• Anodo: Pb:

Pb(s) + SO

42-

(aq) → PbSO

4

(s) + 2e

-

(57)

57

AULA DE ELETROQUÍMICA

57

A bateria de chumbo e ácido sulfúrico

Grade de chumbo preenchido com chumbo esponjoso (anodo)

Grade de chumbo preenchido com PbO2 (catodo)

Eletrólito H2SO4

Bateria de 12V (6 celas conectadas em série) ânodo

Pb(s)+ SO42- PbSO4(s) + 2e- cátodo

PbO2(s) + 4H++ SO42- +2e- PbSO4(s) + 2H2O Reação global

PbO2(s)+Pb(s) + 4H+(aq) + 2SO42-(aq) 2PbSO4(s) + 2H2O

ácido sulfúrico é consumido durante o funcionamento

E0= 2,04 V

- fem varia pouco durante a descarga;

- recarregável

(58)

58

AULA DE ELETROQUÍMICA

IMPACTO NOS MATERIAIS

CÉLULAS PRIMÁRIAS E SECUNDÁRIAS

(59)

59

AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS

Baterias de niquel-cadmio (nicad)

“Celas secundárias”- precisam ser “carregadas” antes da utilização utilizadas em calculadoras recarregáveis, barbeadores elétricos, etc. É recarregável e pode ser selada (o que é importante para

não se danificar os equipamentos eletrônicos) ânodo Cd(S) + 2OH-(aq) Cd(OH)2(S) + 2e-

cátodo 2e- + NiO2(S) + 2H2O Ni(OH)2(S) + 2OH-(aq) E0= 1,4V

Desvantagens:

- O cádmio é um metal tóxico e pesado;

- Perdem a capacidade de ser recarregadas;

(60)

60

AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS

Baterias de niquel-hidreto metálico (NiMH)

ânodo ZrNi2(S) + H2O + e- ZrNi2H(S)+ OH-(aq) cátodo Ni(OH)2(S) + OH-(aq) NiOOH + H2O + e-

- Maior densidade de energia (quantidade de energia por unidade de massa);

- Tecnologia totalmente diferente das demais.

Baterias de íon lítio

ânodo nLi+ + ne- + C→ Li

nC

cátodo LiCoO2(S) →Li1-nCoO2 + nLi+ + ne-

Referências

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