Pilhas ou células eletroquímicas

Transcrição

1 Capítulo 16 Pilhas ou células eletroquímicas Neste capítulo Reações de oxirredução produzindo corrente elétrica. Células eletroquímicas. Caráter oxidante e potencial padrão. Determinação do potencial padrão de uma célula eletroquímica. Principais tipos de pilha e de bateria. Equipamentos que funcionam com pilhas ou baterias. O lançamento no mercado de inúmeros equipamentos eletroeletrônicos portáteis, tais como câmaras fotográficas, filmadoras, telefones celulares, laptops, agendas eletrônicas, instrumentos de medição e aferição, equipamentos médicos, brinquedos, relógios, aparelhos de som, etc, aumentou a demanda por pilhas e baterias cada vez menores, mais leves e de maior desempenho. Como consequência, existe atualmente no mercado uma grande variedade de pilhas e baterias, o que tem trazido à tona discussões acerca dos potenciais riscos que tais dispositivos trazem à saúde humana e ao meio ambiente, quando descartados de forma inadequada. Que tipo de reação química ocorre numa pilha e como ela gera corrente elétrica? Como esses dispositivos funcionam? Como foram montadas as primeiras pilhas? Por que algumas são recarregáveis e outras não? As baterias usadas em veículos automotivos usam o mesmo princípio das pilhas comuns? É possível, pelo esquema de uma pilha, calcular sua diferença de potencial? Você sabia que o princípio de funcionamento de pilhas e baterias vem sendo utilizado para a produção de veículos menos poluentes? Todos os tipos de pilhas são igualmente agressivos ao meio ambiente? Qual a forma adequada de descarte desses materiais? Neste capítulo, apresentaremos as pilhas e baterias mais frequentemente encontradas no mercado, bem como discutiremos o princípio que rege o funcionamento de tais dispositivos. 292

2 1. Reações de oxirredução e a produção de corrente elétrica Muitas reações de oxirredução ocorrem espontaneamente. Uma situação ilustrativa é a reação do metal zinco com uma solução aquosa contendo cátions Cu 21 (aq). Zn(s) 1 Cu 21 (aq) Zn 21 (aq) 1 Cu(s) Outro exemplo de reação de oxirredução que ocorre espontaneamente é a que se observa quando uma lâmina de magnésio é imersa em uma solução ácida. Zn(s) CuSO4(aq) A oxidação do zinco metálico pelos íons Cu 21 (aq) é um processo espontâneo. A cor menos intensa do béquer à direita indica que houve um consumo parcial de Cu 21. Mg(s) HCº(aq) Mg(s) 1 2 H 1 (aq) Mg 21 (aq) 1 H 2 (g) Uma grande vantagem das reações de oxirredução espontâneas é que podem ser utilizadas para gerar eletricidade. Para isso, basta montar um aparato denominado pilha. Na pilha, os agentes oxidante e redutor são mantidos em compartimentos separados. Cada compartimento é conhecido como semicélula eletroquímica. Para que o dispositivo gere corrente elétrica, devem existir dois contatos elétricos entre as células. Um contato é feito por um fio metálico e possibilita a circulação de elétrons entre as semicélulas. O outro, conhecido como ponte salina, permite a circulação de íons entre as semicélulas, garantindo a neutralidade de carga elétrica em cada uma delas. Zn(s) CuSO4(aq) ZnSO4(aq) Camada de Cu depositada Bolhas de H2(aq) MgCº2(aq) Oxidação do magnésio provocada por íons H 1 (aq). A lâmina do metal desgasta-se, originando íons Mg 21 (aq); íons H 1 (aq) reduzem-se, formando H 2(g). Química tem história A primeira pilha elétrica A primeira pilha elétrica foi desenvolvida por Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio Volta ( ), a partir da divulgação de resultados de pesquisa de Luigi Galvani ( ). Galvani observou contrações musculares nas pernas de rãs mortas, quando o metal onde estavam penduradas (cobre) entrava em contato com um suporte de ferro. Ele interpretou o fenômeno como eletricidade de origem animal, isto é, os músculos armazenavam eletricidade e os nervos a conduziam. Volta, inicialmente, repetiu e confirmou as experiências de Galvani. Contudo, com o avanço de suas investigações sobre o tema, acabou propondo outra interpretação para os fenômenos observados. Segundo ele, a origem da eletricidade era externa, resultado do contato entre os dois metais distintos; a rã reagia a essa eletricidade metálica como reagiria a outras formas de eletricidade externa. Para comprovar sua hipótese, Volta construiu a primeira pilha elétrica, um dispositivo contendo discos de dois metais distintos zinco e prata intercalados e separados por um papelão umedecido com solução salina, capaz de gerar corrente elétrica, a qual era conduzida por fios metálicos conectados às extremidades da pilha de discos. Pilha de Daniell. Nesse dispositivo, um copo contém solução de Cu 21 (aq) e uma placa de cobre, enquanto o outro copo contém solução de Zn 21 (aq) e uma placa de zinco. As soluções são conectadas por um tubo contendo solução eletrolítica (ponte salina) e as placas metálicas estão conectadas por fio de cobre. Reprodução do desenho das pilhas de Volta, em documento no qual o cientista descreve seu experimento ao presidente da Sociedade Real de Londres (1800). 293

3 16 Pilhas ou células eletroquímicas A pilha de Daniell O esquema a seguir ilustra o dispositivo para obtenção de corrente elétrica a partir da reação de oxidação do zinco e redução dos íons cobre (II) em solução aquosa, conhecido como pilha de Daniell. As placas de zinco e de cobre são os eletrodos da pilha. Por convenção, chama-se de ânodo o eletrodo em que ocorre oxidação e de cátodo o eletrodo no qual ocorre redução. sentido do fluxo de íons K + sentido do cátodo fluxo de íons SO ânodo ponte salina V - + CuSO 4 (aq) chumaços de algodão ZnSO 4 (aq) Esquema fora de escala da pilha de Daniell. Uso de cores-fantasia. Como no tubo de ensaio, a placa de zinco sofre corrosão, enquanto o metal cobre é depositado. A cor azul da solução de Cu 21 (aq) vai ficando menos intensa, devido à diminuição da concentração desse cátion na solução. Os processos que ocorrem em cada béquer (semicélula) podem ser representados da seguinte maneira: Ânodo (2): Zn(s) Zn 21 (aq) 1 2 (semirreação de oxidação) Cátodo (1): Cu 21 (aq) 1 2 Cu(s) (semirreação de redução) No eletrodo negativo (ânodo) da pilha, ocorre o processo de oxidação do zinco, liberando elétrons que são transferidos pelo fio metálico para o eletrodo positivo (cátodo). Esses elétrons participam do processo de redução dos cátions Cu 21, depositando o cobre metálico no polo positivo. Os dois processos são simultâneos. A soma das duas equações das semirreações resulta na mesma equação da reação ocorrida no béquer da página anterior. Note que todos os elétrons provenientes da oxidação estão envolvidos na redução, havendo conservação dos elétrons e, consequentemente, da carga elétrica total do sistema. Reação global: Zn(s) Cu 2 (aq) Zn 2 (aq) Cu(s) Uma maneira prática de representar o esquema de uma pilha é o diagrama da pilha. Para o caso da pilha de Daniell o diagrama seria: a ponte salina é representada por duas barras Zn(s) u Zn 2 (aq) uu Cu 2 (aq) u Cu(s) primeiro apresenta-se o ânodo separando por barra a espécie que se oxida da espécie resultante da oxidação depois representa-se o cátodo separando por barra a espécie que se reduz da espécie resultante da redução Diferentemente da reação no béquer, os elétrons liberados pelo zinco circulam pelo circuito elétrico, antes de serem incorporados pelos cátions Cu 2 (aq). Os íons presentes na ponte salina mantêm a neutralidade das soluções. No ânodo, o aumento da concentração de cátions Zn 21 (aq) requer um fluxo de ânions Cº 2 (aq). No cátodo, a diminuição da concentração de Cu 21 (aq) requer um fluxo de cátions, K 1 (aq). Dessa forma, o circuito elétrico está fechado. No início do experimento, a concentração das soluções de ZnSO 4 e de CuSO 4 é 1,0 mol/l e nessa situação, com auxílio de um voltímetro, é possível determinar a tensão elétrica ou diferença de potencial elétrico (ddp) da pilha: 1,10 V. 294

4 O eletrodo padrão (E ) de hidrogênio A diferença de potencial (ddp) ou tensão elétrica de uma pilha indica a tendência de ocorrer reação de oxirredução entre as espécies presentes nas células eletroquímicas. Quanto maior a diferença de potencial de uma pilha, maior a tendência de ocorrer a reação de transferência de elétrons. A ddp de uma pilha está relacionada à tendência de oxidação do agente redutor e à tendência de redução do agente oxidante. Desse modo, se for fixado um eletrodo de referência, pode-se comparar o potencial de cada espécie para oxidar-se ou reduzir-se. A semicélula adotada para comparação é o eletrodo padrão de hidrogênio. Essa semicélula é constituída de um eletrodo de platina (metal bastante inerte) de área 1 cm 2 e de um tubo de vidro, onde é introduzido gás hidrogênio (H 2 ) na pressão de 1 bar (10 5 Pa), imersos em uma solução aquosa com concentração de 1,0 mol/l de cátions H 1. Ao se associar o eletrodo padrão de hidrogênio ao eletrodo padrão de zinco, obtém-se uma pilha que apresenta ddp de 0,76 V, esquematizada ao lado. Note que a placa de zinco se oxida, sendo o polo negativo da pilha, enquanto os íons H 1 sofrem redução, formando gás hidrogênio (H 2 ). Equacionando a reação global: ânodo de Zn Zn 21 (aq) (1 mol/l) 25 C Zn(s) Zn 21 (aq) 1 2 ânions Zn(s) 1 2 H 1 (aq) Zn 21 (aq) 1 H 2 (g) E 5 0,76 V cátions ponte salina H3O+(aq) H 3 O 1 (aq) (1M) (1 25ºC mol/l) 25 C cátodo H 2 (g) (1 atm) 2 H 3 O 1 (aq) 1 2 H 2 (g) 1 2 H 2 O(º) voltímetro 10,76 V 2 V 1 eletrodo de Pt, quimicamente inerte Esquema fora de escala. Uso de cores-fantasia. Ao se associar o eletrodo padrão de hidrogênio ao eletrodo padrão de cobre, obtém-se uma pilha que apresenta ddp de 0,34 V, conforme pode ser visto no esquema ao lado. Nesse caso, a oxidação ocorre no eletrodo padrão de hidrogênio, que é o ânodo. O gás hidrogênio (H 2 ) perde elétrons para o eletrodo de platina, gerando íons H 1 em solução. Os elétrons são transferidos para o eletrodo de cobre, reduzindo os cátions Cu 21 a cobre metálico, que será depositado na placa metálica. cátodo de Cu Cu 21 (aq) 1 2 Cu 21 (aq) (1 mol/l) 25 C cátions ânions ponte salina Cu(s) H 3 O 1 (aq) H3O+(aq) (1 mol/l) (1M) 25ºC C ânodo H 2 (g) (1 atm) voltímetro +0,34 V V 2 1 eletrodo de Pt, quimicamente inerte 2 H 2 O(º) 1 H 2 (g) 2 H 3 O 1 (aq) + 2 Cu 21 (aq) 1 H 2 (g) Cu(s) 1 2 H 1 (aq) E 5 0,34 V Esquema fora de escala. Uso de cores-fantasia. Pode-se concluir que o metal zinco tem maior tendência a ser oxidado do que o gás hidrogênio, que, por sua vez, oxida-se mais facilmente que o metal cobre. Essa análise está de acordo com a fila de reatividade dos metais estudada no volume 1 (capítulo 14). Em termos de redução, o cátion Cu 21 tem maior potencial de redução do que o cátion H 1, e o cátion Zn 21 é o que apresenta menor tendência de sofrer redução. 295

5 16 Pilhas ou células eletroquímicas Potencial-padrão de redução Convencionou-se que o potencial da semirreação de redução do eletrodo padrão de hidrogênio é de 0,00 V: 2 H 1 (aq) 1 2 H 2 (g) E (H 1 H 2 ) 5 0,00 V Consequentemente, o potencial de oxidação desse eletrodo também será de 0,00 V: H 2 (g) Saiba mais 2 H 1 (aq) 1 2 E (H 2 H 1 ) 5 0,00 V Utilizando o eletrodo padrão de hidrogênio como referência, determina-se o potencial de redução de cada espécie em seu respectivo eletrodo padrão. A medida é realizada de forma análoga aos exemplos das seguintes pilhas: Zinco e hidrogênio: Zn(s) Zn 21 (aq) uu H 1 (aq) H 2 (g) Pt(s) Cobre e hidrogênio: Pt(s) H 2 (g) H 1 (aq) uu Cu 21 (aq) Cu(s) A tabela ao lado apresenta os potenciais de redução de diversas semicélulas padrão. As condições padrão implicam em concentrações de 1,0 mol/l para as espécies em solução aquosa, pressão de 1 bar para os gases e eletrodos do respectivo metal ou de platina, caso não haja metal presente na reação. Um potencial de redução positivo indica que na semicélula ocorre um processo de redução, enquanto no eletrodo padrão de hidrogênio ocorre a oxidação. Valores de potencial de redução negativos indicam maior tendência de oxidação das espécies presentes nessa semicélula, se comparado com o eletrodo padrão de hidrogênio. Quanto maior o potencial de redução, maior caráter oxidante tem a espécie; por sua vez, quanto menor o potencial de redução, maior caráter redutor tem a espécie oxidada. Uma pilha produzida na própria boca As restaurações dentárias são realizadas atualmente usando-se basicamente dois tipos de material: os amálgamas e as resinas poliméricas. Para obter o amálgama dentário, o dentista adiciona uma pequena quantidade de mercúrio a uma liga metálica pulverizada, constituída de cobre, prata, estanho e zinco. Os amálgamas também são responsáveis por uma dor aguda, já experimentada por algumas pessoas, ao morderem um pedaço de papel-alumínio. Essa dor é provocada pelo estabelecimento de uma célula eletroquímica envolvendo o Aº e os íons dos metais da amálgama: Ag 1, Sn 21 21, H g 2 ou Zn 21. Nessa pilha, a saliva atua como ponte salina, e a corrente elétrica gerada é capaz de sensibilizar o nervo. poder oxidante crescente Tabela de potencial padrão de redução Semirreação E (V) Li 1 (aq) 1 Li(s) 23,05 K 1 (aq) 1 K(s) 22,93 Ba 21 (aq) 1 2 Ba(s) 22,90 Sr 21 (aq) 1 2 Sr(s) 22,89 Ca 21 (aq) 1 2 Ca(s) 22,87 Na 1 (aq) 1 Na(s) 22,71 Mg 21 (aq) 1 2 Mg(s) 22,37 Aº 31 (aq) 1 3 Aº(s) 21,66 Mn 21 (aq) 1 2 Mn(s) 21,18 2 H 2 O(º) 1 2 H 2 (g) 1 2 OH 2 (aq) 20,83 Zn 21 (aq) 1 2 Zn(s) 20,76 Cr 31 (aq) 1 3 Cr(s) 20,74 F1 (aq) 1 2 Fe(s) 20,44 Cd 21 (aq) 1 2 Cd(s) 20,40 PbSO 4 (s) Pb(s) S O 4 (aq) 20,31 Co 21 (aq) 1 2 Co(s) 20,28 Ni 21 (aq) 1 2 Ni(s) 20,25 Sn 21 (aq) 1 2 Sn(s) 20,14 Pb 21 (aq) 1 2 Pb(s) 20,13 2 H 1 (aq) 1 2 H 2 (g) 0,00 Sn 41 (aq) 1 2 Sn 21 (aq) 10,13 Cu 21 (aq) 1 Cu 1 (aq) 10,15 Cu 21 (aq) 1 2 Cu(s) 10,34 O 2 (g) 1 2 H 2 O OH 2 (aq) 10,40 I 2 (s) I 2 (aq) 10,53 Mn O 2 4 (aq) 1 2 H 2 O 1 3 MnO 2 (s) 1 4 OH 2 (aq) 10,59 O 2 (g) 1 2 H 1 (aq) 1 2 H 2 O 2 (aq) 10,68 Fe 31 (aq) 1 F1 (aq) 10,77 Ag 1 (aq) 1 Ag(s) 10,80 N O 2 3 (aq) 1 4 H 1 (aq) 1 3 NO(g) 1 2 H 2 O 10,96 Br 2 (º) Br 2 (aq) 11,07 O 2 (g) 1 4 H 1 (aq) H 2 O 11,23 MnO 2 (s) 1 4 H 1 (aq) 1 2 Mn 21 (aq) 1 2 H 2 O 11,23 22 Cr 2 O 7 (aq) 1 14 H 1 (aq) Cr 31 (aq) 1 7 H 2 O 11,33 Cº 2 (g) Cº 2 (aq) 11,36 Au 31 (aq) 1 3 Au(s) 11,50 Mn O 2 4 (aq) 1 8 H 1 (aq) 1 5 Mn 2 (aq) 1 4 H 2 O PbO 2 (s) 1 4H 1 22 (aq) 1 S O 4 (aq) 1 2 PbSO 4 (s) 1 2 H 2 O 11,51 11,70 H 2 O 2 (aq) 1 2 H 1 (aq) H 2 O 11,77 O 3 (g) 1 2 H 1 (aq) 1 2 O 2 (g) 1 H 2 O 12,07 F 2 (g) F 2 (aq) 12,87 poder redutor crescente 296

6 Espontaneidade das reações As pilhas são dispositivos que funcionam a partir de reações espontâneas. A tensão elétrica de uma pilha está relacionada à tendência de ocorrer a oxirredução entre a espécie redutora do ânodo e a oxidante do cátodo. A análise da tabela de potenciais padrão de redução nos ajuda a prever se uma reação de oxirredução é espontânea ou não. Reações espontâneas apresentam E de reação positivo. Como em toda reação de oxirredução uma espécie oxida-se enquanto outra se reduz, basta analisarmos as duas semirreações envolvidas e verificar qual espécie apresenta maior caráter oxidante (sofrendo redução). A outra espécie será oxidada. Nesse caso, ocorrerá a reação inversa da representada na tabela, e deve-se considerar o potencial de oxidação do eletrodo, que é o oposto do potencial de redução. Veja o exemplo a seguir. Considere a montagem de uma pilha contendo os metais magnésio e prata, e soluções aquosas de seus respectivos íons com concentração 1,0 mol/l. Como determinar qual é o cátodo e qual é o ânodo da pilha? Qual será a diferença de potencial da pilha? Na tabela de potenciais padrão de redução encontram-se as duas semirreações de redução: Saiba mais Mg 21 (aq) 1 2 Mg(s) E 5 22,37 V Ag 1 (aq) 1 Ag(s) E 5 10,80 V O cátion Ag 1 apresenta maior potencial de redução. Logo o metal magnésio irá se oxidar, constituindo o ânodo. Ânodo (2): Mg(s) Mg 21 (aq) 1 2 E 5 12,37 V Cátodo (1): 2 Ag 1 (aq) 1 2 Ag(s) E 5 10,80 V Eq. global: Mg(s) 12 Ag 1 (aq) Mg 21 (aq) 1 Ag(s) E 5 13,17 V Note que para acertar o balanceamento da equação global é necessário acertar o número de elétrons cedidos na oxidação e o número de elétrons recebidos na redução. Os valores do potencial de oxidação ou de redução não se alteram ao se multiplicar os componentes da equação. Portanto, basta analisar as semirreações de redução para propor a montagem de uma pilha análoga à pilha de Daniell. Esquema geral para representação de uma pilha Para representar o esquema geral de uma pilha, é preciso analisar os potenciais padrão de redução, o que permite determinar as espécies que irão sofrer oxidação ou redução. Observe que os elétrons fluem do eletrodo negativo (ânodo), onde ocorre a oxidação, para o positivo (cátodo), onde ocorre a redução. Os ânions da ponte salina deslocam-se do compartimento catódico para o anódico (onde, em geral, há formação de cátions). Os cátions fazem o movimento inverso. espécie oxidada compartimento anódico sede de oxidação direção do fluxo de elétrons ânions cátions ponte salina eletrólito: íons em solução espécie reduzida compartimento catódico sede de redução Esquema fora de escala. Uso de cores- -fantasia. 1. Exercício resolvido Considere os metais cobre e prata e as soluções aquosas de seus respectivos cátions de concentração 1 mol/l. A partir desse material, de fios elétricos e de uma ponte salina, é possível construir uma pilha. a) Esboce a montagem dessa pilha indicando: o cátodo, o ânodo e suas respectivas polaridades; a direção em que os íons da ponte salina se movem (considere KNO 3 o eletrólito da ponte salina); o fluxo de elétrons; a tensão da pilha; a equação global. b) Represente o diagrama dessa pilha. Solução a) ânodo íons Cu se oxidam Fluxos de cargas elétricas em uma pilha galvânica 2 fluxo de ânions Cu Cu 21 fluxo de elétrons Cº2 fluxo de cátions Ag 1 E ,46v Cu(s) 1 2Ag 1 (aq) Cu(aq) Ag(s) b) Cu(s) Cu 21 (aq) uu Ag 1 (aq) Ag(s). K 1 NO 2 3 Ag cátodo íons Ag + se reduzem 297

7 16 Pilhas ou células eletroquímicas Atividades Responda a todas as questões em seu caderno A reação que se processa em uma pilha é: Cd 21 (aq) 1 Zn(s) Cd(s) 1 Zn 21 (aq) Determine a tensão elétrica dessa pilha. Dados: E (Cd 21 Cd) 5 20,40 V; E (Zn 21 Zn) 5 20,76 V. Quando uma barra de cobre é mergulhada em uma solução aquosa de nitrato de prata, ocorre a seguinte reação espontânea de oxirredução: Cu(s) 1 2 Ag 1 (aq) Cu 21 (aq) 1 2 Ag(s) a) Represente uma célula eletroquímica que opere a partir dessa transformação. Em sua representação, indique: o cátodo e sua polaridade; o ânodo e sua polaridade; a direção do fluxo de elétrons. b) Qual a tensão elétrica medida, caso a ponte salina seja retirada? c) Escreva o diagrama para essa célula. Uma pilha foi construída conectando uma barra de cobre, mergulhada em uma solução 1,0 mol? L 21 de Cu 21, a uma barra de cádmio, mergulhada em solução 1,0 mol? L 21 de Cd 21. Dados: E (Cu 21 Cu) 5 0,34 V; E (Cd 21 Cd) 5 20,40 V a) Que espécies devem sofrer redução ou oxidação, respectivamente? b) Qual eletrodo é o cátodo e qual é o ânodo? c) Determine a diferença de potencial (ddp) dessa pilha. d) Escreva o diagrama que representa essa célula eletroquímica. Observe a representação da célula galvânica abaixo e responda as questões a seguir. membrana porosa 2 Fe F1 Ag1 a) Qual espécie se oxida? Qual se reduz? b) Escreva as semirreações que se processam no cátodo e no ânodo. c) Determine a diferença de potencial da pilha nas condições padrão. Dados : E (F1 Fe) 5 20,44 V; E (Ag 1 Ag) 5 0,80 V. Ag Consulte a tabela de potenciais padrão de redução e indique se as reações de oxirredução a seguir são espontâneas no sentido em que estão indicadas. a) Cº 2 (g) 1 2 I 2 (aq) 2 Cº 2 (aq) 1 I 2 (s) b) Ni(s) 1 Cd 21 (aq) Ni 21 (aq) 1 Cd(s) c) 2 Aº(s) 1 3 Sn 41 (aq) 2 Aº 31 (aq) 1 3 Sn 21 (aq) d) 2 Cº 2 (aq) 1 Br 2 (º) 2 Br 2 (aq) 1 Cº 2 (aq) São dados os seguintes potenciais padrão de redução (E ): E (Ag 1 Ag) 5 0,80 V; E (Fe 31 F1 ) 5 10,77 V; E (I 2 I 2 ) 5 10,53 V; 1 E (Cu 2 Cu) 5 10,34 V. Pode-se afirmar que o iodo (I 2 ) é capaz de oxidar: a) a prata e o cobre, a íons Ag 1 e Cu 21, respectivamente. b) o cobre a íons Cu 21, mas não a prata a íons Ag 1. c) a prata a íons Ag 1, mas não o cobre a íons Cu 21. d) nem o cobre nem a prata. Considere uma célula eletroquímica cuja reação global seja: Cd(s) 1 Cº 2 (g) Cd 21 (aq) 1 2 Cº 2 (aq) Dados: E (Cd 21 Cd) 5 20,40 V; E (Cº 2 Cº 2 ) 5 1,36 V. a) Represente essa pilha indicando: os eletrodos onde ocorrem oxidação e redução e suas respectivas polaridades; a direção do movimento dos íons na ponte salina, cujo eletrólito é KNO 3 ; a direção do movimento dos elétrons na ponte salina. b) Calcule a tensão dessa pilha. Para estocagem de solução aquosa contendo íons cobre (II), uma indústria dispõe de tanques, que podem ser revestidos com os seguintes metais: chumbo, zinco, ferro e prata. Que critério deve ser utilizado para a escolha do revestimento? Justifique. Dados: E (Cu 21 Cu) 5 0,34 V; E (Zn 21 Zn) 5 20,76 V; E (F1 Fe) 5 20,44 V; E (Pb 21 Pb) 5 20,13 V; E (Ag 1 Ag) 5 0,80 V. 10. Um estudante, analisando uma determinada solução aquosa, afirmou ter encontrado concentrações consideráveis dos íons Ag 1 e Cu 1. Discuta se isso é possível. Dados: E (Ag 1 Ag) 5 0,80 V; E (Cu 21 Cu 1 ) 5 0,15 V. 298

8 2. Pilhas comerciais A pilha de Daniell e dispositivos análogos são muito úteis no aspecto didático, pois possibilitam a identificação dos fenômenos que ocorrem em cada componente de uma pilha. Entretanto, sua utilização prática está limitada a aparelhos de baixa potência e que não exijam uma ddp constante. A seguir, serão analisadas algumas pilhas e baterias comerciais e suas principais aplicações. Fique atento, pois em todos os dispositivos será possível identificar duas semicélulas, ânodo (polo 2) e cátodo (polo 1), e um mecanismo de condução iônica entre as semicélulas com função idêntica à ponte salina. A condução de elétrons ocorre, invariavelmente, externamente à pilha, passando pelo equipamento em si. As pilhas e baterias comerciais devem apresentar tamanho, formato, massa e desempenho adequados para o equipamento específico. Deve-se estar atento para evitar acidentes, danos ao ambiente ou ao aparelho. As pilhas e as baterias são classificadas em primárias (não podem ser recarregadas) ou secundárias (recarregáveis). Pilha seca (pilha de Leclanché) e pilha alcalina A pilha comum (A) foi inventada pelo químico francês Leclanché, por volta de Um copo de zinco metálico é preenchido com uma pasta úmida contendo NH 4 Cº, ZnCº 2 e MnO 2. Um bastão de grafite é preso ao tampo de aço e está em contato com a pasta. A pasta faz o papel da ponte salina, permitindo a migração de ânions OH 2 do eletrodo de grafite ao copo de zinco. A pilha apresenta ddp de 1,5 V, entretanto a corrente elétrica gerada é relativamente pequena, não sendo adequada para aparelhos de maior potência. As principais reações envolvidas são: Polo (1): 2 MnO 2 (s) 1 2 H 2 O(º) 1 2 Polo (2): Zn(s) 1 2 NH 4 Cº(aq) 1 2 OH 2 (aq) Zn(NH 3 ) 2 Cº 2 (aq) 1 2 H 2 O(º) MnOOH(s) 1 2 OH 2 (aq) Algumas reações secundárias podem diminuir a vida útil da pilha comum. A formação de gás amônia pode gerar bolhas ao redor do cátodo, dificultando a migração dos íons e, consequentemente, a passagem de corrente. O copo de zinco pode ser corroído, deixando vazar um material corrosivo que danifica o aparelho. Por isso, recomenda-se não deixar a pilha em aparelhos que não são usados frequentemente. A pilha alcalina (B) é um aperfeiçoamento da pilha de Leclanché, que passou a ser comercializada na década de Os eletrodos são os mesmos, entretanto a pasta eletrólita contém MnO 2, ZnO e KOH (30% em massa). Para evitar o vazamento da pasta cáustica, o recipiente é de aço lacrado, e o ânodo é zinco metálico em pó. Essas modificações garantem uma maior durabilidade e o fornecimento de uma corrente maior, mantendo a ddp em 1,5 V. Note, pelas reações, que não há variação na concentração das espécies envolvidas, pois são todas sólidas: Polo (1): 2 MnO 2 (s) 1 2 H 2 O(º) MnOOH(s) 1 2 OH 2 (aq) Polo (2): Zn(s) 1 2 OH 2 (aq) Zn(OH) 2 (s) 1 2 lacre de cera bastão de grafite separação porosa envoltório externo A cobertura de aço folha de zinco cátodo ânodo camada isolante de areia NH 4 C ZnC 2 MnO 2 (pasta) Saiba mais Pilhas e baterias Os termos pilha e bateria são, em geral, usados indistintamente. Contudo eles têm significados mais precisos: Pilha é um dispositivo constituído unicamente por dois eletrodos e um eletrólito, arranjados de forma a produzir energia elétrica. Bateria é um conjunto de pilhas agrupadas em série ou em paralelo. Um agrupamento de pilhas em série fornece maiores tensões, enquanto que, em paralelo, maior corrente elétrica. Seis pilhas de 1,5 V, agrupadas em série, fornecem uma tensão de 6,0 V e a mesma corrente que a de uma única pilha. Se, por outro lado, as pilhas forem agrupadas em paralelo, o conjunto fornecerá uma tensão de 1,5 V (a mesma de uma única pilha), porém a corrente elétrica será quatro vezes superior à gerada por uma única pilha. revestimento da bateria externa com etiqueta eletrólito de hidróxido de potássio cátodo dióxido de manganês Esquema fora de escala. Uso de cores-fantasia. B 1,5 V terminal positivo 6,0 V terminal negativo coletor de corrente de latão ânodo de zinco em pó separador 299

9 16 Pilhas ou células eletroquímicas Bateria de chumbo/óxido de chumbo (IV) A bateria de chumbo, também conhecida como de chumbo/ácido, é um exemplo de bateria secundária ou recarregável. Ela tem diversas aplicações, sendo responsável pela ignição e funcionamento da parte elétrica dos automóveis, pelo tracionamento de alguns motores elétricos e por manter em funcionamento alguns equipamentos em caso de queda de fornecimento de eletricidade (no-break). A bateria consiste em várias pilhas em paralelo (dependendo do modelo) para aumentar a corrente máxima fornecida e seis conjuntos em série, resultando em uma ddp de 12 V. Cada par de eletrodos fornece uma tensão d V que permanece aproximadamente constante, durante seu funcionamento (variação de 10%). Cada pilha é constituída por um ânodo de chumbo poroso e um cátodo revestido por PbO 2, um óxido bastante insolúvel. O eletrólito é uma solução aquosa 40% em massa de H 2 SO 4. Polo (1): PbO 2 (s) 1 4 H 1 22 (aq) 1 S O 4 (aq) 1 2 PbSO 4 (s) 1 2 H 2 O(º) 22 Polo (2): Pb(s) 1 S O 4 (aq) PbSO 4 (s)1 2 Eq. global: PbO 2 (s) 1 2 H 2 SO 4 (aq) 1 Pb(s) 2 PbSO 4 (s) 1 2 H 2 O(º) O produto formado é um sólido pouco solúvel em solução aquosa de H 2 SO 4, ficando aderido nas placas de chumbo. Esse fato permite a aplicação de corrente elétrica para recarga da bateria, ocasionando a reação inversa e recuperando os eletrodos de chumbo e de óxido de chumbo (IV). Teia de conhecimentos Bateria ácido-chumbo cátodo ânodo placa de chumbo recoberta com PbO 2 placa de chumbo recoberta com chumbo esponjoso H 2 SO 4 Esquema fora de escala. Representação em cores-fantasia. Descarte de pilhas e baterias Algumas baterias primárias e secundárias comercializadas no país ainda podem conter em sua composição metais pesados altamente tóxicos, como Hg, Cd e Pb. Conforme a resolução número 257 do Conama (Conselho Nacional de Meio Ambiente), diversos tipos de pilha e de bateria devem obedecer a limites máximos de concentração de chumbo, cádmio e mercúrio permitidos na composição. Os produtos que atendem a esses limites podem ser acondicionados com o restante do lixo domiciliar em aterros sanitários. É dever do fabricante informar nas embalagens se o produto pode ou não ser descartado com o lixo doméstico. Note que essa reação não é espontânea e apresenta ddp negativa; portanto, é necessária a aplicação de energia para que ocorra. Nos automóveis essa energia é fornecida pelo movimento do motor por meio do alternador, que possui um dínamo cuja função é transformar energia mecânica em energia elétrica. Bateria de níquel/cádmio A pilha de cádmio/óxido de níquel, uma pilha secundária bastante comum, estava presente nas primeiras baterias de celular, e eram encontradas em pilhas cilíndricas recarregáveis. O ânodo constitui-se de uma liga de ferro e cádmio, enquanto o cátodo é revestido por uma camada de hidróxido (óxido) de níquel (III). A pasta eletrolítica contém 28% em massa de KOH. Polo (1): 2 NiOOH(s) 1 4 H 2 O(º) Ni(OH) 2? H 2 O(s) 1 2 OH 2 (aq) Polo (2): Cd(s) 1 2 OH 2 (aq) Cd(OH) 2 (s) 1 2 Os produtos formados ficam aderidos aos eletrodos, e a aplicação de corrente elétrica a partir de um transformador conectado à rede de eletricidade doméstica ocasiona a recarga da pilha ou bateria. Os processos de carga e recarga podem ser repetidos por cerca de 4 mil vezes. Um dos problemas das pilhas e baterias de NiCad é que o cádmio é um metal bastante tóxico, e pilhas descartadas inadequadamente acabam contaminando o ambiente com cátions Cd 21. contato negativo com metal eletrodo negativo separador + eletrólito eletrodo positivo separador + eletrólito contato positivo com metal Bateria de níquel/cádmio. À direita, esquema de construção da bateria. Contudo, é importante ressaltar que a destinação final mais apropriada para as pilhas e as baterias usadas são os estabelecimentos que as comercializam, bem como a rede de assistência técnica autorizada pelos fabricantes e importadores desses produtos. Estes serão responsáveis pelos procedimentos de reutilização, reciclagem, tratamento ou disposição final adequados. Algumas instituições vêm instalando postos de coleta de pilhas e baterias, as quais são encaminhadas à prefeitura ou à empresa especializada de reciclagem de material. Além de oferecer locais de coleta e destino apropriados desse material, tais iniciativas incentivam a população a um consumo consciente e à preservação ambiental. 300

10 Bateria hidreto metálico/óxido níquel (NiMH) Com as mesmas atribuições que a bateria nicad, essa bateria apresenta diversas vantagens. É mais leve, tem maior durabilidade, melhor desempenho e não contém metais tóxicos como o cádmio. Entretanto, é mais cara, e sua difusão tem sido lenta no Brasil. Foi utilizada em celulares no início do século XXI. A principal modificação em relação às baterias NiCad está no ânodo, constituído por uma liga metálica contendo hidrogênio absorvido, formando um hidreto metálico. As reações de descarga podem ser equacionadas: Cátodo: NiOOH(s) 1 2 H 2 O(º) 1 Ni(OH) 2? H 2 O(s) 1 OH 2 (aq) Ânodo: MH(s) 1 OH 2 (aq) M(s) 1 H 2 O(º) 1 Baterias de íon lítio São as baterias mais modernas de celulares. Devido à baixa densidade dos materiais utilizados, são leves e apresentam potencial entre 3,0 e 3,5 V. A quantidade de carga total gerada por uma bateria (ou pilha) depende da quantidade de reagente presente. Por se tratar de materiais leves, essa bateria permite uma autonomia muito maior, com as recargas ocorrendo em menor frequência. São bastante empregadas em celulares e computadores portáteis. Já estão sendo desenvolvidos protótipos de automóveis elétricos abastecidos com essa tecnologia. O funcionamento dessa bateria é bastante complexo. Tanto o ânodo como o cátodo são formados de estruturas lamelares, ou seja, com os átomos dispostos em planos (lâminas), havendo espaço para inserção de íons entre esses planos. Os íons lítio (Li 1 ) são bastante pequenos e se inserem nessas estruturas. Desse modo, o processo de descarga envolve a migração dos íons lítio em um solvente não aquoso do ânodo para o cátodo. O ânodo é formado por uma associação de grafita com o metal cobre. Os íons lítio se intercalam entre os planos de estruturas hexagonais de carbono, formando a espécie representada por Li y C 6. A saída do íon representa a oxidação do eletrodo. No ânodo, os íons Li 1 se intercalam na estrutura de um óxido lamelar, o LiCoO 2. A intercalação dos íons Li 1 provoca a redução do cátion Co 31 do óxido a Co 21. Veja as equações e o esquema abaixo: Cátodo: Li x CoO 2 (s) 1 y Li 1 (solv) 1 y Li x1y CoO 2 (s) Ânodo: Li y C 6 (s) 6 C(s) 1 y Li 1 (solv) 1 y polo negativo (Cu como coletor de corrente) A Li y C 6 Li x CoO 2 Li 1 eletrólito (Li 1 dissolvido em solvente não aquoso) polo positivo (Aº como coletor de corrente) Bateria de lítio. À direita, representação esquemática do processo de descarga da bateria de íons lítio. Esquema fora de escala. Uso de cores- -fantasia. Como o processo é reversível, basta aplicar uma corrente contínua por meio de um transformador para recarregar a bateria, ou seja, provocar a migração dos íons lítio da estrutura lamelar do óxido para a grafita. Saiba mais Células a combustível Uma célula a combustível é um dispositivo que gera energia elétrica a partir de uma reação química. Porém, ao contrário das pilhas, os reagentes não estão contidos no interior do sistema, mas armazenados externamente. A produção de energia elétrica ocorre à medida que os reagentes são introduzidos no sistema. A célula a combustível mais conhecida é a de hidrogênio/oxigênio, utilizada em programas espaciais norte-americanos, como o Gemini e o Appolo. A reação global em tais células é a oxidação do hidrogênio pelo oxigênio, resultando em vapor de água. A estrutura básica das células a combustível é semelhante: a célula unitária é constituída de dois eletrodos porosos, cuja composição depende do tipo de célula, separados por um eletrólito e conectados por meio de um circuito externo. H 2 2e e H 2 2H + ânodo eletrólito 2e cátodo O 2 O 2 H 2 Esquema de uma célula a combustível hidrogênio/oxigênio. Esquema fora de escala. Representação em cores- -fantasia. O gás hidrogênio é bombeado no ânodo da pilha, e o oxigênio, no cátodo. O H 2 (combustível) penetra através da estrutura porosa do ânodo, dissolve-se no eletrólito e reage formando H 1 e liberando elétrons. Esses elétrons chegam ao cátodo através do circuito externo e ali participam da reação de redução do oxigênio. Em meio ácido, as semirreações que ocorrem na célula são: Ânodo: H 2 (g) 2 H Cátodo: 1 2 O H H 2 O 301

11 16 Pilhas ou células eletroquímicas 11. Atividades Quais as principais limitações da pilha comum ou de Leclanché? 12. Observe as semirreações que ocorrem nos eletrodos das pilhas de zinco/dióxido de manganês (pilhas comuns), também denominadas pilhas de Leclanché, e responda as questões a seguir. I. Zn(s) 1 2 NH 4 Cº(aq) 1 2 OH 2 (aq) Zn(NH 3 ) 2 Cº 2 (s) 1 2 H 2 O(º) 1 2 II. 2 MnO 2 (s) 1 2 H 2 O(º) MnOOH(s) 1 2 OH 2 (aq) a) Determine as variações de Nox das espécies envolvidas no processo. b) Que semirreação se processa no cátodo? E no ânodo? c) Escreva a equação química global que representa essa pilha. 13. As pilhas alcalinas apresentam os mesmos eletrodos de uma pilha comum, diferindo com relação ao eletrólito utilizado na condução iônica: uma pasta contendo óxido de zinco e solução concentrada de hidróxido de potássio em água. As semirreações (processos que ocorrem nos eletrodos) são: I. Zn(s) 1 2 OH 2 (aq) ZnO(s) 1 2 H 2 O(º) 1 2 II. 2 MnO 2 (s) 1 2 H 2 O(º) 1 2 Mn 2 O 3 (s) 1 2 OH 2 (aq) a) Qual dessas semirreações se processa no cátodo? E no ânodo? b) Escreva a equação química global que representa essa pilha. 14. Quais são as principais vantagens das pilhas alcalinas com relação às pilhas comuns? 15. As baterias são agrupamentos de pilhas, em série ou em paralelo. Agrupamentos em série fornecem maiores pontenciais; agrupamentos em paralelo fornecem maiores correntes elétricas. Sabendo- -se que as pilhas alcalinas fornecem potenciais na faixa de 1,5 V, determine quantas pilhas são necessárias e como devem ser agrupadas para se obter uma bateria capaz de gerar um potencial de 9,0 V. 16. Explique por que algumas pilhas são recarregáveis e outras não. 17. Sabe-se que durante o processo de descarga de uma pilha de níquel-cádmio, o cádmio metálico é oxidado a hidróxido de cádmio no ânodo, e o hidróxido (óxido) de níquel (III) é reduzido a hidróxido de níquel (II) hidratado no cátodo. São dadas as semirreações de redução dessa pilha: Cd(OH) 2 (s) 1 x NiOOH 1 2 H 2 O 1 y Ni(OH) 2? H 2 O(s)1 OH 2 (aq) Cd(s) 1 2 OH 2 (aq) a) Determine os valores de x e y. b) Escreva a equação química que se processa no cátodo. c) Escreva a equação química global que representa o processo de descarga da pilha. 18. Uma das baterias secundárias mais conhecidas é a de chumbo/óxido de chumbo, utilizadas em veículos automotivos, cuja equação química do processo de descarga pode ser representada por: PbO 2 (s) 1 2 H 2 SO 4 (aq) 1 Pb(s) PbSO 4 (s) 1 2 H 2 O(º) a) Pede-se o Nox do chumbo nos diversos componentes desse sistema. b) Sabendo que a densidade da água é igual a 1,0 g/cm 3 e a de uma solução aquosa de ácido sulfúrico 40% (massa/massa) é igual a 1,30 g/ cm 3, explique por que é possível verificar o estado de carga de tal bateria por meio da análise da densidade do eletrólito. 19. As baterias de prata são bastante utilizadas em filmadoras e relógios de pulso. As semirreações que ocorrem nessas baterias são: Zn 21 (aq) 1 2 Ag 1 (aq) 1 Responda a todas as questões em seu caderno. Ag(s) Zn(s); E 5 20,76 V a) Sabendo que o potencial dessa pilha é de 1,56 V, determine E (Ag 1 Ag). b) Escreva a equação química que representa o processo de descarga dessa bateria. 20. Nos automóveis, as baterias mais utilizadas são as de chumbo/óxido de chumbo. Tais baterias envolvem em ambos os eletrodos o mesmo elemento químico: o chumbo. A seguir estão representadas as semirreações de redução dessa célula eletrolítica e seus respectivos potenciais padrão: I. PbSO 4 (s) Pb(s) 1 S O 4 (aq); E 5 0,356 V II. PbO 2 (s) 1 4 H 1 22 (aq) 1 S O 4 (aq) 1 2 PbSO 4 (s) 1 2 H 2 O(º); E 5 1,615 V a) Que semirreação deve se processar no cátodo e no ânodo? Justifique. b) Escreva a equação que representa essa pilha. c) Determine o potencial dessa pilha. 302

12 Atividade Experimental Pilha de limão Objetivo Construir uma pilha de limão. Material 2 limões faca pequena 2 parafusos galvanizados de aproximadamente 4 cm de comprimento ou placa de zinco 3 pedaços de fio de cobre com extremidades desencapadas (dois do mesmo tamanho e um deles menor do que os demais) 2 placas de cobre com um furo em cada uma delas ou fios rígidos e grossos de cobre (utilizados em instalações elétricas residenciais) relógio digital (ou multímetro, ou calculadora) Procedimentos 1. Pegue o pedaço menor de fio de cobre e use a parte desencapada dele para dar quatro voltas em um dos parafusos (A). 2. Em seguida, prenda uma das placas de cobre (C) na outra extremidade desse mesmo fio. 3. Repita o procedimento 1 para o outro parafuso (B), o qual, nesse caso, é conectado a um dos pedaços de fio de cobre de maior comprimento. 4. Conecte a outra extremidade desse segundo pedaço de fio de cobre a uma extremidade do relógio digital. 5. Depois, prenda o terceiro pedaço de fio de cobre à outra placa (D), conectando-a à outra extremidade do relógio digital. 6. Insira a parte pontiaguda do parafuso (B) em um dos limões. Importante: não encoste o fio de cobre no limão. 7. Fixe a outra placa de cobre (D) no outro limão. Observe o que ocorre. 8. Monte o sistema de modo que cada limão possua uma placa de cobre e um parafuso. 9. Observe o que ocorre. Resíduos: Jogar os limões no lixo ou em outro local apropriado, caso a escola utilize os restos de alimentos para obter adubo para hortas comunitárias. Limpar as placas de cobre e os parafusos com água e sabão. Analise e discuta 1. O que aconteceu com o relógio digital antes de ser conectado ao sistema? E depois? 2. Identifique a região do cátodo e do ânodo na pilha de limão. 3. Utilize uma tabela de potencial de redução para identificar as duas semiequações que acontecem na pilha. 4. Indique outro meio (em substituição ao limão) em que é possível utilizar esses mesmos eletrodos para a obtenção de um resultado semelhante. B C Esquema em cores-fantasia de uma pilha de limão. : A D 303

13 16 Pilhas ou células eletroquímicas Questões globais 21. As baterias de níquel/cádmio, utilizadas em muitos aparelhos eletrônicos sem fio, como telefones e rádios portáteis, geram corrente elétrica a partir da seguinte reação: NiO 2 (s) 1 Cd(s) 1 2 H 2 O(º) Ni(OH) 2 (s) 1 Cd(OH) 2 Analisando essa equação, pode-se afirmar que: a) trata-se de um processo de oxirredução. b) trata-se de um processo endotérmico. c) trata-se de um processo exotérmico. d) H Dados os potenciais padrão de redução: E (Cu 21 Cu) 5 0,34 V, E (H 2 H 1 ) 5 0,00 V; E (Zn 21 Zn) 5 20,76 V, explique: a) se uma solução 1,0 mol/l de H 1 pode ser armazenada em um recipiente de cobre metálico; b) se o metal Zn reage com solução 1,0 mol/l de H 1, formando cloreto de zinco e liberando gás H Explique o que deve ocorrer se adicionarmos a uma solução 1,0 mol? L 21 de cloreto de ferro (II): a) uma pequena quantidade de zinco em pó; b) raspas de cobre. Dados: E (Cu 21 Cu) 5 0,34 V; E (F1 Fe) 5 20,44 V; E (Zn 21 Zn) 5 20,76 V. 24. Observe a célula eletroquímica representada a seguir. 2 Ni Ni NO 2 3 K 1 NO e2 NO 2 3 Ag 1 Classifique as afirmações a seguir como verdadeiras (V) ou falsas (F). a) A barra de níquel é o cátodo (\\\\\). b) Os íons Ag 1 atuam como agente redutor (\\\\\). c) O níquel se oxida (\\\\\). d) A ponte salina permite a movimentação de elétrons (\\\\\). e) Os íons K 1 da ponte salina migram em direção à semicélula onde ocorre redução, e o N O 3 àquela onde ocorre oxidação (\\\\\). f) Os elétrons movem-se do cátodo para o ânodo (\\\\\) Os potenciais-padrão de redução do Cu Cu e Aº 31 Aº são, respectivamente, 0,34 V 1,66 V. Ag Atenção: não escreva no livro. Responda a todas as questões em seu caderno. Considere uma pilha construída com tais espécies e faça o que é pedido a seguir. a) Esboce o diagrama que representa essa pilha. b) Escreva as semirreações que se processam em cada eletrodo. c) Escreva a equação global da pilha. d) Determine o potencial dessa pilha. 26. Observe a célula eletroquímica representada a seguir. ponte salina H3O+(aq) (1M) 25ºC voltímetro 10,76 V H 2 (g) (1 atm) 2 V 1 eletrodo de Pt, quimicamente inerte a) Copie o esquema e represente nele: o cátodo e sua polaridade; o ânodo e sua polaridade; a direção do fluxo de elétrons; a direção do fluxo de íons na ponte salina. b) Escreva o diagrama dessa célula. Dados: E (H 2 H 1 ) 5 0,00 V; E (Zn 21 Zn) 5 20,76 V. 27. Faça o esquema de uma pilha contendo os pares Zn 21 (aq) Zn(s) e Cu 21 (aq) Cu(s), em condições padrão. No esquema indique: a) a espécie química utilizada na ponte salina e o sentido do movimento de seus íons; b) o cátodo e o ânodo; c) o movimento de elétrons. Dados: E (Cu 21 Cu) 5 0,34 V; E (Zn 21 Zn) 5 20,76 V. 28. Com relação à questão anterior, faça o que se pede. a) Esboce o diagrama que representa a pilha. b) Determine o potencial padrão dessa pilha. c) O que devemos observar caso a ponte salina seja removida e substituída por um fio de cobre. 29. É dada a reação: 2 AgNO 3 (aq) 1 Ni(s) 2 Ag(s) 1 Ni(NO 3 ) 2 (aq) a) Indique os agentes oxidante e redutor do processo. b) Esquematize um dispositivo que permita aproveitar a energia dessa reação para construir uma pilha. c) Qual é o cátodo e qual o ânodo da pilha? d) Que massa de prata é formada a cada 1,0 g de níquel que reage? 304

14 Ciência, tecnologia e sociedade Aplicações das células a combustível [...] Embora a célula a combustível como dispositivo de conversão de energia química em energia elétrica tenha sido inventada no século XIX, as aplicações práticas surgiram somente nos últimos quarenta anos. As células a combustível foram utilizadas com sucesso no programa espacial norte-americano nos projetos Gemini, Apollo e do ônibus espacial. Nos veículos espaciais, as células utilizam hidrogênio puro como combustível. [...] A partir de 1973, como consequência da crise do petróleo, surgiu um grande interesse no desenvolvimento de células a combustível para aplicações terrestres, e esse interesse tem crescido muito com o aumento da consciência em relação à proteção ambiental. Atualmente, as células a combustível estão começando a ser utilizadas em aplicações estacionárias, isto é, para consumo residencial, comercial ou industrial e para a propulsão de veículos. As células a combustível são aptas para aplicações estacionárias devido à elevada eficiência e à possibilidade de geração de energia em locais remotos, onde podem ser utilizados combustíveis renováveis gerados localmente, como, por exemplo, o etanol. [...] Os sistemas para propulsão de veículos devem ser diferentes dos usados em aplicações estacionárias porque devem ser compatíveis com as restrições de espaço no veículo e com a necessidade de tempos de resposta curtos. O desenvolvimento desses sistemas tem se acelerado muito nos últimos anos. Protótipos de automóveis que funcionam com células a combustível [...] têm sido demonstrados recentemente por várias empresas fabricantes na Europa, no Japão e nos Estados Unidos. As células a combustível [...] são consideradas as mais adequadas para aplicações em veículos porque apresentam alta densidade de potência, elevada eficiência na conversão de energia, são compactas Exposição no salão de tecnologia para o futuro durante a Conferência Mundial de Mudanças Climáticas na Polônia. O novo carro apresentado é acionado por uma célula a combustível com emissões zero de poluentes, alto desempenho e consumo de 34,5 km/l de combustível. e leves e operam a baixa temperatura. Entretanto, em termos de uma possível infraestrutura para a distribuição do combustível, os fabricantes de veículos consideram que os combustíveis líquidos são uma melhor opção para viabilizar a comercialização de automóveis elétricos a curto prazo. O combustível considerado por muitos fabricantes é o metanol, que poderia ser reformado a hidrogênio a bordo do próprio veículo ou utilizado diretamente. [...] As células a combustível têm vantagens em comparação com outros dispositivos de geração de energia porque são mais eficientes e porque os produtos gerados pelo funcionamento das células que operam com hidrogênio são água e calor, ou seja, são dispositivos essencialmente não contaminantes. Além disso, proporcionam flexibilidade e diversas opções para inúmeras aplicações estacionárias, para a propulsão de veículos e para aplicações portáteis. [...] Villulas, H. M.; Ticianelli, E. A.; González, E. R. Química Nova na Escola, n. 15, maio Disponível em: < Acesso em: 24 jul Analise e discuta Para resolver as questões a seguir, trabalhe em grupo de três ou quatro alunos. Além do texto sugerido, efetue uma busca em jornais, revistas e na internet sobre o desenvolvimento e as aplicações de células a combustível. Registre as informações pesquisadas no caderno e, durante as discussões das questões a seguir, apresente os dados registrados. 1. O que é uma célula a combustível? 2. Quais são as vantagens das células a combustível com relação aos combustíveis fósseis? Explique o fato de as células a combustível serem apresentadas como alternativa menos poluente do que os combustíveis fósseis. 3. O que impulsionou o desenvolvimento de veículos movidos a células a combustível? 4. A partir da leitura do texto e dos resultados de sua pesquisa, que obstáculos você acredita que devam ser vencidos para a comercialização em escala massiva de veículos que operam com o sistema de células a combustível? 5. Recentemente diversas empresas têm divulgado resultados de pesquisas sobre o uso de células a combustível, não só em veículos, como em sistemas estacionários e também em aparelhos eletrônicos, entre eles notebooks e celulares. Tais pesquisas refletem o processo de conscientização ecológica, uma vez que objetivam, entre outros cuidados, preservar o meio ambiente. Como você poderia atuar no sentido de despertar a consciência ecológica de sua comunidade (escola, amigos, família, etc)? Escolha uma ação e elabore um plano para executá-la. 305

15 Esquema do capítulo reações de oxirredução envolvem podem ser utilizadas como transferência de elétrons fonte de energia elétrica em células eletroquímicas responsável pela por meio da separação devido à diferença de potencial permite semirreação de oxidação semirreação de redução ocorre no ocorre no polo (2) polo (1) prever a ocorrência de reações de oxirredução determinar o potencial elétrico gerado por uma pilha compartimentos ligados por meio de fio metálico ponte salina permite permite movimento de elétrons movimento de íons 306

16 Vestibular e Enem 30. (UFRJ) Na busca por combustíveis mais limpos, o hidrogênio tem-se mostrado uma alternativa muito promissora, pois sua utilização não gera emissões poluentes. O esquema a seguir mostra a utilização do hidrogênio em uma pilha eletroquímica, fornecendo energia elétrica a um motor. H 2 H 2 motor H + O 2 eletrólito + catalisador Com base no esquema: a) identifique o eletrodo positivo da pilha. Justifique sua resposta; b) usando as semirreações, apresente a equação da pilha e calcule sua força eletromotriz. 31. (PUC-MG) A fem da pilha galvânica constituída por um eletrodo de cádmio e um eletrodo de ferro é 10,04V. A reação global dessa pilha é Cd 21 (aq) 1 Fe(s) Cd(s) 1 F1 (aq) Considerando-se que o potencial de redução do par redox F1 Fe é 20,44 V, é correto afirmar que o potencial de redução do par redox Cd 21 Cd é: a) 20,48 V. b) 20,40 V. c) 10,40 V. d) 10,48 V. 32. (UFG-GO) Células a combustível geram eletricidade usando reagentes que são fornecidos continuamente. Veículos movidos com essas células são soluções promissoras para a emissão-zero, ou seja, não são produzidos gases poluentes, uma vez que o único produto é a água. Considere duas células a combustível, sendo uma alcalina, empregando KOH(aq) como eletrólito, e uma de ácido fosfórico, empregando H 3 PO 4 (aq) como eletrólito. Com base nas semirreações a seguir, calcule o potencial padrão de cada célula. O 2 (g) 1 4 H 1 (aq) 1 4 O 2 (g) 1 2 H 2 O(º) 1 4 H 2 O eletrodo 1 eletrodo 2 O 2 (ar) H 2 O H 2 2 H+ + 2 e - O H e - 2 H 2 O E 0 red = +1,23 V 2 H 2 O(º) E 5 11,23 V 4 OH 2 (aq) E 5 10,40 V 2 H 1 (aq) 1 2 H 2 (g) E 5 0,00 V 2 H 2 O(º) 1 2 H 2 (g) 1 2 OH 2 (aq) E 5 20,83 V 33. (Puccamp-SP) No ano d000 foram comemorados os 200 anos de existência da pilha elétrica, invento de Alessandro Volta. Um dos dispositivos de Volta era Atenção: as questões de vestibular e Enem foram transcritas das provas originais e não foram alteradas. Responda a todas as questões em seu caderno, sem escrever no livro. formado por uma pilha de discos de prata e de zinco, sendo que cada par metálico era separado por um material poroso embebido com uma solução ácida. É daí que veio o nome pilha, utilizado até hoje. Volta construiu pilhas com diversos tipos de pares metálicos e de soluções aquosas. Para conseguir tensão elétrica maior do que a fornecida pela pilha de Volta, foram propostas as seguintes alterações: I. aumentar o número de pares metálicos (Ag e Zn) e de separadores embebidos com soluções ácidas; II. substituir os discos de zinco por discos de outro metal que se oxide mais facilmente; III. substituir os separadores embebidos com solução ácida por discos de uma liga Ag/Zn. Há aumento de tensão elétrica somente com o que é proposto em: a) I. b) II. c) III. d) I e II. e) II e III. 34. (PUC-RS) O bafômetro é um aparelho utilizado para medir a quantidade de álcool etílico na corrente sanguínea. A quantidade de álcool presente no ar expirado é proporcional à quantidade de álcool presente no sangue. Os bafômetros mais modernos funcionam com pilhas de combustível, e a corrente elétrica é proporcional à quantidade de álcool que reage. As reações estão representadas pelas equações: C 2 H 6 O 1 4 OH 2 C 2 H 4 O H 2 O 1 4 O H 2 O OH 2 Em relação às reações que ocorrem no bafômetro, é correto afirmar que: a) o oxigênio reage no ânodo. b) o álcool é o agente redutor. c) o álcool reage no polo positivo. d) a redução ocorre no polo negativo. e) o fluxo de elétrons é do cátodo para o ânodo. 35. (PUC-RJ) O trabalho produzido por uma pilha é proporcional à diferença de potencial (ddp) nela desenvolvida quando se une uma meia-pilha onde a reação eletrolítica de redução ocorre espontaneamente (cátodo) com outra meia-pilha onde a reação eletrolítica de oxidação ocorre espontaneamente (ânodo). Ag Ag 1 1 E 5 20,80 V Cu Cu E 5 20,34 V Cd Cd E 5 10,40 V Fe F1 1 2 E 5 10,44 V Zn Zn E 5 10,76 V Com base nas semirreações eletrolíticas acima, colocadas no sentido da oxidação, e seus respectivos potenciais, assinale a opção que indica os metais que produzirão maior valor de ddp quando combinados para formar uma pilha. 307

17 Vestibular e Enem a) Cobre como cátodo e prata como ânodo. b) Prata como cátodo e zinco como ânodo. c) Zinco como cátodo e cádmio como ânodo. d) Cádmio como cátodo e cobre como ânodo. e) Ferro como cátodo e zinco como ânodo. 36. (PUC-MG) Observe as semirreações a seguir. Cº 2 (g) Cº 2 (aq) E 5 11,36 V Fe 31 (aq) 1 F1 (aq) E 5 10,77 V O potencial padrão da reação 2 F1 (aq) 1 Cº 2 (g) 2 Fe 31 (aq) 1 2 Cº 2 (aq) será: a) 10,08 V. b) 20,08 V. c) 10,59 V. d) 20,59 V. 37. (UEL-PR) Hoje em dia, as pilhas têm mais aplicação do que se imagina. Os automóveis usam baterias chumbo-ácidas, os telefones celulares já usaram pelo menos três tipos de baterias as de níquel-cádmio, as de níquel-hidreto metálico e as de íon lítio, os ponteiros laser dos conferencistas usam pilhas feitas de óxido de mercúrio ou de prata. Recentemente foram desenvolvidas as pilhas baseadas em zinco e oxigênio do ar, usadas nos pequenos aparelhos de surdez e que são uma tentativa de produzir uma pilha que minimize as agressões ambientais. Para confeccionar essas pilhas, partículas de zinco metálico são misturadas a um eletrólito (solução de KOH) e reagem com o O 2 ; dessa forma, a energia química se transforma em energia elétrica. As reações da pilha com seus respectivos potenciais de redução são: Semirreações: Zn(s) 1 2 OH 2 (aq) Zn(OH) 2 (s) 1 2 E 5 11, 25 V O 2 (g) 1 2 H 2 O(º) 1 4 E 5 10, 40 V Reação global: 4 OH 2 (aq) 2 Zn(s) 1 O 2 (g) 1 2 H 2 O(º) 2 Zn(OH) 2 (s) Assinale a alternativa correta. a) Durante o funcionamento da pilha, haverá diminuição da quantidade de Zn(OH) 2. b) O agente oxidante nessa reação é o zinco. c) Os elétrons são gerados no eletrodo de oxigênio. d) No cátodo, ocorre a redução do Zn. e) A diferença de potencial da equação global é 11,65 V. 38. (UFMG) Na figura, está representado um circuito elétrico formado por uma bateria conectada a uma lâmpada: papel de filtro embebido em ZnSO 4 (aq) papel de filtro embebido em CuSO 4 (aq) placa de Zn placa de Cu A bateria é construída com placas de zinco e de cobre, entre as quais são dispostas soluções aquosas de sulfato de zinco e de sulfato de cobre, embebidas em papel de filtro. Considerando-se o funcionamento dessa bateria, é incorreto afirmar que, a) durante o funcionamento da bateria, energia química é convertida em energia elétrica. b) durante o funcionamento da bateria, íons são transformados em átomos neutros. c) se o circuito elétrico externo for fechado sobre a placa de zinco, a lâmpada não se acenderá. d) se o circuito elétrico externo for fechado sobre a placa de cobre, haverá passagem de íons Cu 21 pelo fio. 39. (Unifesp) A bateria primária de lítio-iodo surgiu em 1967, nos Estados Unidos, revolucionando a história do marca-passo cardíaco. Ela pesa menos qu0 g e apresenta longa duração, cerca de cinco a oito anos, evitando que o paciente tenha que se submeter a frequentes cirurgias para trocar o marca-passo. O esquema dessa bateria é representado na figura. Li Lil l 2 elétrons polímero Para essa pilha, são dadas as semirreações de redução: Li 1 1 Li E 5 23,05 V I I 2 E 5 10,54 V São feitas as seguintes afirmações sobre essa pilha: I. No ânodo ocorre a redução do íon Li 1. II. A ddp da pilha é 12,51 V. III. O cátodo é o polímero/iodo. IV. O agente oxidante é o I 2. São corretas as afirmações contidas apenas em: a) I, II e III. d) II e III. b) I, II e IV. e) III e IV. c) I e III. 308

18 Para explorar Livros Energia nossa de cada dia, de Valdir Montanari. São Paulo: Moderna, O livro chama atenção para o modo desenfreado como o ser humano vem gastando energia, sem se preocupar com seu possível esgotamento, além de abordar o conceito de energia. Pilhas e baterias: energia empacotada, de Jorge L. Narciso Jr. e Marcelo P. Jordão. São Paulo: Editora do Brasil, O livro analisa a importância, a variedade e o funcionamento das pilhas e baterias, além das consequências ambientais de sua utilização. Revistas Química Nova na Escola A revista é uma publicação da Sociedade Brasileira de Química (SBQ), contendo artigos destinados a professores e alunos do ensino médio. Todos os artigos da revista estão disponíveis, na íntegra, no portal da SBQ, no endereço < O volume 11, em especial, trata de aspectos históricos e contemporâneos das pilhas. Sites < Esse portal, mantido pela Sociedade Brasileira de Química (SBQ), fornece informações sobre cursos, eventos, publicações, com acesso às revistas Química Nova, Química Nova na Escola, Journal of Brazilian Chemical Society, entre outras. 309