Sequência didática sobre eletroquímica

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1 1 COLÉGIO NEOLATINO EDUCAÇÃO INFANTIL ENSINO FUNDAMENTAL E MÉDIO 2º ano do Ensino Médio Sequência didática sobre eletroquímica A eletroquímica permite-nos compreender como as reações químicas podem ser usadas para gerar eletricidade e como a eletricidade pode ser obtida através de reações químicas. Também pode ser usada para estabelecer uma escala de capacidade oxidante e redutora. A obtenção de energia no futuro passa por encontrar maneiras efetivas de gerar eletricidade por meio de reações químicas. Fontes de eletricidade portáteis, eficientes, para computadores de bolso, automóveis elétricos ou habitações espaciais são imprescindíveis para o futuro. Hoje uma das contribuições mais familiares da eletroquímica para o nosso dia a dia é a bateria usada no toca-fitas portátil, no CD player ou no computador portátil (laptop). Prof. Marco Antonio 2011

2 2 Ficha 01 Número de oxidação Resumo teórico Número de Oxidação (NOX): É um número que indica a quantidade de que foram ganhos (indicado por um expoente ) ou (indicado por um expoente ) por uma espécie química. A tabela abaixo indica o NOX mais comum de algumas espécies químicas: NOX Espécies químicas Li, K, Na, Ag, H F, Cl, Br, I (à direita) e O (H 2 O 2 ) Be, Mg, Ca, Zn, Ba S (à direita) e O Al Os demais Nox podem ser determinados considerando-se que a soma do NOX das espécies que compõem uma molécula é sempre ZERO e das espécies que compõem o íon é sempre o NOX do íon. Exercícios de fixação 1-) Determine o NOX do cloro em cada item: a-) Cl 2 b-) NaClO c-) NaClO 4 d-) PbCl 4 e-) ClO 3 1- f-) HClO ) Considere as espécies: Al 3+ e O 2-, o que indica o expoente acima de cada símbolo? 4) Os números de oxidação do fósforo, carbono e enxofre, respectivamente, nos compostos, Na 4 P 2 O 7, CaC 2 e Na 2 S, são: a) 5+, 1 e 2. b) 7+, 4 e 3. c) 3+, 2+ e 3+. d) 5+, 2 e 1. 5) No mineral perovsquita, de fórmula mínima CaTiO 3, o número de oxidação do titânio é: a) + 4. b) + 2. c) + 1. d) 1. e) 2. 6) Nas substâncias: Cl 2, KCl, NaClO 4, AlCl 3.Os números de oxidação do cloro são respectivamente: a) 0, 1,7+, 3. b) 0, 1,7+, 1. c) 0, 1+, 7,3+. d) 1, 0, 7, 1+. 7) O nox do oxigênio em cada um dos compostos Ca(ClO 4 ) 2 e H 2 O 2 é, respectivamente: a-) 2- e 2- b-) 1- e 1- c-) 1- e 2- d-) 2- e 1-8) Os números de oxidação do enxofre nas espécies SO 2 e SO 4 2 são, respectivamente: a) zero e + 4. b-) + 1 e 4. c-) + 2 e + 8. d-) + 4 e + 6. e-) 4 e 8. 9-) Determine o número de oxidação de todos os elementos presentes nas espécies: a-) PO 4 b-) Cr 2 O 7 c-) NH 4 d-) Al(MnO 4 ) 2 e-) Al 2 (Cr 2 O 7 ) 3 10-) Descobertas recentes da medicina indicam a eficiência do óxido nítrico, NO, no tratamento de determinado tipo de pneumonia. Sendo facilmente oxidado a NO 2, quando preparado em laboratório, o ácido nítrico deve ser recolhido em meio que não contenha oxigênio. Os Nox do nitrogênio no NO e NO 2 são, respectivamente: a-) + 3 e + 6. b-) + 2 e + 4. c-) + 2 e + 2. d-) zero e + 4. e-) zero e + 2.

3 3 Ficha 02 Reações de Oxido-redução Resumo teórico Reações de oxirredução são reação química onde ocorre entre duas espécies químicas o que pode ser determinado pela variação no. Numa reação de oxiredução sempre há perda e ganho de elétrons, pois os que são perdidos por um átomo, íon ou molécula são imediatamente recebidos por outros. A perda de elétrons é chamada de e o ganho de elétrons é chamado de. Na oxidação, o número de oxidação (Nox) do elemento (pois ele perde elétrons). Na redução, o número de oxidação (Nox) (pois o elemento ganha elétrons). Agente é o responsável por causar a oxidação de um dos compostos da reação, esse agente oxidente possui o elemento que vai ganhar elétrons, ou seja sofrerá. Agente é a subtância que age causando a redução de um dos compostos da reação, o agente redutor será a fonte dos elétrons perdidos, liberados na reação ou seja sofrerá. Exercícios de Fixação 1-) Em cada caso indique o que se pede: a-) Na (s) + KNO 3(s) = Na 2 O (s) + K 2 O (s) + N 2(g) oxidação agente oxidante b-) H 2 O 2 + MnO H+ = Mn 2+ + O 2 + H 2 O perde elétrons redução c-) 2 NaBr + 1 MnO H 2 SO 4 = 1 MnSO Br H 2 O + 2 NaHSO 4 ganha elétrons perde elétrons agente oxidante agente redutor oxidação redução d-) FeCl 2 + H 2 O 2 + HCl = FeCl 3 + H 2 O redução agente redutor e-) 4 NaOH + 2 Cl 2 = 2 NaClO + 2 NaCl + 2 H 2 O ganha elétrons agente redutor

4 4 Ficha 03 Pilhas Resumo Teórico A pilha úmida de Pilha de Daniel A célula de Daniel (ou pilha de Daniell) é um exemplo antigo de célula galvânica. Ela foi inventada pelo químico britânico John Daniell em 1836, quando o crescimento da telegrafia criou uma necessidade urgente por uma fonte de corrente elétrica confiável e estável. Embora os elétrons não tivessem ainda sido descobertos. Daniell teve a percepção de que poderia arranjar a reação para realizar trabalho, fazendo a separação das semi-reações de oxidação e de redução em sua célula. A reação química é a mesma, mas os reagentes estão separados por uma vasilha porosa. Para que os elétrons passem dos átomos de zinco para os íons Cu 2+, eles devem passar através de um circuito externo (o fio e a lâmpada); e à medida que eles vão de um eletrodo ao outro, podem ser usados para realizar trabalho acendendo a lâmpada. No eletrodo de cobre: Íons Cu 2+ da solução migram até a placa de cobre e recebem os elétrons cedidos pelo Zn (s). Ao receberem os elétrons, se transformam em Cu (s), de acordo com a equação: No eletrodo de zinco: Ao ceder elétrons através do condutor metálico para o íon Cu 2+, devido à ddp entre os dois eletrodos, Zn (s) da placa vai para a solução na forma de Zn 2+, causando assim a corrosão da placa e conseqüente aumento da concentração de Zn 2+ na solução, de acordo com a equação: Assim, devido à ddp criada entre os dois eletrodos, observamos que existe um movimento ordenado de cargas no fio condutor, ou seja, uma corrente elétrica. Tal fato fica evidenciado pela lâmpada que acende quando a pilha é acionada.

5 Portanto, pilhas são sistemas que possuem capacidade de produzir energia elétrica a partir de uma reação química. Estes sistemas podem ser chamados também de células galvânicas. Uma célula galvânica, ou simplesmente pilha, transforma a energia de uma reação química em energia elétrica. II. Reação Global da Pilha 5 III. Nomenclatura dos Eletrodos 1.4. Esquema e Representação

6 6 Exercícios de Fixação 1-) Considere as espécies: Pb/Pb 4+ E 0 = + 0,15V e Fe² + /Fe E 0 = -1,67V Considerando as informações, indique: a-) A representação da pilha b-) O esquema da pilha c-) As reações que ocorrem na pilha d-) o anodo e-) o catodo f-) placa desgastada g-) placa aumentada h-) solução concentrada i-) solução diluída j-) ddp l-) sentido dos elétrons m-) quem sofre oxidação n-) quem sofre a redução o-) quem é o agente oxidante p-) que é o agente redutor q-) quem doa elétrons r-) quem recebe elétrons s-) quem tem nox aumentado t-) quem tem nox diminuído. 3-) Considere o esquema da pilha ao lado e indique: a-) reações b-) representação c-) solução concentrada d-) sentido dos elétrons 2-) Considere a seguinte pilha: Cu 0 Cu 2+ Ag + Ag 0, indique: a-) reações b-) anodo c-) representação d-) esquema 4-) Considere a representação ao lado de uma pilha seca. Indique: a-) a placa que desgasta b-) quem sofre redução? d-) qual o sentido dos elétrons?

7 7 Ficha 04 História da Pilha (leitura) Pilha é uma mini-usina portátil que transforma energia química em energia elétrica. Atua como uma bomba de elétrons, removendo-os de um pólo positivo (ânodo) e empurrando-os para um pólo negativo (cátodo). A reação química, que consome/libera elétrons no interior da célula, é denominada reação de oxi-redução. Enquanto está ocorrendo a reação, há um fluxo constante de íons através de uma substância líquida ou pastosa (eletrólito), com obtenção de energia elétrica. Bateria é um conjunto de pilhas interligadas convenientemente, dispostas em série ou em paralelo, para produzir a voltagem desejada. Segue abaixo um resumo dos fatos históricos mais significativos para a invenção da pilha: I - O experimento de Galvani Em torno do ano de 1790 (época da revolução francesa), Galvani, um italiano professor de anatomia, realizou a seguinte experiência: 1.cortou ao meio uma rã, ficando com a metade do tronco e as pernas. 2. Construiu um arco metálico formado por dois metais, zinco e cobre, com uma extremidade tocava os nervos lombares, e com a outra, um músculo da perna ou da coxa. 3. A cada contacto, os músculos se contraiam, como se a rã estivesse viva. Galvani atribuiu o fenômeno a uma eletricidade que supôs existir na rã. Lançando a ideia de que todo corpo animal possui eletricidade. Figura 1-Luigi Galvani Figura 2-experimento de Glavani Figura 3- Alessandro Volta Muitos pesquisadores da época apoiaram a interpretação de Galvani, entre eles o próprio Alessandro Volta, que passou a repetir sistematicamente as experiências do anatomista. Posteriormente, Volta observou que, quando usava um arco de um único metal, em vez de usar dois metais, as contrações musculares eram muito mais intensas. Começou então a atribuir mais importância aos metais do que a rã. Abandonou as ideias de Galvani, e fez as seguintes hipóteses:

8 8 1 a ) que a origem da eletricidade não era o corpo do animal, mas o contato dos dois metais diferentes com esse corpo. 2 a ) que o corpo da rã atuava como condutor, e ao mesmo tempo como um eletroscópio muito sensível. Depois Volta passou a pesquisar somente com metais e soluções, e em 1.800, chegou a invenção da pilha. As pilhas de Volta imediatamente se proliferaram por todos os laboratórios do mundo científico da época, porque abriam novos campos para a investigação. Apesar disso, Volta não poderia suspeitar da repercussão de sua descoberta e dos benefícios que ela traria à humanidade. Mesmo com a fama das pilhas de Volta, foram criadas pilhas mais eficientes. John Frederic Daniell inventou a pilha úmida em 1836, na mesma época das pilhas de Georges Leclanché e a bateria recarregável de Raymond-Louis-Gaston Planté. A primeira pilha a apresentar algum resultado prático foi construída por Georges Leclanché (França, 1865). Figura 4 - a pilha de Volta Figura 6 - pilha seca de Leclanché No Brasil, a produção de pilhas Leclanché teve início em 1951, com a implantação de uma fábrica da Eveready e uma da Microlite (Ray-o- Vac). Então, o mercado nacional restringia-se a Figura 5 - George Leclanché poucos milhares de unidades anuais, basicamente para lanternas elétricas portáteis. Antes do surgimento do transistor, os rádios demandavam baterias de pilha cujo alto custo limitava seu uso às regiões desprovidas de energia elétrica. Em 1999, quando surgiu a primeira legislação sobre o tema no Brasil, foram produzidas mais de 800 milhões de pilhas. Tipos de Pilhas Há vários tipos de pilhas que se diferenciam não só no tamanho como também nas utilidades e matéria-prima. Vamos a uma pequena lista. Comuns feitas de zinco e manganês. Têm várias utilidades como em brinquedos, rádio-relógios, walkmans, máquinas fotográficas, controles-remotos etc. Alcalinas feitas de hidróxido de potássio e manganês. Têm várias utilidades como em brinquedos, rádio-relógios, walkmans, máquinas fotográficas, controles-remotos etc. De níquel-metal-hidreto - usadas em celulares, telefones sem fio, filmadoras e notebooks. De zinco - usadas em celulares, telefones sem fio, filmadoras e notebooks. De lítio - usadas em celulares, telefones sem fio, filmadoras e notebooks De íon-lítio - usadas em celulares, telefones sem fio, filmadoras, ipods e notebooks De chumbo as baterias de carro, além de serem usadas em indústrias e em filmadoras. De níquel-cádmio usadas em telefones sem fio, celulares, barbeadores etc. De óxido de mercúrio usadas em instrumentos de navegação e aparelhos de instrumentação e controle.

9 9 Ficha 05 Pilha e Poluição Os equipamentos eletrônicos portáteis são uma mão na roda. Podemos levá-los para qualquer canto e construir nosso mundinho de entretenimento e diversão individual. Normalmente são movidos a pilha. Mas, depois de um longo período de uso e incansáveis horas de recarga é inevitável o fim dos sistemas que alimentam com energia nossos tão preciosos equipamentos. É nesse momento que surge a famosa dúvida: Como devo descartar as pilhas e as baterias usadas? Vamos por partes e começamos com o que não deve ser feito. Nunca jogue fora as pilhas e as baterias velhas junto com o lixo comum gerado em casa. Na composição dessas pilhas são encontrados metais pesados como: cádmio, chumbo, mercúrio, que são extremamente perigosos à saúde humana e quando descartados de forma inadequada podem contaminar os solos e a água. Todos afetam o sistema nervoso central, o fígado, os rins e os pulmões, pois eles são bioacumulativos. O cádmio é cancerígeno, o chumbo pode provocar anemia, debilidade e paralisia parcial, e o mercúrio pode também ocasionar mutações genéticas. Caso em seu município exista uma coleta doméstica específica para retirada de lixo contaminante, o ideal é separar o lixo tóxico do restante. Você vai facilitar a coleta e posterior armazenagem desse lixo em aterros especiais. Porém, se na sua cidade não está disponível esse sistema, o melhor é fazer a separação dos resíduos e procurar os postos de coleta, os chamados papa-pilhas. Exercício de Fixação As pilhas de níquel-cádmio, o "botão" de mercúrio e as pequenas baterias de chumbo, chamadas de SLA, são muito usadas na atualidade. O manual de aparelhos com essas baterias (laptops, celulares, pagers) orienta o usuário para descartar tais dispositivos como resíduo doméstico perigoso. Essa preocupação justifica-se: a-) pela toxidez de solventes orgânicos existentes nas baterias. b-) em função da alta alcalinidade da pasta eletrolítica das baterias. c-) pelo risco de reação química explosiva entre o lixo e essas baterias. d-) como conseqüência da radiação emitida por tais baterias. e-) por serem o Cd, Hg e Pb metais muito tóxicos.

10 10 Ficha 06 Exercício Integrador da sequência No laboratório de Química do Colégio Neolatino, um grupo de alunos do Ensino Médio, resolveu montar uma pilha úmida. Os materiais que utilizaram foram: 1 placa de cobre, uma placa de alumínio, solução de sulfato de cobre, solução de sulfato de alumínio, dois copos, fio. A montagem pode ser observada na foto ao lado onde nota-se claramente o aumento da placa de cobre. a-) Considerando essa pilha úmida formada indique, reações, representação, esquema e sentido dos elétrons. b-) Qual metal sofreu oxidação? Justifique sua resposta. c-) Complete a tabela abaixo indicando a contribuição de cada um dos cientistas para a evolução tecnológica da pilha: Galvani Volta Daniell Leclanché d-) Há vários tipos de pilhas que se diferenciam não só no tamanho como também nas utilidades e matéria-prima. Cite três tipos de pilhas diferenciando-as quanto a matéria prima e a utilização. e-) Por que não devemos descartar pilhas usadas no lixo comum? f-) a gravura ao lado faz referência a que experimento? g-) Como o cientista que realizou este experimento explicou o ocorrido? h-) Quais foram as hipóteses de Alessandro Volta para o ocorrido no experimento? i-) As pilhas são pequenas usinas de conversão de energia química em energia elétrica. As reações que nelas ocorrem são denominadas de reações de óxido-redução. Um outro exemplo de reação de óxido redução ocorre quando reagimos permanganato de potássio com peróxido de hidrogênio: KMnO 4 + H 2 O 2 + H 2 SO 4 => K 2 SO 4 + MnSO 4 + H 2 O + O 2 Considerando essa reação oxi-red indique: Quem é o Agente oxidante quem sofre redução Quem é o Agente redutor quem perde elétrons Quem sofre oxidação quem ganha elétrons

11 Ficha 07 Mapa Conceitual sobre eletroquímica 11