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ELETROQUÍMICA
UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ Campus Medianeira
AULA DE QUÍMICA :
ENGENHARIA DE PRODUÇÃO
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INTRODUÇÃO REPRESENTAÇÕES DAS EQUAÇÕES DE REDOX
CÉLULAS GALVÂNICAS
ELETRÓLISE
IMPACTO NOS MATERIAIS
AULA DE ELETROQUÍMICA
TÓPICOS ABORDADOS
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AULA DE ELETROQUÍMICA CÉLULAS GALVÂNICAS
O que significa “acabou a pilha”?
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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-
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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
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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
02 , 303 log
−
=
EFEITO DA CONCENTRAÇÃO NA FEM DA PILHA
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AULA DE ELETROQUÍMICA CÉLULAS GALVÂNICAS
Essa equação é comumente expressa em termos de logaritmos mais comuns (base 10):
n Q E RT
E
02 , 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
00 , 0592 log
−
=
EFEITO DA CONCENTRAÇÃO NA FEM DA PILHA
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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)
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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)
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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
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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
00 , 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
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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
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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
00 , 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
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AULA DE ELETROQUÍMICA CÉLULAS GALVÂNICAS
MX(s) MX(s) M+(aq) + X-(aq) Podemos determinar também o
KPS a partir dos potenciais eletroquímicos!!
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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
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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
00 , 0592 log
= log K
PS1 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:
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AULA DE ELETROQUÍMICA
ELETRÓLISE
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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
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AULA DE ELETROQUÍMICA ELETRÓLISE
A eletricidade pode ser usada para
decompor o cloreto de sódio fundido
em seus componentes??
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AULA DE ELETROQUÍMICA
ELETRÓLISE ELETRÓLISE DE SAIS FUNDIDOS
(ÍGNEA)
cátodo ânodo
cátodo ânodo
Movimentos NaCl
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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
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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
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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
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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:
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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
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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
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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:
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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
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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
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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
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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:
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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 = nFASPECTOS 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)”.
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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
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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)
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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:
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AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS
APLICAÇÕES DA ELETRÓLISE
PROCESSO DE DOWNS: é a eletrólise do sal-gema fundido
cátodo ânodo
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AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS APLICAÇÕES DA ELETRÓLISE
PROCESSO DE DOWNS: é a eletrólise do sal-gema fundido
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AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS
CORROSÃO
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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.
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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,
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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
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AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS
Para evitar a formação de FERRUGEM!!!
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AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS
PROTEÇÃO CONTRA A CORROSÃO
1 - Proteção da superfície (recobrimento) -Pintura
-Galvanização
2 - Proteção catódica
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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).
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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
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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
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AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS
CÉLULAS GALVÂNICAS OU CÉLULAS ELETROQUÍMICAS
CÉLULAS PRIMÁRIAS
CÉLULA SECUNDÁRIAS
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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”
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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)
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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
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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)
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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
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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)
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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
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AULA DE ELETROQUÍMICA IMPACTO NOS MATERIAIS CÉLULAS SECUNDÁRIAS
“ células secundarias podem ser recarregadas”
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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
2em uma grade de metal em ácido sulfúrico:
PbO
2(s) + SO
42-(aq) + 4H
+(aq) + 2e
-→ PbSO
4(s) + 2H
2O(l)
• Anodo: Pb:
Pb(s) + SO
42-(aq) → PbSO
4(s) + 2e
-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
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AULA DE ELETROQUÍMICA
IMPACTO NOS MATERIAIS
CÉLULAS PRIMÁRIAS E SECUNDÁRIAS
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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;
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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-