Resumo- Eletroquímica

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Eletroquímica
Gabriela Desconsi
Pilhas:
São dispositivos que têm uma reação espontânea de oxirredução,
produzindo corrente elétrica.
Pilha de Daniell-
Em 1836, o químico inglês aperfeiçoou seus estudos e dividiu a cela
eletrolítica em duas partes.
-A pilha de Daniell funcionava com dois eletrodos ligados por um fio
condutor, num recipiente, ele colocou uma lâmina de zinco numa solução
de sulfato de zinco (ZnSO4), em outro recipiente separado, ele colocou
uma lâmina de cobre numa solução de sulfato de cobre (CuSO4).
-As duas celas (semicelas) eram unidas por uma ponte salina.
- Os elétrons circulam no meio externo, do eletrodo de zinco para o
eletrodo de cobre.
Eletrodo de zinco:
→ Corrosão da placa
de Zn (diminui a
massa).
→ Concentração de
cátions (Zn), a
solução aumenta.
Eletrodo de cobre-
→ Placa de cobre aumenta a massa.
→ Concentração de cátions (Cu), solução diminui.
NOMENCLATURAS
IMPORTANTES PARA
ENTENDER PILHAS:
 Eletrodo- superfície sólida
(metálica) condutora que
possibilita a troca de elétrons.
 Anodo- eletrodo onde ocorre
a oxidação, perda de elétrons
(polo negativo).
 Cátodo- eletrodo onde ocorre
a redução, recebe elétrons
(polo positivo).
 Solução eletrolítica- solução
que apresenta íons livres,
capazes de conduzir corrente
elétrica.
 Célula eletrolítica- é o
dispositivo em que ocorre
eletrólise, isto é, em que
ocorre a decomposição de
corpos ionizados a partir
corrente elétrica,
transformando energia
elétrica em energia química.
 Ponte salina- permite a
migração de íons de uma
solução para outra, de tal
modo que a solução de ambos
permaneça eletricamente
neutra.
 Do lado esquerdo
representamos o ânodo
(eletrodo negativo), em que
há oxidação. Do lado direito
representamos o catodo
(eletrodo positivo), em que
há redução.
Representação desta pilha:
Como saber o potencial das pilhas:
A diferença de potencial (ddp) de uma pilha é a corrente elétrica produzida a partir de dois eletrodos por meio dos
fenômenos da oxidação e redução.
Reação espontânea- quando o valor é maior do que
zero. Δ>0
Reação não espontânea- quando o valor é menor
que zero. Δ<0
Pilhas comerciais:
→ Pilhas primárias- dispositivos não recarregáveis. Exemplos:
Pilhas secas de Leclanché (as mais comuns e ácidas)- A pilha de Leclanché é formada por um cilindro de zinco
metálico, que funciona como ânodo, separado das demais espécies químicas presentes na pilha por um papel
poroso.
Semirreação do Ânodo: Zn (s) → Zn2+(aq) + 2 e-
Semirreação do Cátodo: 2 MnO2(aq) + 2 NH4 1+(aq) + 2e- → 1 Mn2O3 (s) + 2NH3(g) + 1 H2O(l)
Reação Global: Zn (s) + 2 MnO2(aq) + 2 NH41+(aq) → Zn2+(aq) + 1 Mn2O3(s) + 2NH3(g)
Pilhas alcalinas- Seu funcionamento se assemelha com a pilha seca, porém no lugar de cloreto de amônio (sal
ácido), coloca-se uma base forte (NaOH ou KOH).
Semirreação do Ânodo: Zn + 2 OH- → ZnO + H2O + 2e-
Semirreação do Cátodo: 2 MnO2 + H2O + 2e-→ Mn2O3 + 2 OH
Reação global: Zn +2 MnO2→ ZnO + Mn2O
Pilhas de lítio/dióxido de manganês- Os eletrodos são formados por lítio e um complexo de iodo, que ficam
separados por meio de uma camada cristalina de iodeto de lítio que permite a passagem da corrente elétrica. O lítio
metálico funciona como o ânodo da pilha, ou seja, é o polo negativo que se oxida, perdendo elétrons. Utilizados em
equipamentos pequenos como relógios e moedas. Formato de uma moeda.
Reação global simplificada
Li(s) + MO(s) => LiO(s) + M(s)
Pilhas de mercúrio- Ânodo (polo negativo): cápsula de zinco. Cátodo (polo positivo): pasta que envolve o ânodo
que contém óxido de mercúrio II (HgO (s)), no qual o mercúrio se reduz de + 2 para 0. São pilhas bem pequenas.
Semirreação do Ânodo: Zn(s) + 2 OH1-(aq) → ZnO(s) + 2 H2O(l) + 2e-
Semirreação do Cátodo: HgO(s) + H2O(l) + 2e- → Hg(l) + 2 OH1-(aq)
Reação Global: HgO(s) + Zn(s) → ZnO(s) + Hg(l)
Pilhas secundárias- são aquelas que podem ser recarregadas, tais como a bateria dos automóveis (de chumbo/ácido) e
a dos celulares (de íon lítio).
Ânodo: Pb +HSO4
1-
+ H2O ↔ PbSO4 + H3O
1+
+ 2e-
Cátodo: PbO2 + HSO4
1-
+ 3H3O
1+
+ 2e-↔ PbSO4 + 5 H2O
Reação global: Pb + PbO2 + 2 HSO4
1-
+ 2 H3O
1+
↔ 2 PbSO4 + 4 H2O
Baterias de níquel/cádmio- São utilizadas em aparelhos sem fio como celulares, barbeadores, câmeras de vídeo,
flashes, aparelhos eletrônicos portáteis, ferramentas, entre outros.
Semirreação do ânodo: 1 Cd(s) + 2 OH
-
(aq) → 1 Cd(OH)2(s) + 2e-
Semirreação do cátodo: 2 NiO(OH) + 2 H2O(ℓ) + 2e- → 2 Ni(OH)2(s) +2 OH
-
(aq)
Reação global: 1 Cd(s) + 2 NiO(OH) + 2 H2O(ℓ) → 1 Cd(OH)2(s) + 2 Ni(OH)2(s)
Impactos ambientais:
As pilhas são compostas de metais pesados e tóxicos, como o mercúrio, chumbo e o cádmio, que quando jogados
incorretamente em lixões e aterros comuns podem contaminar o solo e os lençóis freáticos, prejudicando a vida dos
seres vivos.