Pilhas e Baterias

 

O processo químico de troca de elétrons, conhecido como oxirredução, é responsável pelo funcionamento e propriedades das pilhas e baterias de nosso cotidiano. “No dia-a-dia usamos os termos pilha e bateria indistintamente. Pilha é um dispositivo constituído unicamente de dois eletrodos e um eletrólito, arranjados de maneira a produzir energia elétrica. Bateria é um conjunto de pilhas agrupadas em série ou paralelo, dependendo da exigência por maior potencial ou corrente.”

Desse modo, o processo eletrolítico envolvido em uma pilha ou em uma bateria é o mesmo, e trata de uma troca de elétrons entre duas espécies, um agente oxidante e um agente redutor. Por exemplo, no caso da pilha alcalina tem-se uma barra de manganês metálico eletroliticamente puro, imerso numa pasta de hidróxido de zinco. Dela são conhecidos os respectivos potenciais-padrão de redução, conforme as equações abaixo:

Mn²⁺  +  2e → Mn⁰     E⁰ = -1,18V

Zn²⁺  +  2e  → Zn⁰      E⁰ = -0,76V

Inicialmente, ambas as equações apresentam uma redução (recebimento de elétrons). Para se chegar ao potencial gerado pela pilha, deve-se inverter a equação de menor valor, independentemente de sua natureza, invertendo-se assim o sinal matemático da mesma, de modo a chegar-se a:

Mn⁰ →    Mn²⁺  +  2e E⁰ = +1,18V

Zn²⁺  +  2e  → Zn⁰      E⁰ = -0,76V

Ao se somar os potenciais de oxidação (primeira equação) e de redução (segunda equação), chega-se o potencial gerado pela pilha na associação dos dois metais. No caso, a pilha possui um potencial de +0,42 volts. Ao se associar, em série ou paralelo, conjuntos individuais dessa duplas de metais, aumentando o potencial referido potencial individualmente, formamos uma bateria.

A função primária de uma pilha é converter energia química em energia elétrica, por meio de uma reação espontânea de troca de elétrons entre duas espécies (eletrodos), geralmente metálicas. Forma-se um eletrodo no momento em que se tem um fragmento metálico imerso em uma solução de seus íons. No caso, pode-se denominar esse dispositivo de pilha galvânica, pilha elétrica ou ainda simplesmente pilha.

Particularmente em relação às baterias, percebe-se atualmente uma maior preocupação ambiental com o seu descarte, ainda problemático e altamente agressivo ao meio ambiente. Por exemplo, “baterias de hidreto metálico/óxido de níquel e as de íons lítio representam um risco ambiental muito menor do que as de níquel/cádmio. Apesar disso, das 5 milhões de baterias de telefones celulares existentes no Brasil em 1999, 80% ainda eram de níquel/cádmio; apenas 18% eram de hidreto metálico/óxido de níquel e 2% de íons lítio.”. Atualmente, as pilhas e baterias de íons de lítio dominam o mercado.

Fonte: http://www.infoescola.com/quimica/pilhas-e-baterias/

Equação Global da Reação Química

As reações químicas são, na maioria das vezes, representadas por equações que expressam a formação dos produtos de um modo direto. Ou seja, a equação global de uma reação é aquela que representa apenas os reagentes e produtos, sem demonstrar os processos intermediários participantes. Como exemplo, suponha que a grafite (Carbono) entre em combustão (portanto, um processo exotérmico – com variação de entalpia ΔH_t negativa) através da reação com oxigênio mediante uma fonte de ignição. Assim, essa reação se processa em dois estágios:

1. C_(s) + ½ O_2(g) → CO_(g) ΔH₁ < 0
2. CO_(g) + ½ O_2(g) → CO2_(g) ΔH₂ < 0

A soma das duas equações de cada estágio fornece a equação global da reação de oxidação estequiometricamente completa do carbono (uma vez que, considera-se a existência de 1 mol de oxigênio gasoso para cada 1 mol de carbono; caso essa proporção seja de ½ , apenas CO seria formado – combustão incompleta):

• C_(s) + O_2(g) → CO_2(g) ΔH_t = ΔH₁ + ΔH₂, com ΔH_t <0

Observe que a variação de entalpia calculada a partir da equação global sempre é igual à soma das variações de cada estágio intermediário.

Balanceamento de Equações

Ao realizar o balanceamento de equações, como através do método do íon-elétron, a equação global da reação será aquela cuja soma de todas as semi-reações de oxirredução e de formação de água elimine todos os elétrons representados.
Observe a reação química entre os íons permanganato e nitrito em meio aquoso ácido:
MnO₄^- + NO₂^- + H⁺ → Mn²⁺ + NO₃^- + H₂O
Numa rápida análise, pode-se perceber que o átomo de manganês sofre redução, enquanto o de nitrogênio oxidação. Assim, as semi-reações de oxirredução são as seguintes:
MnO₄^- + 5e^- + 8H⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O (lembrando-se que átomos de oxigênio são balanceados com moléculas de água, do mesmo modo que íons de hidrogênio)
NO₂^- + H₂O  → NO₃^- + 2e^- + 2H⁺
Para obter-se a equação global dessa reação deve-se, na soma de todas as semi-equações, cancelar todos os elétrons envolvidos. Portanto, pode-se multiplicar a primeira equação por 2 e a segunda por 5:
2MnO₄^- + 10e^- + 16H⁺ → 2Mn²⁺ + 8H₂O
5NO₂^- + 5H₂O  → 5NO₃^- + 10e^- + 10H⁺

Somando as equações, tem-se:
2MnO₄^- + 5NO₂^- + 6H⁺ → 2Mn²⁺ + 5NO₃^- + 3H₂O
Nas reações balanceadas apenas pelo método redox, a equação global também é dada pela soma das semi-reações de oxidação e redução:
Ex.: Al + Co²⁺ → Al³⁺ + Co
Para essa reação, deve-se também balancear as cargas com elétrons, em seguida multiplicar ambas as semi-reações com números que igualem o número de elétrons e somá-las:
Al → Al³⁺ + 3e^- (x 2)
Co²⁺ + 2e^- → Co (x 3), somando as equações:
2Al + 3Co²⁺ →2Al³⁺ + 3Co

Fonte: http://www.infoescola.com/quimica/equacao-global-da-reacao/

Vídeo Aula #57: Balanceamento de Equações de Oxirredução

Experimentos de Química: Oxirredução e Bafômetro