1715988_Eletroquímica parte 3

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Eletroquímica – Parte 3
Prof. Marcus Vinícius Tolentino
Pilhas de Concentração
O potencial (E) é modificado em função da
concentração da espécie iônica?
Q  Constante de equilíbrio da reação, 
sendo Q, dependente da concentração.
K=Q= [Produtos]m ou Q= [Zn2+]
[Reagentes]n [Cu2+] 
A resposta para a questão é sim! A
concentração das espécies iônicas na
solução, afetam o potencial de
redução.
Pilhas de Concentração
Representação pilha de concentração de Níquel 
Não é uma pilha de concentração,
pois a concentração dos íons Ni2+ é a
mesma nas semi-células.
Mesma concentração nas soluções, logos os
potenciais são iguais em ambas semi-células.
É uma pilha de concentração, pois a
concentração dos íons Ni2+ são
distintas nas semi-células.
ddp 
(diferença 
de 
potencial) 
será zero
ddp 
(diferença 
de 
potencial) 
não será 
zero, pois 
há 
diferença 
de 
potencial 
entre as 
semi-
células
Exercício:
Calcule o potencial da pilha de concentração de Níquel ilustrada abaixo.
Dados:
EoNi2+/Ni = - 0,28 v
Temperatura = 25oC
Pressão = 1 atm
Reação de redução: Ni2+(aq) + 2e- Ni0(s)
Esta semi-célula oxida, pois
possui menor concentração,
logo menor potencial
Esta semi-célula reduz, pois
possui maior concentração,
logo maior potencial
Anodo: Ni0(s) Ni2+(aq; diluída) + 2e-
Catodo: Ni2+(aq;concentrada) + 2e- Ni(s)
Reação Global: Ni2+(aq;concentrado)  Ni2+(aq;diluído)
E = Eo – 0,0592 log [Ni2+(aq;diluído)]
2 [Ni2+(aq;concentrado)]
E = Eo – 0,0592 log (1,00 x 10-3 mol/L)
2 (1,00 mol/L)
E = 0,088V
Baterias e Pilhas Comerciais
Pilhas : sistemas eletroquímicos constituído por uma célula ( 1 semi-
célula de redução e 1 semi-célula de oxidação)
Baterias : sistemas eletroquímicos constituído por duas ou mais 
célula
Recordando que uma célula é constituída por 1 semi-célula de redução e 1 semi-célula
de oxidação
Pilha seca de Leclanché
É uma pilha comum utilizado em rádios portáteis, lanternas,
gravadores, etc.
Composição: Zn(s), NH4Cl(aq), ZnCl2(aq), MnO2, C(grafite)
Reações:
Anódica (-): Zn(s) Zn2+(aq) + 2e-
Catódica (+): 2NH4+(aq) + 2e- NH3(g) + H2(g)
Para absorver os gases gerados da reação
catódica utiliza-se o MnO2.
2 MnO2(s) + H2(g)Mn2O3(s) + H2O(l)
A amônia (NH3) reage com os íons oxidados 
(Zn2+) do metal Zinco.
Zn2+(aq) + NH3(g) + 2Cl-(aq) Zn(NH3)Cl2(s)
Qual o problema deste tipo de pilha? Os gases gerados
Pilha Alcalina
Pilhas semelhantes a de Leclanché, porém algumas espécies 
químicas são substituídas.
Catodo (+): 2 MnO2(s) + H2O(l) + 2e- 2 MnO(OH)(s) + 2OH-(aq)
Anodo (-) : Zn(s) + 2OH-(aq) Zn(OH)2(s) + 2e-
As pilhas alcalinas são eficientes comparados a pilhas de Leclanché pois:
- O anodo (Zn(s)) encontra-se na forma de pó imobilizado em gel, que acelera a reação de
oxidação.
- A solução eletrolítica é de KOH (K+, OH-) um condutor iônico mais eficiente comparado ao 
NH4Cl (NH4+, Cl-) e ZnCl2(Zn2+, Cl-).
- Não há formação de espécies gasosas, aumentando a segurança da pilha.
- A pilha é celada por uma por aço e uma camada de polietileno o que impede o vazamento da
pasta do eletrólito (KOH)
Baterias automotivas
Batéria chumbo (Pb) ácido 
Catodo (+): PbO2(s) + HSO4-(aq) + 3H+(aq) + 2e- PbSO4(s) + 2 H2O(l) E = +1,685 V
Anodo (-) : Pb(s) + HSO4-(aq) PbSO4(s) + H+(aq) + 2e- E = + 0,356 V
Reação Global : PbO2(s) + Pb(s) + HSO4-(aq) + 2H+(aq) 2 PbSO4(s) + 2H2O(l) E = + 2,041 V
+
+
_
Grade chumbo (Pb) poroso
Grade dióxido de 
chumbo (PbO2) 
poroso
Mas como é possível obter os 12 V, 
presente na bateria?
O conjunto de
pilhas e ligado
em série, sendo o
potencial final a
soma das 6 pilhas
Baterias Íon-Lítio
Batéria utilizada em dispositivos eletrônicos (celular) 
LixCoO2LiyC6
Li+
Pólo negativo.
Cobre como
coletor de corrente
Pólo positivo
Alumínio como
coletor de corrente
Eletrolíto. Li+,
movimenta através
do eletrolíto
A bateria de íon – lítio é constituído por uma série
de células. Imagem presente neste slide.
Funcionamento:
- Esse tipo de bateria funciona através do
deslocamento dé íons lítio (Li+), entre o anodo e
catodo.
- Os íons lítio são removidos e inseridos de
certos sólidos (grafite e LiCoO2).
Descarga da bateria (utilização corrente elétrica da 
bateria):
- Os íons Li+ migram espontaneamente do anodo
de grafite para o catodo e se ligam ao óxido de 
cobalto. (sentido 1)
(sentido 1)
Recarga da bateria:
- Os íons colbato são oxidados e os íons Li+
migram novamente para o interior do
grafite. (sentido 2)
(sentido 2)
Encerrada a matéria da primeira prova
Mas o que será cobrado na prova?
Unidade 1 : Átomos, elementos, moléculas e íons
1.1 – Átomos (partículas atômicas, massa atômica, distribuição eletrônica, Radiação versus energia
Unidade 2 : Propriedades Químicas e Físicas: 
2.1Interações intermoleculares,
2.2 força das interações intermoleculares,
2.3 solubilidade 
2.4 viscosidade;
Unidade 3: Proporções Mássicas e molares
3.1 . Balanceamento de reações
3.2. Proporção mássica
3.3. Massa molar
3.4 Proporção molar
3.5 Cálculo de Concentração.
Unidade 4 : Cinética Química
4.1 teoria das colisões;
4.2 variáveis que interferem na cinética química;
4.3 velocidade instantânea e média
Unidade 5 – Eletroquímica
5.1 – Oxidação e redução.
5.2 – Pilhas Galvânicas (Daniell)
5.2 – Cálculo de Potencial padrão
5.3 – Cálculo de Potencial em condições não padrões.
5.4 – Pilhas Comerciais