Vídeo Aula #164: Eletroquímica - Pilhas

Vídeo Aula #103: Eletroquímica - Pilhas

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/

As 13 Grandes Descobertas da Química #7

 

7. Transformar energia elétrica Chemicals (1807 - 1810) Humphry Davy acha que a eletricidade transforma produtos químicos. Ele usa uma pilha elétrica (uma bateria precoce) para separar sais em um processo hoje conhecido como eletrólise. Com muitas baterias ele é capaz de separar o potássio e o sódio em cálcio, estrôncio, bário e magnésio.

Fonte: http://quimicaensinada.blogspot.com.br/2011/07/confira-quais-foram-as-13-maiores.html

A Eletroquímica e a Pilha

 

Para melhor entender a eletroquímica, vamos recordar algo sobre oxidação e redução.

• Oxidação: Quando uma espécie química perde elétrons na reação.
  
• Redução: quando uma espécie química recebe elétrons na reação.
  

A Série da Reatividade Química
Analisando em conjunto os resultados obtidos na seqüência anterior de experiências verificamos que existe uma determinada ordem para que a reação ocorra, isto é, não basta simplesmente juntar duas espécies químicas: um metal e uma solução. A natureza impõe condições para que haja reação entre um determinado par de metal/catíon.
Nas experiências que descrevemos, observamos que:

• Al cede elétrons ao Zn ;
  
• Zn cede elétrons ao Cu ;
  
• Cu não cede elétrons ao Zn .

Podemos dispor esses metais em uma seqüência que indique a preferência em ceder elétrons, ou, como é chamada, uma série de reatividade química.

Pilha

Pilha é qualquer dispositivo no qual uma reação de oxirredução espontânea produz corrente elétrica.
Cátodo é o eletrodo no qual há redução (ganho de elétrons). É o pólo positivo da pilha.
Ânodo é o eletrodo no qual há oxidação (perda de elétrons). É o pólo negativo da pilha.
Os elétrons saem do ânodo (pólo negativo) e entram no cátodo (pólo positivo) da pilha.

Pilhas comerciais
    * Pilha seca comum (Leclanché)
    * Pilha alcalina comum
    * Pilha de mercúrio
    * Bateria de níquel-cádmio
    * Bateria de chumbo
    * Pilha de combustível
Representação convencionada pela IUPAC
Ânodo/Solução do ânodo//Solução do cátodo/Cátodo
Exemplo: Pilha de Daniell: Zn/Zn²⁺//Cu²⁺/Cu

Eletrodo padrão

Eletrodo padrão é aquele no qual as concentrações das substâncias em solução é igual a 1 mol/L e a temperatura é de 25°C.
No caso de um gás participar do eletrodo, sua pressão deve ser igual a 1 atm.
Por convenção, o potencial padrão de eletrodo do hidrogênio é igual a zero e o seu potencial padrão de redução é igual a zero:

2H⁺ + 2e^-  ⇒  H₂  

E⁰_red = 0 (convenção)

A IUPAC eliminou o termo potencial de oxidação. Sempre deve ser usada a expressão potencial de redução.

A medida do potencial padrão de redução de um dado eletrodo padrão é feita medindo-se a ddp de uma pilha padrão na qual uma das semipilhas é um eletrodo padrão de hidrogênio e a outra é o eletrodo padrão cujo E⁰_red se quer medir.

• Quanto maior for o E⁰_red, mais fácil será a redução e mais forte será o oxidante.
  
• Quanto menor for o E⁰_red, mais difícil será a redução e mais fraco será o oxidante.
  
• Quanto maior for o E⁰_red, mais difícil será a oxidação e mais fraco será o redutor.
  
• Quanto menor for o E⁰_red, mais fácil será a oxidação e mais forte será o redutor.
  
  

Corrosão

Corrosão do ferro

Reação global: 2Fe + 3/2O2 + xH2O  ⇒

Fe2O3 · xH2O Ferrugem

Proteção contra a corrosão
* Ferro galvanizado (ferro revestido de zinco)
* Lata (ferro revestido de estanho)
* Ferro com plaquetas de Zn ou Mg presas na superfície e que funcionam como eletrodo de sacrifício

Eletrólise

Eletrólise é uma reação de oxirredução não-espontânea produzida pela passagem da corrente elétrica.
Cátodo da cela eletrolítica é o eletrodo negativo, isto é, ligado ao pólo negativo do gerador. Nele ocorre sempre uma reação de redução.
Ânodo da cela eletrolítica é o eletrodo positivo, isto é, ligado ao pólo positivo do gerador. Nele sempre ocorre uma reação de oxidação.

	Pólo Positivo	Pólo Negativo
Pilha	Cátodo	ânodo
Célula Eletrolítica	ânodo	Cátodo

Na eletrólise em solução aquosa de sais de metais alcalinos (Na⁺, K⁺...), alcalino-terrosos (Ca²⁺, Ba²⁺...) e de alumínio (Al³⁺), a descarga no cátodo não é a dos respectivos cátions, mas ocorre segundo a equação:

2H₂O + 2e^- ⇒ H₂ + 2(OH)^-

Nas eletrólises em solução aquosa e com ânodo inerte (Pt ou grafite) de sais oxigenados (SO₄^2-, NO₃^-, PO₄^3-...) não há a descarga dos respectivos ânions oxigenados, mas ocorre a descarga segundo a equação:

H₂O ⇒ 2H⁺ + ½O₂ + 2e^-

O ânion F^-, embora não seja oxigenado, comporta-se como os ânions oxigenados em relação à descarga no ânodo.

Nas eletrólises em solução aquosa com ânodo de metal não-inerte M (prata ou metal mais reativo que a prata), a descarga que ocorre no ânodo é segundo a equação:

M ⇒ M ^x+ + xe^-

Ag ⇒ Ag⁺ + e^- 

Cu ⇒ Cu²⁺ + 2e^-

Purificação eletrolítica do cobre - Faz-se a eletrólise de CuSO₄ em solução aquosa usando como cátodo um fio de cobre puro e como ânodo um bloco de cobre impuro. Nesse processo, precipita a lama anódica que contém impurezas de Au, Ag, Pt, etc., da qual são posteriormente extraídos esses metais.

Galvanoplastia - Douração, prateação, niquelação, cromeação, etc., feitas por via eletrolítica.

Aplicações da eletrólise  

• Obtenção de metais (Al, Na, Mg)
• Obtenção de NaOH, H₂ e Cl₂
• Purificação eletrolítica de metais
• Galvanoplastia

Equação Geral da Eletrólise

São duas: M = kEQ e m = eQ

96500C = m = 1E

1C = m = 1e

Fonte: http://www.coladaweb.com/quimica/eletroquimica/eletroquimica-e-pilha