RECIFE. Colégio Salesiano Sagrado Coração. Aluna(o): Nº: Turma: 3º ano Recife, de de 2013 Disciplina: Química. Pilha (Espontâneo, ΔG < 0)

RECIFE Colégio Salesiano Sagrado Coração ] Aluna(o): Nº: Turma: 3º ano Recife, de de 2013 Disciplina: Química Professor: Eber Barbosa 01 Introdução Eletroquímica é o estudo das relações existentes entre os fenômenos elétricos e as reações químicas. Reação Química 02 Conceitos Fundamentais Pilha (Espontâneo, ΔG < 0) Eletrólise (Não espontâneo, ΔG > 0) Liberação de energia livre, que possibilita realização de trabalho útil. Corrente Elétrica Consumo de energia livre. Corrente Elétrica Movimento ordenado de cargas (elétrons, cátions, ânions). Esse deslocamento de cargas pode ser obtido, por exemplo, durante as reações químicas em que átomos cedem e recebem elétrons, conforme ilustrado abaixo... Na + C Na + C Perdeu elétron = Oxidação Ganhou elétron = Redução Oxidação É a perda de elétrons acompanhada de aumento de carga. Redução É o ganho de elétrons acompanhado de redução de carga. Reação de oxi-redução É aquela em que ocorre oxidação e redução, simultaneamente, ou seja, ocorre transferência de elétrons gerando um fluxo de elétrons Agente oxidant Reagente que provoca a oxidação de outra espécie. Oxidante é a espécie que sofre redução. Agente redutor Reagente que provoca a redução de outra espécie. Redutor é a espécie que sofre oxidação. Agente oxidante = Espécie reduzida Agente redutor = Espécie oxidada Exemplo: Cu +2 (aq) + Zn 0 (s) Cu 0 (s) + Zn +2 (aq) Cu +2 (aq) = é o agente oxidante. Redução do nox = redução Aumento do nox = oxidação Zn 0 (s) = é o agente redutor Observações: Um bom agente redutor apresenta forte tendência de se oxidar, ou seja, elevado potencial de oxidação. Um bom agente oxidante apresenta forte tendência de se reduzir, ou seja, elevado potencial de redução. 1

Potencial de redução (E red ) Valor numérico que expressa, relativamente, a tendência de ganhar elétrons apresentada por uma espécie química. Potencial de oxidação (E oxid ) Valor numérico que expressa, relativamente, a tendência de perder elétrons, apresentada por uma espécie química. Ânodo Região que emite elétrons. Cátodo Região que recebe elétrons. Importante: No ânodo ocorre oxidação. No cátodo ocorre redução. Eletrôdo É o conjunto formado por uma barra metálica* e uma solução de um de seus sais. O objetivo do sal é fornecer cátions do mesmo elemento químico da barra metálica. M +y (aq) A x (aq) Placa metálica do metal M Solução de um sal do metal M M x A y * Nem sempre o eletrodo é metálico, como ocorre no eletrodo padrão de hidrogênio que será posteriormente estudado. Exemplo: Eletrodo de prata = placa de prata metálica mergulhada em solução aquosa de cátions prata. Ag 0 (S) Ag + (aq) Pilha Também chamada de célula ou cela galvânica é o dispositivo espontâneo que produz corrente elétrica a partir de reações de oxi-redução. 03 Pólos Positivos e Negativos Em processos espontâneos Elétrons, que são cargas negativas, se afastam do pólo negativo. Dessa forma o pólo negativo é chamado de ânodo. Elétrons, que são cargas negativas, se aproximam do pólo positivo. Dessa forma o pólo positivo é chamado de cátodo. Em processos não espontâneos Demonstrações: Elétrons, que são cargas negativas, se aproximam do pólo negativo. Dessa forma o pólo negativo é chamado de cátodo. Elétrons, que são cargas negativas, se afastam do pólo positivo. Dessa forma o pólo positivo é chamado de ânodo. Processo espontâneo Pilha Processo não espontâneo Eletrólise Deslocamento espontâneo Elétron Elétron Deslocamento forçado Pólo positivo Pólo negativo Pólo positivo Pólo negativo Atuando como câtodo porque dele se aproximam os elétrons Atuando como ânodo porque dele se afastam os elétrons Atuando como ânodo porque dele estão se afastando os elétrons Atuando como câtodo porque dele se aproximam os elétrons 2

04 Interpretando as Reações de Oxi redução 4.A Redução de Cátions Metálicos Zn +2 (aq) + 2 Zn 0 (s)... podemos imaginar uma solução aquosa de cátions zinco recebendo elétrons através de um material condutor, produzindo zinco sólido... Esses cátions zinco ganham elétrons e são retirados da solução. Com o tempo essa solução torna-se menos concentrada em cátions zinco. O metal zinco se forma à medida que os cátions são retirados da solução Ocorre um acúmulo de massa de zinco sólido. Importante não esquecer: a 25 o C e 1atm O metal neutro é sólido. O cátion metálico é aquoso. Zn +2 (aq) Zn +2 (aq) Zn +2 (aq) Zn +2 (aq) Início Zn +2 (aq) Fim 4.B Oxidação de Metais Zn 0 (s) Zn +2 (aq) + 2 Zn 0 (s) Imagine agora uma placa de zinco sólida perdendo elétrons e se desmanchado, se desfazendo e caindo na solução na forma de cátions... (coitadinha da placa de zinco). Início Zn 0 (s) Cátions zinco estão se formando e mergulhando na solução, aumentando cada vez mais a concentração da solução aquosa de cátions zinco. Os cátions não são sólidos. Não esqueça: Zn +2 (aq) Fim Zn +2 (aq) + 2 Zn 0 (s) Zn 0 (s) Zn +2 (aq) + 2 4.C Oxi reduções Nas equações químicas: elétron escrito nos reagentes significa elétron absorvido Nas equações químicas: elétron escrito nos produtos significa elétron liberado Nas reações de oxi-redução a variação da carga está relacionada à quantidade elétrons transferidos. Cu +2 (aq) + Zn 0 (s) Cu 0 (s) + Zn +2 (aq) O metal zinco perdeu 2. 1 mol de metal zinco perdeu 2 mol de elétrons para 1 mol de cátions cobre O cátion cobre ganhou 2. 3

05 Tabela de Potenciais de Redução Expressa matematicamente a tendência relativa de ganhar elétrons das espécies químicas. A +3 (aq) + 3 A (s) E red = 1,66 volts Fe +2 (aq) + 2 Fe (s) E red = 0,44 volts Ag +1 (aq) + 1 Ag (s) E red = + 0,80 volts O cátion alumínio em comparação com os demais cátions... O cátion alumínio apresenta a menor tendência de ganhar elétrons (menor potencial de redução). Conseqüentemente apresenta um elevado potencial de oxidação, ou seja, possui forte tendência de ceder elétrons para as demais espécies desta tabela. A (s) A +3 (aq) + 3 E oxid = + 1,66 volts Se o cátion alumínio tem forte tendência de sofrer oxidação, deve ser um bom agente redutor. Com relação ao cátion prata comparado aos demais cátions da tabela acima... O cátion prata apresenta a maior tendência de ganhar elétrons (maior potencial de redução). Conseqüentemente apresenta um baixo potencial de oxidação, ou seja, não tende a ceder elétrons para as demais espécies desta tabela (deve ser um bom agente oxidante). Vamos nos certificar de que você entendeu. Para isso considere uma lâmina de alumínio adequadamente interligada a uma lâmina de ferro (considere as lâminas mergulhadas em soluções aquosas de seus sais). Menor E Red (Tende a perder ) Considerando que... A (s) Fe (s) A +3 (aq) + 3 A (s) E red = 1,66 volts Fe +2 (aq) + 2 Fe (s) E red = 0,44 volts A +3 (aq) A +3 (aq) A +3 (aq) A (s) A (s) A +3 (aq) A +3 (aq) A +3 (aq) Fe +2 (aq) Fe +2 (aq) Fe +2 (aq) Fe +2 (aq) Fe +2 (aq) Fe +2 (aq) Maior ERed (Tende a ganhar ) Os átomos metálicos Al (s) tendem a perder elétrons. Os átomos de Al (s) sofrem oxidação. Atuam como agente redutor. Ânodo do sistema espontâneo. Polo negativo do sistema espontâneo. Haverá uma corrosão ou perda de massa da placa de alumínio. Os cátions Fe +2 (aq) tendem a ganhar elétrons. Os cátions Fe +2 (aq) sofrem redução. Atuam como agente oxidante. Cátodo do sistema espontâneo. Polo positivo do sistema espontâneo. Haverá um acúmulo de massa sobre a placa de ferro. Comentários Adicionais: Reação anódica: A 0 (s) A +3 (aq) + 3 E oxi = + 1,66 volts (O metal Al (s) cede elétrons e sofre oxidação). Reação catódica: Fe +2 (aq) + 2 Fe 0 (s) E red = 0,44 volts (O ânion Fe +2 (aq) absorve elétron e sofre redução). Importante: Para se obter a equação global deve-se igualar o número de elétrons das duas reações parciais porque a quantidade de eletros cedidos é igual à quantidade de elétrons recebidos. + 2 A 0 (s) 2 A +3 (aq) + 6 E oxi = + 1,66 volts 3 Fe +2 (aq) + 6 3 Fe 0 (s) E red = 0,44 volts Perceba que os potenciais não foram multiplicados ao se multiplicar cada reação. Reação global: 2 A 0 (s) + 3 Fe +2 (aq) 2 A +3 (aq) + 3 Fe 0 (s) ΔE = + 1,22 volts Leitura dessa reação global: 2 mols de alumínio sólido cedem 6 mols de elétrons para 3 mols de cátions ferro... 4

Testes de Vestibulares 01 (UFPE 1 a fase/2001) As pilhas de níquel-cádmio, que viabilizaram o uso de telefones celulares e computadores portáteis, são baseadas na seguinte reação: Cd (s) + NiO 2(s) + H 2 O (l) Cd(OH) 2(s) + Ni(OH) 2(s). Considerando este processo, quantos mols de elétrons são produzidos por mol de cádmio consumido? a) 0,5 b) 1 c) 2 d) 3 e) 4 02 (UFPE Vitória e Caruaru/2007) A história das pilhas é antiga. Em 1600, Otto Von Guericke inventou a primeira máquina para produzir eletricidade. Os outros pesquisadores como Galvani, Volta e Daniell também se dedicaram ao desenvolvimento de células eletroquímicas. A célula de Daniell (ou pilha de Daniell) é um exemplo antigo de célula galvânica. Ela foi inventada pelo químico britânico John Daniell, em 1836. Esta célula pode ser descrita resumidamente pela figura a seguir: Elétrons Zinco Cobre Zn +2 (aq) Cu +2 (aq) Nesta célula o eletrodo de zinco é denominado ânodo ( Zn (s) Zn 2+ + 2 ), e o eletrodo de cobre é o cátodo ( 2 + Cu 2+ Cu (s) ). Neste sistema, o Zn (s) e o Cu 2+ sofrem, respectivamente, um processo de: a) oxidação e redução. c) redução e redução. e) redução e neutralização. b) redução e oxidação. d) oxidação e oxidação. 03 (UFRPE Garanhuns e Serra Talhada/2008.2) Objetos de prata escurecem, principalmente, devido à formação do sulfeto de prata, Ag 2 S. Eles podem ser limpos eletroquimicamente, sem perda da prata, mergulhando-os em um recipiente de alumínio contendo solução quente de bicarbonato de sódio. Nesse processo, a prata e o Ag 2 S atuam como o cátodo, e o alumínio como o ânodo de uma pilha. Assinale a semi-reação que ocorre no cátodo. a) Ag 2 S + 2 e 2 Ag (s) + S 2 (aq) d) Ag 2 S 2 Ag (s) + S (s) b) Ag 2 S + 2 e 2 Ag (s) + S (s) e) Ag 2 S 2 Ag (s) + S 2 (aq) c) Ag 2 S 2 Ag (s) + S 2 (aq) + 2 e 04 (UPE Quí. I/2010) Sabe-se que objetos de prata perdem o brilho pelo contato com o oxigênio e com compostos sulfurados presentes na atmosfera. O processo de escurecimento consiste na formação sobre a superfície do objeto de uma camada de sulfeto de prata que lentamente se deposita com o passar do tempo. Verificou-se que, imergindo o objeto de prata escurecido em um recipiente revestido com papel alumínio, contendo uma solução de cloreto de sódio, ele volta ao brilho original. É CORRETO afirmar que, no processo de limpeza da superfície metálica do objeto, ocorre a reação representada pela equação: Dados: { Ag 2 S (S) + 2 2 Ag o (S) + S 2 (aq) E 0 = 0,70V } { Al +3 (aq) + 3 Al 0 (S) E = 1,68V } a) Ag 2 S (S) + Al 0 (S) 2 Ag 1+ (aq) + Al +3 (aq) + S 2 (aq) b) Ag 2 S (S) + 2 Al 0 (S) Ag 1+ (aq) + S 2 (aq) + 2 Al +2 (aq) c) 3 Ag 2 S (S) + 2 Al 0 (S) 6 Ag 0 (S) + 2 Al +3 (aq) + 3 S 2 (aq) d) Ag 2 S (S) + Al 0 (S) 2 Ag 0 (aq) + Al +3 (aq) + S 0 (aq) e) 3 Ag 2 S (S) + 2 Al 3+ (aq) 6 Ag 0 (aq) + 2 Al 0 (aq) + 3 S 2 (aq) 5

05 (Enem 1 a prova/2009) Pilhas são dispositivos tão comuns em nossa sociedade que, sem percebermos, carregamos vários deles juntos ao nosso corpo; elas estão presentes em aparelhos MP3, relógios, rádios, celulares etc. As semireações descritas a seguir ilustram o que ocorre em uma pilha de óxido de prata. Podemos afirmar que esta pilha Zn (S) + 2 OH (aq) ZnO (S) + H 2 O (l) + 2 Ag 2 O (S) + H 2 O (l) + 2 2 Ag (S) + 2 OH (aq) a) é uma pilha ácida. b) apresenta óxido de prata como o ânodo. c) apresenta o óxido de zinco como o agente oxidante. d) tem como reação da célula a seguinte reação: Zn (S) + Ag 2 O (S) ZnO (S) + 2 Ag (S). e) apresenta fluxo de elétrons na pilha do eletrodo de Ag 2 O para o Zn. 06 (UFPE 1 a fase/94) A tabela abaixo apresenta os potenciais padrão de redução de alguns elementos. Li + + Li 3,05 V A +3 + 3 A 1,66 V Zn +2 + 2 Zn 0,77 V Fe +2 + 2 F 0,41 V Cu +2 + 2 Cu + 0,34 V Qual desses elementos é mais facilmente oxidado? a) Li b) A c) Zn d) Fe e) Cu 07 (UFPE 1 a fase/89) Mergulhando uma lâmina de zinco numa solução contendo cátions Cu ++, ocorre a seguinte reação: Cu ++ (aq) + Zn (s) Cu (s) + Zn ++ (aq) Assinale a alternativa correta: a) O cátion cobre é o redutor porque se reduz. d) O cátion cobre é o oxidante porque se reduz. b) O zinco é o redutor porque se reduz. e) O zinco é o oxidante porque se oxida. c) O zinco é o oxidante porque se reduz. 08 (UFPE 2 a fase/2000) Uma pilha é construída associando-se uma semicélula com um eletrodo de A em solução de A +3 e uma semicélula com eletrodo de Ag em solução de Ag +. Qual a massa perdida pelo eletrodo de alumínio quando 1,0 mol de Ag + reduz-se a prata metálica? (Dado: A = 27 g/mol) Resoluções de Testes Comentários Adicionais 6

06 Pilha de Danniel Pilha ou célula galvânica é a denominação dada ao dispositivo que aproveita a transferência de elétrons, em uma reação de oxi-redução, para propiciar, assim, o aparecimento de uma corrente elétrica através de um fio condutor. Pilha = Dispositivo que converte energia química em energia elétrica. A Pilha de Daniel é formada por um eletrodo de zinco e outro eletrodo de cobre... Dados os potenciais de redução dos cátions zinco e cobre... Irá ceder elétrons = será o ânodo. Zn +2 (aq) + 2 Zn (s) E red = 0,76 volts (Menor E red = ocorrerá o inverso da reação) Cu +2 (aq) + 2 Cu (s) E red = + 0,34 volts (Maior E red = tenderá a atrair, puxar ) 6.A Estado Inicial da Pilha Irá atrair elétrons = será o cátodo. Baixo potencial de redução Elevado potencial de oxidação e Zn (s) SO 4 2 (aq) SO 4 2 (aq) Zn +2 (aq) Zn +2 (aq) SO 4 2 (aq) No eletrodo de zinco: ZnSO 4 1,0 M O metal zinco perde elétrons... Ânodo da pilha Pólo negativo O metal zinco se oxida (agente redutor) Sofrerá corrosão ou perda de massa CuSO 4 1,0 M SO 4 2 (aq) Cu +2 (aq) Cu +2 (aq) No eletrodo de cobre: O cátion cobre ganha elétrons... Cátodo da pilha Pólo positivo O cátion cobre se reduz (agente oxidante) Sofrerá acúmulo de massa 6.B Estado Final da Pilha Zn (s) Cu (s) A solução aquosa torna-se mais concentrada em cátions Zn +2 (aq) A solução aquosa torna-se menos concentrada em cátions Cu +2 (aq) 6.C Notação da Pilha Zn 0 (s) / Zn +2 (aq) // Cu +2 (aq) / Cu 0 (s) Zn (s) + Cu +2 (aq) Zn +2 (aq) + Cu (s) Polo negativo, oxidação: ânodo Ponte Salina Cátodo: polo positivo, redução. 7

07 Ponte Salina Composição Tubo de vidro encurvado contendo uma substância gelatinosa (ou algodão) saturada com uma solução salina (Ex.: KNO 3 ). Objetivo Manter a neutralidade da pilha, permitindo o fluxo de cargas (íons) entre os eletrodos. A ponte salina evita o acúmulo de cargas nas soluções dos eletrodos. Fluxo de Cargas na Ponte Salina Cátions = Migram em direção ao cátodo Ânions = Migram em direção ao ânodo e Cátions (Zn +2 ) Ânions (SO 4 2 ) Ânodo Polo ( ) Zn 0 (s) Zn +2 (aq) SO 4 2 (aq) Cu 0 (s) Cátodo Polo (+) Zn +2 (aq) SO 4 2 (aq) Cu +2 (aq) Cátions Zn +2 são lançados na solução. Para evitar o acúmulo de cargas positivas, esses cátions migram pela ponte salina. Cátions Cu +2 são retirados da solução. Para evitar o excesso de cargas negativas (SO 4 2 ), esses ânions migram pela ponte salina. Importante: Observações: Concentração de cátions no ânodo = Aumenta com o tempo. Concentração de ânions no cátodo = Diminui com o tempo. Fluxo de elétrons = do ânodo para o cátodo Corrente elétrica = do cátodo para o ânodo O sentido convencional da corrente elétrica é o inverso do sentido real do fluxo de elétrons. Importante: A ponte salina também pode ser uma membrana semi-permeável. Perceba que, no circuito interno da pilha (ponte salina), a corrente elétrica não é um fluxo de elétrons. Dentro da pilha a corrente elétrica é o movimento de íons. Y - (Aq) X + (Aq) Ponte Salina: Membrana semi-permeável 8

08 Determinação da DDP 8.A Determinação da Equação da Pilha A equação da pilha é obtida da seguinte forma: 1 o ) Repete-se a equação da espécie com maior potencial de redução, determinando-se a reação catódica. 2 o ) Inverte-se o sentido da equação com menor potencial de redução, determinando-se a reação anódica. Neste caso o sinal do potencial de redução deve ser invertido, passando a ser agora um potencial de oxidação. 3 o ) Ajusta-se o número de elétrons das duas equações multiplicando-as por valores que igualem as quantidades de elétrons. Os potenciais padrão de redução e de oxidação não são multiplicados nem divididos. 4 o ) As equações são somadas, cancelando-se os elétrons cedidos e recebidos. A equação obtida corresponde à equação de descarregamento da pilha, pois quando a pilha funciona ela se descarrega. Importante: Ao somar as equações, anódica e catódica, o somatório dos potenciais das duas equações fornecerá a diferença de potencial (DDP) da pilha. Reação anódica Reação catódica Reação global No caso da Pilha de Daniel (Zn e Cu) Temos: Zn +2 (aq) + 2 Zn (s) E red = 0,76 volts Cu +2 (aq) + 2 Cu (s) E red = + 0,34 volts Zn (s) Zn +2 (aq) + 2 E oxi = + 0,76 volts Cu +2 (aq) + 2 Cu (s) E red = + 0,34 volts Zn (s) + Cu +2 (aq) Zn +2 (aq) + Cu (s) Menor potencial A equação será invertida Maior potencial A equação será mantida como está. E = + 1,10 volts DDP da pilha ou força eletromotriz Conhecendo-se as reações anódica e catódica com seus respectivos potenciais de oxidação e redução, a DDP da pilha pode ser determinada pela soma desses potencias. E = E oxidação + E redução Importante: Dada a equação da pilha: Reação inversa Zn (s) + Cu +2 (aq) Zn +2 (aq) + Cu (s) Funcionamento da pilha = descarregamento Carregamento da pilha Reação direta 8.B Determinação do Potencial da Pilha A DDP da pilha ( E ou força eletromotriz) pode ser determinada pela seguinte equação: No caso da pilha de Danniel, onde os potenciais de redução são 0,76 e + 0,34, a expressão do ΔE será... E = E maior E Menor ΔE = (+0,34) ( 0,76) ΔE = + 1,10 V E = E maior E Menor Para 1 pilha zinco/cobre. Cuidado: nessa expressão devem ser utilizados os dois potenciais de redução que foram dados originalmente para os dois materiais empregados na montagem da pilha. O cálculo pode ser realizado também com os dois potenciais de oxidação, caso esses sejam fornecidos. Para várias pilhas associadas em série os potenciais se somam 9

Testes de Vestibulares 01 (UFPE 2 a fase/2003) O desenvolvimento de novas baterias recarregáveis é importante para a miniaturização de equipamentos portáteis (celulares) e médicos (marca-passos). A escolha dos materiais ativos destas baterias envolve inúmeras variáveis, como, diferença de potencial gerada, toxicidade, custo etc. Considere o esquema de uma pilha apresentado abaixo e os dados de potenciais padrão de eletrodos (E 0 ), do quadro a seguir: Semi-reação Com relação a esta pilha, após o interruptor ser fechado, julgue as afirmativas abaixo se baseando nos dados de potencial padrão: I II 0 0 quando M = Zn (s), o alumínio se reduzirá 1 1 quando M = Ag (s), o voltímetro marcará o valor 0,86 V 2 2 quando M = Mg (s), ocorrerá um fluxo de elétrons do eletrodo de Mg para o de Al 3 3 quando M = Pb (s), o eletrodo de Pb será consumido 4 4 quando M = Cu (s), a seguinte semi-reação ocorrerá: Cu (s) Cu 2+ (aq) + 2 E 0 (V) Ag + (aq) + Ag (s) +0,80 Cu 2+ (aq) + 2 Cu (s) +0,34 2H + (aq) + 2 H 2(g) 0,00 Pb 2+ (aq) + 2 Pb (s) 0,13 Sn 2+ (aq) + 2 Sn (s) 0,14 Zn 2+ (aq) + 2 Zn (s) 0,76 Al 3+ (aq) + 3 Al (s) 1,66 Mg 2+ (aq) + 2 Mg (s) 2,36 02 (UFPE 1 a fase/2005) Podemos dizer que, na célula eletroquímica Mg (s) Mg 2+ (aq) Fe 2+ (aq) Fe (s) : a) o magnésio sofre redução. b) o ferro é o ânodo. c) os elétrons fluem, pelo circuito externo, do magnésio para o ferro. d) há dissolução do eletrodo de ferro. e) a concentração da solução de Mg 2+ diminui com o tempo. 03 (UFPE 2 a fase/99) Uma célula eletroquímica é constituída por uma meia célula, com uma placa de Cd em solução 1.0M de Cd +2 (aq) e outra meia célula, com uma placa de Ag em solução 1,0M de Ag + (aq). Os potenciais padrão de meia célula são dados abaixo, em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio: Cd +2 (aq) + 2 Cd (s) O = 0,4 V Ag + (aq) + Ag (s) O = + 0,8 V Qual a diferença de potencial, em volts, que se obtém pela associação em série de dez dessas células? 04 (UFPE 2 a fase/2002) A pilha secundária ou bateria de sódio-enxofre, utilizada no carro elétrico Ford Ecostar, é uma das mais intrigantes, pois os reagentes são líquidos e o eletrólito é sólido. As semi-reações e seus potenciais de redução padrão são, respectivamente, Na + + Na 2,7 V S 8 + 16 8 S 2 0,5 V Qual é o potencial, em Volts, gerado pela associação em série de cinco destas baterias (pilhas secundárias)? 10

05 (UFPE 2 a fase/2001) Neste ano comemoramos o bicentenário da invenção da pilha feita pelo italiano Alessandro Volta. Os princípios das pilhas, baterias e acumuladores continuam os mesmos, mas os avanços tecnológicos nesse campo foram significativos. Atualmente, as baterias recarregáveis de lítio estão-se tornando importantes, principalmente devido ao seu potencial econômico e às vantagens ambientais. Pode-se construir uma destas baterias, baseando-se nas semi-reações indicadas a seguir, juntamente com seus respectivos potenciais padrão de redução (E 0 ): Li + (aq) + Li(s) E 0 = 3,05 V, Cu 2+ (aq) + 2 Cu(s) E 0 = +0,35 V. Sobre esta bateria, pode-se afirmar que: I II 0 0 Nas condições padrão, esta bateria gera uma diferença de potencial de +3,40 V. 1 1 Durante o seu carregamento, íons cúpricos são formados. 2 2 A equação química balanceada que descreve esta bateria é: Cu 2+ (aq) + Li (s) Cu (s) + Li + (aq). 3 3 Durante o seu funcionamento, o eletrodo de lítio metálico é consumido. 4 4 Esta bateria produz um mol de elétrons por mol de lítio metálico. 06 (UFPE 2 a fase/91) Abaixo estão representadas, em notação simbólica, duas pilhas com seus respectivos potenciais padrão ( O ). A (s) / A +3 (aq) // Fe +3 (aq) / Fe +2 (aq) Fe +2 (aq) / Fe +3 (aq) // H 2 O 2( ) / H 2 O ( ) O = 3,00 V O = 1,00 V Qual a diferença de potencial, em volts, fornecido por 10 pilhas A (s) / A +3 (aq) // H 2 O 2( ) / H 2 O ( ) associadas em série? 07 (UFPE 1ª fase/2009) Soluções de dicromato de potássio (K 2 Cr 2 O 7 ), juntamente com ácido sulfúrico, têm sido tilizadas, na lavagem de vidrarias de laboratório, particularmente, por serem sistemas bastante oxidantes. O produto da reação de oxidação do íon dicromato em meio ácido é o íon Cr 3+. Sobre este sistema, podemos afirmar que: a) na equação balanceada, para a semi-reação de redução do íon dicromato em meio ácido, 3 elétrons são transferidos por cada mol de dicromato reduzido. b) o íon cromo (III) deve ser um agente redutor forte. c) em solução de ph 3, o poder oxidante do dicromato deve ser maior que em ph 1. d) o estado de oxidação do cromo, no dicromato de potássio, é +7. e) o potencial de redução padrão do íon dicromato deve ser maior que do íon H +. 08 (UNICAP Quí. I/98) Analisando a pilha abaixo, podemos afirmar que seguem. A B I II A + B + 0 0 A oxidação ocorre em B. 1 1 A tem maior potencial de oxidação do que B. 2 2 Os elétrons fluem do polo positivo para o polo negativo. 3 3 A é o ânodo da pilha. 4 4 A solução que contém o cátion A +, à medida que o tempo passa, vai se tornando mais concentrada. 09 (UFPE Vitória e Caruaru/2009.2) Uma Pilha Voltaica é um dispositivo que utiliza reações de óxido redução para converter energia química em energia elétrica. No caso de uma pilha voltaica que opera com base em duas meiasreações do tipo: Cd 2+ (aq) + 2 Cd (s) e Sn 2+ (aq) + 2 Sn (s), O potencial-padrão da pilha é: Dados:E 0 red(cd 2+ Cd) = 0,403 V; E 0 red(sn 2+ Sn) = 0,136 V a) 0,267 V b) +0,267 V c) 0,534 V d) 0,539 V e) +0,539 V 11

10 (UNICAP Quí. II/2001) Analisando a pilha abaixo, podemos afirmar que seguem. I II 0 0 Em geral, a redução catódica ocorrerá com o cátion de menor potencial padrão de redução. 1 1 Pilhas galvânicas (voltaicas) são sistemas onde há produção de corrente elétrica através de reações de oxiredução. 2 2 Em uma pilha M / M 2+ // B + / B, no ânodo, a concentração de M 2+ vai aumentando à medida que o tempo passa. 3 3 Em uma eletrólise, as massas de substâncias depositadas ou liberadas nos eletrôdos são inversamente proporcionais à quantidade de corrente elétrica que atravessa o sistema. 4 4 A semi-reação Cu 0 Cu + + apresenta potencial padrão igual a 0,52 volts. Assim, o potencial padrão párea a semi-reação 3 Cu 0 3 Cu + + 3 é 1,56 volts. 11 (FESP PE/89) Considere as semi reações abaixo: Potencial padrão de redução (Volts) Ag + + 1 Ag 0 + 0,80 F 2 + 2 2F + 2,87 Li + + 1 Li 0 3,05 Cr 3+ + 3 Cr 0 0,74 Br 2 + 2 2Br - + 1,09 Entre as espécies Ag 0, F -, Li 0, Br - e Cr 0 pode-se afirmar que o pior agente redutor é: a) F b) Ag c) Li d) Br - e) Cr 12 (Covest Asces/2009) As pilhas secas de óxido de mercúrio apresentam a grande vantagem de manter a voltagem constante durante a descarga e, por essa razão, são usadas em instrumentos sensíveis como aparelhos de surdez. As duas semi-reações dessa pilha são: HgO (s) + H 2 O (l) + 2 e Hg (l) + 2 OH (aq) Zn (s) + 2 OH (aq) ZnO (s) + H 2 O (l) + 2 e Se o potencial padrão da célula é 1,350 V, e o potencial padrão da reação catódica é 0,098 V, qual o potencial padrão da reação anódica? a) 1,448 V b) 1,374 V c) 1,252 V d) 0,489 V e) 0,157 V 13 (UPE EAD/2012) Um experimento utilizando limões foi realizado em uma sala de aula. Dois pedaços de metais diferentes - cobre e zinco - foram cravados em um limão e conectados com um fio. Repetiu-se esse procedimento em outros dois limões. Em seguida, os seis eletrodos foram conectados entre si, na seguinte série: cobre-zinco-cobrezinco-cobre-zinco. Depois, os eletrodos das extremidades foram conectados a uma pequena calculadora, fazendo-a funcionar por alguns minutos. Todas as conexões foram realizadas com um fio de cobre. Algumas considerações são feitas com base nesse experimento. Analise-as a seguir: I. Os constituintes químicos dessa bateria são idênticos aos das baterias automotivas. II. O relógio funcionaria por um tempo bem maior, caso os eletrodos fossem constituídos, apenas, de um tipo de elemento químico. III. O limão contém íons positivos e negativos, que migram para os eletrodos, possibilitando o transporte de carga elétrica no seu interior. IV. A corrente elétrica é gerada a partir dos potenciais elétricos dos metais dos eletrodos e flui pelo circuito quando se conectam os eletrodos à calculadora. V. O material de um dos eletrodos se oxida espontaneamente, liberando elétrons, enquanto o material do outro eletrodo se reduz, usando esses elétrons. Estão CORRETAS a) I, II e III. b) I, III e V. c) II, IV e V. d) II, III e IV. e) III, IV e V. 12

14 (UPE SSA 3º Ano/2011) Uma representação esquemática de um experimento eletroquímico é mostrada abaixo. Ele fornece condições suficientes para o acendimento de uma pequena lâmpada. Adaptado de http://www.diaadiaeducacao.pr.gov.br/diaadia/diadia/arquivos/file/ livro_e_diretrizes/livro/quimica/acesso em 18/06/2011. Considerando-se os dados fornecidos acima, para que seja produzida uma maior voltagem a fim de acender a lâmpada, as condições I, II, III, IV e V desse sistema podem ser completadas, de forma CORRETA e na mesma sequência, pela opção a) I Ânodo; II Cátodo; III Placa de zinco; IV Placa de cobre; V Solução de NaCl. b) I Ânodo; II Cátodo; III Placa de cobre; IV Placa de zinco; V Solução de NaCl. c) I Ânodo; II Cátodo; III Placa de zinco; IV Placa de cobre; V Solução de CuSO 4. d) I Cátodo; II Ânodo; III Placa de cobre; IV Placa de zinco; V Solução de CuSO 4. e) I Cátodo; II Ânodo; III Placa de zinco; IV Placa de cobre; V Solução de CuSO 4. Resoluções de Testes Comentários Adicionais 13

09 Análise da Espontaneidade das Reações de Oxi Redução Considere as seguintes reações: Ag 0 (s) + Li + (aq) Ag + (aq) + Li 0 (s) Ag + (aq) + Li 0 (s) Ag 0 (s) + Li + (aq) Qual dessas reações deve ocorrer espontaneamente e por quê? Para responder essa pergunta devemos observar os potenciais de redução dos cátions Ag + (aq) e Li + (aq). Ag + (aq) + 1 Ag 0 (s) + 0,80 V Li + (aq) + 1 Li 0 (s) 3,05 V 1ª resposta: Se o cátion Ag + (aq) apresenta o maior potencial de redução então será espontânea a reação que apresentar o Ag + (aq) nos reagentes sofrendo redução. Será espontânea a reação Ag + (aq) + Li (s) Ag (s) + Li + (aq). Será espontânea a reação que apresentar nos reagentes o cátion de maior potencial de redução. 2ª resposta: Será espontânea a reação que apresentar ΔE > 0 Para determinar o ΔE da 1ª reação devemos somar as seguintes reações... Ag 0 (s) Ag + (aq) + 1 0,80 V Li + (aq) + 1 Li 0 (s) 3,05 V Ag 0 (s) + Li + (aq) Ag + (aq) + Li 0 (s) ΔE = 3,85 V ΔE < 0... Reação não espontânea Porém para determinar o ΔE da 2ª reação... Ag + (aq) + 1 Ag 0 (s) + 0,80 V Li 0 (s) Li + (aq) + 1 + 3,05 V Ag + (aq) + Li 0 (s) Ag 0 (s) + Li + (aq) ΔE = + 3,85 V ΔE > 0... Reação espontânea 10 Implicações Termoquímicas Sistema Diferença de potencial Variação da energia livre Espontaneidade Pilha E > 0 G < 0 Espontâneo Eletrólise E < 0 G > 0 Não espontâneo Comentários Adicionais 14

Testes de Vestibulares 01 (UFPE 2 a fase/2005) Considerando os potenciais-padrão a 25 C Semi-reação Potenciais-padrão, E, V Ag + (aq) + e Ag (s) 0,80 Cu 2+ (aq) + 2e Cu (s) 0,34 2 H + (aq) + 2e H 2(g) 0 (por definição) Fe 2+ (aq) + 2e Fe (s) -0,44 Zn 2+ (aq) + 2e Zn (s) -0,76 e supondo todas as substâncias no estado-padrão: I II 0 0 o íon ferroso é um oxidante em presença de zinco metálico, mas não reage com cobre metálico. 1 1 na pilha Cu Cu 2+ Ag + Ag o eletrodo de cobre é o ânodo, e o eletrodo de prata é o cátodo. 2 2 o cobre metálico reage espontaneamente com uma solução de ácido clorídrico. 3 3 o zinco metálico é um agente redutor mais forte que o ferro metálico. 4 4 ao se mergulhar uma placa de ferro numa solução de nitrato de prata, poderá ocorrer a seguinte reação espontânea: Fe (s) + 2 Ag + (aq) Fe 2+ (aq) + 2 Ag (s) 02 (UFPE 2 a fase/2006) O ânio Pp pode participar de reações de óxido-redução produzindo tanto o Pp 2, quanto a espécie neutra Pp, ambos inócuos. Analisando a Tabela, avalie as afirmações abaixo. Ag + (aq) + Ag (s) E o = +0,80 V Pp (aq) + Pp 2 (aq) E o = +0,40 V Cu 2+ (aq) + 2 Cu (s) E o = +0,34 V Sn 2+ (aq) + 2 Sn (s) E o = 0,14 V Ni 2+ (aq) + 2 Ni (s) E o = 0,23 V Pp (aq) + Pp (aq) E o = 0,51V Zn 2+ (aq) + 2 Zn (s) E o = 0,76 V I II 0 0 O potencial-padrão para a reação de Pp com cobre metálico é negativo, E o = 0,06V. 1 1 A reação do Pp com o cobre será espontânea. 2 2 A presença de íons Ni 2+ no meio poderia tornar o Pp inócuo. 3 3 A equação Pp (aq) + Sn (s) Pp 2 (aq) + Sn 2+ (aq) está balanceada. 4 4 O íon Pp pode sofrer tanto oxidação quanto redução, dependendo das condições. Resposta: FVVFV 03 (UFPE 1 a fase/2006) O ácido ascórbico, mais conhecido por vitamina C, é uma substância que apresenta atividade redox. Sendo o potencial de redução do ácido ascórbico, em ph 7, igual a 0,06 V, podemos compará-lo com outras substâncias conhecidas, cujos potenciais de redução a ph 7 são também apresentados: O 2(g) + 4 + 4H + (aq) 2H 2 O (l) E = 0,816 V Fe 3+ (aq) + Fe 2+ (aq) E = 0,77 V 2H + (aq) + 2 H 2(g) E = 0,42 V Com base nessas informações, podemos afirmar que o ácido ascórbico deve ser capaz de: a) Reduzir o íon Fe 3+. b) Oxidar o íon Fe 2+. c) Oxidar o O 2. d) Reduzir a água. e) Oxidar o íon H +. 15

11 Eletrodo Padrão O eletrodo de hidrogênio foi escolhido como eletrodo padrão. Este eletrodo é constituído por uma solução 1,0 M de ácido, contendo uma lâmina de platina... Platina H 2(g) Eletrodo padrão de hidrogênio: E O = 0 H 2(g) 2 H + (aq) + 2 e - H + (aq) Condições padrão P H2 = 1 atm [ H + ] = 1,0 M T = 25 o C Para o eletrodo padrão de hidrogênio foi adotado potencial igual a zero. Quando um eletrodo apresentar potencial de redução maior que o potencial de redução do hidrogênio, esse potencial terá sinal positivo. No caso dos eletrodos com potenciais de redução menores que do hidrogênio, seus valores serão negativos. O POTENCIAL DE ELETRODO é, por definição, um POTENCIAL DE REDUÇÃO. Potencial de oxidação é o potencial de uma semi-reação escrita no sentido oposto. O sinal será oposto àquele de redução, mas a MAGNITUDE DELE SERÁ IDÊNTICA. 11.A A Influência das concentrações no potencial de eletrodo O efeito da concentração na voltagem pode ser calculado a partir da EQUAÇÃO DE NERNST. Segundo Nerst, sendo o potencial de eletrodo uma medida da força química propulsora de uma semi-reação, ele deve ser afetado pela concentração. Assim, apenas como exemplo, a tendência dos íons Cu +2 (aq) a serem reduzidos para Cu 0 (s) elementar é MUITO MAIOR em soluções concentradas que em soluções diluídas. Considerando que durante o funcionamento da pilha ocorrem variações nas concentrações de cátions nas soluções dos eletrodos, entendemos que a DDP da pilha não se mantém constante durante o seu funcionamento, tendendo a diminuir. 12 Equilíbrio Químico da Pilha O funcionamento de uma pilha é explicado através de reações reversíveis. Considerando que toda reação reversível, em sistema fechado, caminha para um estado de equilíbrio, podemos afirmar que, durante seu funcionamento, a pilha tende a um estado de equilíbrio químico. Um voltímetro mede, durante todo tempo de funcionamento da pilha, a diferença de potencial, ddp, entre os dois metais. Esta ddp é uma medida da tendência da reação na célula a ocorrer desde uma condição de NÃO- EQUILÍBRIO para um ESTADO DE EQUILÍBRIO À medida que a reação se processa, esta tendência, e também o potencial, diminuem continuamente e se aproximam de zero conforme se aproxima o estado de equilíbrio da reação global. Tomando a pilha de Danniel como exemplo, quando ΔE = 0 V, as concentrações de Cu +2 e Zn +2 terão valores que satisfazem a expressão da constante de equilíbrio: 2 K eq = [Zn ] 2 [ Cu ] Neste ponto, não mais ocorrerá fluxo líquido de elétrons. Quando a pilha atinge o estado de equilíbrio químico não há corrente elétrica. 16

04 (UFPE 2 a fase/95) Considere uma cela galvânica formada por semicelas padrão de cobre e de zinco, cujos potenciais de redução são os seguintes: É correto afirmar que: Testes de Vestibulares Cu +2 + 2 Cu O = + 0,34 V Zn +2 + 2 Zn O = 0,77 V I II 0 0 Os elétrons no circuito externo fluirão do eletrodo de cobre para o eletrodo de zinco. 1 1 O potencial padrão da cela é 0,42 V. 2 2 Quando o equilíbrio for atingido não haverá diferença de potencial entre os eletrodos. 3 3 Os íons zinco são reduzidos a zinco metálico. 4 4 O eletrodo de cobre é o cátodo. 05 (UFPE 2 a fase/94) A tabela abaixo apresenta os potenciais padrão de redução de alguns elementos. Com base nestes dados, podemos afirmar: Li + + Li 3,05 V A +3 + 3 A 1,66 V Zn +2 + 2 Zn 0,77 V Fe +2 + 2 F 0,41 V Cu +2 + 2 Cu + 0,34 V I II 0 0 A força eletromotriz de uma pilha Li / Li + (1,0 M) // Cu ++ (1,0 M) / Cu é 3,39 V. 1 1 Em uma pilha A / A +++ (1,0 M) // H + (1,0 M) / H 2 ocorre redução do A +++ a A. 2 2 A força eletromotriz fornecida pela pilha A / A +++ (1,0 M) // H + (1,0 M) / H 2 é maior que a fornecida pela pilha Li / Li + (1,0 M) // Cu ++ (1,0 M) / Cu. 3 3 Em uma pilha H 2 / H + (1,0 M) // Cu ++ (1,0 M) / Cu ocorre oxidação do H 2 a H +. 4 4 Li é o mais poderoso redutor entre os elementos relacionados na tabela acima. 06 (FESP UPE/97) I II 0 0 Uma pilha voltáica é um dispositivo que possibilita a obtenção de corrente elétrica, através de uma reação de dupla-troca, não espontânea. 1 1 A reação que ocorre na descarga de uma pilha é espontânea e é acompanhada de liberação de energia livre. 2 2 Na pilha de DANIELL, há o transporte de dois mols de elétrons dos átomos de cobre para os cátions de zinco. 3 3 O eletrodo padrão de hidrogênio é uma semipilha constituída por uma lâmina de platina mergulhada numa solução 1mol/L de hidróxido de sódio. 4 4 Na pilha de DANIELL, quanto maior for a concentração dos cátions zinco, maior será a voltagem da pilha. 07 (UFPE CTG/2011.2) Observando os potenciais padrão de redução apresentados abaixo, O 2(g) + 4H + (aq) + 4 2 H 2 O( l ) E 0 = 1,23 V 2 H + (aq) + 2 H 2(g) E 0 = 0 V Zn 2+ (aq) + 2 Zn (s) E 0 = 0,76 V 2 H 2 O (l) + 2 H 2(g) + 2 OH (aq) E 0 = 0,83 V Li + (aq) + Li (s) E 0 = 3,0 V podemos afirmar que: I II 0 0 o íon lítio é um agente oxidante mais forte que o íon hidrogênio. 1 1 o zinco metálico é um agente redutor mais forte que o lítio metálico. 2 2 a água é um agente redutor mais fraco que o hidrogênio molecular. 3 3 uma célula com um cátodo contendo íon hidrogênio e um ânodo de zinco deve apresentar um potencial padrão de célula maior que zero. 4 4 o lítio metálico deve reagir espontaneamente com água e produzir gás hidrogênio. 17

13 Aplicações no Cotidiano 13.A Metal de Sacrifício Metal que protege outros metais da oxidação (corrosão). O metal de sacrifício deve apresentar um potencial de oxidação maior que o potencial de oxidação do metal a ser protegido. Dessa forma o metal de sacrifício fornece elétrons ao metal protegido, impedindo-o de sofrer oxidação (corrosão). Exemplo: O magnésio pode proteger da oxidação uma tubulação de ferro exposta a umidade do ambiente... Mg 2+ (aq) + 2 Mg (s) E (red) = 2,36 Mg (s) Mg 2+ (aq) + 2 E (oxid) = +2,36 V Fe +2 (aq) + 2 Fe (s) E (red) = 0,41 V Fe (s) Fe 2+ (aq) + 2 E (oxid) = +0,41 V O magnésio tem potencial de oxidação maior que o ferro. Então o magnésio pode proteger o ferro, doando elétrons para o ferro. Mg (s) O Mg fornece elétrons sofrendo oxidação, ou seja, o magnésio se desgasta, sofre corrosão (por isso é chamado metal de sacrifício)... Mg (s) Mg +2 (aq) + 2 Com esse fornecimento de elétrons, o Mg abastece o Fe com elétrons, impedindo que a tubulação sofra oxidação. O Ferro recebe elétrons sofrendo redução... Fe +2 (aq) + 2 Fe (s) Fe (s) Com esse recebimento de elétrons, a tubulação de ferro está protegida da corrosão. 13.B Solução Aquosa em Recipiente Metálico Solução de uma espécie química com potencial de redução maior que o potencial do recipiente metálico: M M + (aq) M + (aq) Recipiente de metal M A solução corrói o recipiente metálico. A solução fica contaminada pelo metal que constitui o recipiente. Solução de uma espécie química com potencial de redução menor que o potencial do recipiente metálico: Solução com cátions de elevado potencial de redução X + (aq) X + (aq) X 0 (s) Com o passar do tempo os cátions da solução aquosa passam a revestir as paredes internas do recipiente metálico. 18

Testes de Vestibulares 08 (UPE Seriado 3º Ano 1º dia/ 2010) Duas barras de ferro, uma revestida com uma camada de zinco, e a outra, com uma camada de estanho, são riscadas e colocadas ao relento. Em relação à corrosão a que as barras de ferro estão sujeitas, é CORRETO afirmar que (Os potenciais padrão de redução do Zn, Sn e Fe são, respectivamente, 0,76V, - 0,14V 0,44V.) a) o zinco age sobre a barra de ferro riscada, impedindo que a corrosão, uma vez iniciada, continue. b) o zinco só age como inibidor de corrosão, se a barra de ferro não for riscada. c) o estanho é um redutor mais eficiente que o zinco, razão pela qual a barra de ferro riscada revestida com estanho não se oxida. d) é de se esperar que a corrosão, uma vez iniciada, continue, independentemente de o revestimento ser de zinco ou estanho. e) em ambiente marinho, na presença da água do mar, a corrosão da barra de ferro é inibida pela ação química dos cloretos. 09 (UPE Seriado 2º Ano/2010) Entre as afirmativas abaixo relacionadas ao estudo da eletroquímica, assinale a alternativa VERDADEIRA. a) O potencial padrão de redução da prata é +0,80V, e o do Zinco é 0,76V. Isso significa que o cátion prata em solução aquosa, na presença de uma chapa de zinco, será reduzido à prata metálica. b) O eletrodo padrão de hidrogênio consiste em uma placa de zinco mergulhada numa solução 1 mol/l de íons Zn 2+ a 25 o C. c) Na pilha de Daniell, sempre a reação de redução ocorre no ânodo, e a de oxidação, no cátodo. d) Os potenciais eletroquímicos independem da natureza dos reagentes e dos produtos da reação, dependendo, apenas, das quantidades de materiais consumidos. e) O processo de enferrujamento de uma peça metálica requer inicialmente que esta esteja seca, em ambiente não úmido e sem contato direto com o oxigênio do ar. 10 (UNICAP Quí. I/2002) Segundo os potenciais de redução abaixo Zn 2+ (aq) + 2 Zn 0 (s) E 0 = 0,76 V. Cu 2+ (aq) + 2 Cu 0 (s) E 0 = +0,34 V. I II 0 0 Uma solução de sulfato cúprico pode ser armazenada num tanque de zinco sem risco de reação química; 1 1 A pilha formada por zinco e cobre terá uma voltagem negativa; 2 2 Existindo uma tubulação de cobre, o zinco poderia ser utilizado como metal de sacrifício; 3 3 A reação Cu 0 (s) + Zn 2+ (aq) Zn 0 (s) + Cu 2+ (aq) tem um potencial negativo; isto implica que a reação jamais ocorrerá; 4 4 Na pilha Zn 0 (s) / Zn 2+ (aq) // Cu 2+ (aq) / Cu 0 (s), o zinco metálico irá se oxidar e será a espécie consumida no processo. Resoluções de Testes Comentários Adicionais 19

14 Pilhas e Baterias Comerciais As pilhas se tornaram tão importantes em nosso cotidiano que merecem um estudo especial. São elas as responsáveis pelo funcionamento de computadores portáteis, relógios, telefones, calculadoras, rádios, e até na medicina, em marca-passos cardíacos. 14.A Pilha de Leclanché A pilha seca ácida foi desenvolvida em 1866, pelo químico francês George Leclanché (1839-1882). Ela é a pilha mais comum hoje em dia, pois é a mais barata e a mais usada em lanternas, rádios, equipamentos portáteis e aparelhos elétricos como gravadores, flashes e brinquedos. Essa pilha na verdade não é seca, pois dentro dela há uma pasta aquosa, úmida, mas ela recebeu esse nome para diferenciá-la (porque era revolucionária, na época em que foi criada) das primeiras pilhas até então conhecidas, como a pilha de Daniell (imagem abaixo), que utilizavam recipientes com soluções aquosas. A pilha seca produz uma voltagem de apenas 1,5 V, mas pode ser melhorada com seu uso descontínuo, ou seja, alternar períodos de uso com repouso fora do produto. Cobertura de aço Lacre de cera Bastão de grafite Separação porosa Folha de zinco Envoltório externo (+) Cátodo ( ) Ândodo Camada isolante de areias NH 4 Cl ZnCl 2 MnO 2 A sua composição é dada segundo o esquema básico das partes principais da reação eletroquímica a seguir: Dentro da pilha temos o ânodo (polo negativo) e o cátodo (polo positivo), que são formados por: Ânodo: Oxidação que ocorre no zinco metálico que fica no envoltório da pilha Zn (s) Zn 2+ (aq) + 2 Cátodo: Redução do manganês de NOX +4 (MnO 2 ) para +3 (Mn 2 O 3 ) presente na pasta úmida* que fica na parte interna. d pilha. 2 MnO 2(aq) + 2 NH 4 1+ (aq) + 2 1 Mn 2 O 3(s) + 2 NH 3(g) + 1 H 2 O (l) *Essa mistura pastosa é constituída de cloreto de amônio (NH 4 Cl), óxido de manganês (MnO 2 ) e carbono pulverizado. O zinco transfere os seus elétrons para o manganês por meio da barra de grafita central, que em razão disso é considerada o polo positivo do circuito externo da condução dos elétrons. Assim, temos como reação global de funcionamento da pilha seca ácida: Zn (s) + 2 MnO 2(aq) + 2 NH 4 1+ (aq) Zn 2+ (aq) + 1 Mn 2 O 3(s) + 2 NH 3(g) Seu funcionamento cessa definitivamente quando todo o dióxido de manganês é convertido em trióxido de manganês. Essa reação é irreversível, por isso essas pilhas são não recarregáveis. 20

14.B Pilha seca alcalina O mais popular tipo de pilha é, sem dúvida, a alcalina. a pilha alcalina. As pilhas alcalinas recebem este nome por que são feitas a partir de bases, possuem d.d.p de 1,5 V e não são recarregáveis. A pilha alcalina é uma pilha seca de Zn e MnO 2, com solução eletrolítica é base forte (KOH). Sua voltagem também é de 1,5V, porém sua duração é cinco vezes maior que a pilha seca de Leclanché. Seu funcionamento é explicado pelas seguintes reações: Ânodo: Oxidação do zinco metálico a cátion zinco que é convertido em hidróxido de zinco e, em seguida, transformado em óxido de zinco... Zn (s) Zn 2+ (aq) + 2 Zn 2+ (aq) + 2 OH 1 (aq) Zn(OH) (s) ZnO(s) + H 2 O Cátodo: Redução do manganês de NOX +4 (MnO 2 ) para +3 (Mn 2 O 3 ). 2 MnO 2 + H 2 O + 2 Mn 2 O 3 + 2 OH 1 Reação global: Zn (S) + 2 MnO 2(s) ZnO (s) + Mn 2 O 3(s) 14.C Quais as diferenças entre pilhas ácidas e alcalinas? 1. Composição: A pilha alcalina é composta por uma mistura eletrolítica: pasta básica de NaOH (hidróxido de sódio - bom condutor eletrolítico) ou KOH. Já a pilha seca comum contém cloreto de amônio NH 4 Cl (sal de caráter ácido) e recebe a classificação de ácida. 2. Aplicação: A pilha seca é usada para produzir correntes pequenas em serviços contínuos, sendo por isso indicada para rádios portáteis, telefones, campainhas, lanternas, serviços de sinalização, etc. A pilha alcalina, por sua vez, é apropriada para equipamentos que requerem descargas de energia rápidas e fortes, como brinquedos, câmeras fotográficas digitais, MP3 players, etc. 3. Durabilidade: As pilhas alcalinas duram cerca de cinco vezes mais que as ácidas. O Hidróxido de sódio possui maior condutividade elétrica e consequentemente vai transportar energia mais rapidamente que o Cloreto de amônio. Esta reação rápida em pilhas básicas proporciona maior vida útil aos seus constituintes. Por Líria Alves Graduada em Química Equipe Brasil Escola http://www.brasilescola.com/quimica/pilhas-alcalinas.htm 21

14.D bateria de chumbo (bateria de automóvel) As baterias de chumbo utilizadas em automóveis são muito duráveis, com uma voltagem de 12 V, compostas de 6 pilhas ou células. Seu ânodo (polo negativo) corresponde às placas de chumbo; e o seu cátodo (polo positivo), às placas de chumbo com óxido e chumbo IV (PbO 2 ). Eletrodo positivo de placas múltiplas. Os eletrodos negativos e positivos, de elementos vizinhos, estão ligados entre si para aumentar a voltagem. Eletrodo negativo de placas múltiplas. Caixa da bateria Divisores dos elementos Separadores As baterias dos automóveis possuem normalmente essa força eletromotriz de 12 V, pois são compostas de 6 pilhas ou células de chumbo-ácido. E elas são também denominadas como baterias de chumbo, porque o seu ânodo (pólo negativo) são as placas de chumbo e o seu cátodo (pólo positivo) são as placas de chumbo com óxido e chumbo IV (PbO 2 ). Essas baterias possuem altas correntes, que permitem dar partida em motores graças aos elevados valores de densidade de potência que apresentam. Como se observa na figura abaixo, as placas de chumbo revestidas de PbO 2 (placas negativas) são ligadas ao conector positivo. Enquanto que as placas de chumbo (placas negativas) são ligadas ao conector negativo. Elas são separadas por algum papelão, plástico ou algum papel separador microporoso. Esse conjunto é colocado no compartimento da bateria e mergulhado em uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H 2 SO 4 ) com uma densidade de aproximadamente 1,28 g/cm 3. As semi-reações e a reação global que ocorrem nessa bateria são: Ânodo: Pb + HSO 4 1 + H 2 O PbSO 4 + H 3 O 1+ + 2 Cátodo: PbO 2 + HSO 4 1 + 3 H 3 O 1+ + 2 PbSO 4 + 5 H 2 O As placas de chumbo liberam elétrons O revestimento de óxido plúmbico recebe elétrons. Reação global: Pb + PbO 2 + 2 HSO 4 1 + 2 H 3 O 1+ 2 PbSO 4 + 4 H 2 O Como pode ser observado pela seta dupla acima, essas reações são reversíveis, o que significa que é possível recarregar novamente as baterias de chumbopor se fornecer energia ao sistema, ou seja, é possível passar uma corrente elétrica fornecida por um gerador de corrente contínua. Desse modo, o sentido dessas reações é invertido, ocorrendo a regeneração de grande parte do ácido sulfúrico e carregando, assim, a bateria. No automóvel, essa diferença de potencial que fornece energia e recarrega a bateria é feita pelo dínamo ou pelo alternador. A densidade do ácido sulfúrico ajuda a identificar se a bateria está descarregada. Visto que sua densidade é 1,28g/cm- ; se este valor estiver abaixo de 1,20 g/cm 3, significa que o ácido sulfúrico foi consumido e a bateria está descarregada. Por isso, essas baterias são muito duráveis. Por Jennifer Fogaça Graduada em Química Equipe Brasil Escola 22

14.D Células de Combustível Há vários tipos de pilhas de combustível, conforme o eletrólito e demais materiais de sua constituição, funcionando umas a baixa e outras a alta temperatura. Dentre os vários tipos, as Polymer Electrolyte Membrane Fuel Cells (PEMFC ou PEM) e as Solid-Oxide Fuel Cells (SOFC) As PEM são alimentadas com hidrogênio puro e funcionam a baixa temperatura (cerca 80 o C), sendo indicadas para uso em automóveis, como ocorre em veículos de uso pessoal, disponibilizados por Mercedes, Hyunday, Toyota, General Motors, híbridos da Audi e Ford e as scooter da Honda, quer de transporte público, como é o caso de alguns ônibus que circulam na cidade de Londres. Estas pilhas de combustível podem ainda ser usadas em sistemas de produção de eletricidade a nível doméstico ou em pequena escala. Outro exemplo é o uso em computadores portáteis e celulares, em que um tipo de PEM que usa metanol em vez de hidrogênio, substitui as baterias. As SOFC são mais flexíveis em termos de combustível, pois para além de hidrogênio são ainda compatíveis com metano ou monóxido e dióxido de carbono, funcionando a elevada temperatura (700 o C 1000 o C). Devido a esta flexibilidade, e à elevada eficiência, as SOFC são mais indicadas para produção de energia em fontes estacionárias. 14.E Pilhas recarregáveis As pilhas não-recarregáveis, que são aquelas que são utilizadas uma vez e depois são descartadas, são chamadas de pilhas primárias. Nessas pilhas os materiais de oxidação e de redução não permanecem no ânodo e no cátodo, por isso é impossível reverter o estado final. As pilhas recarregáveis são aquelas que depois de utilizadas pode ser recarregadas e utilizadas novamente, estas são chamadas de pilhas secundárias. Nessas pilhas os materiais de oxidação ficam no ânodo e os materiais de redução permanecem no cátodo, sendo possível inverter as reações Níquel cádmio ou NiCd (Nickel Cadmium) Também chamadas de Níquel Cádmio, esse é o tipo de pilha recarregável que surgiu primeiro. Normalmente as pilhas NiCd são mais baratas, porém têm menor tempo de vida útil, além de terem menor capacidade de carga. Problemas no cotidiano: As baterias de Níquel Cádmio podem sofrer de um problema chamado "efeito memória". Quando isso ocorre, a pilha deixa de ser recarregada totalmente por sua composição química dar sinal de que a carga está completa. Para entender melhor, imagine que uma pilha tem um efeito memória que atinge 10% de sua capacidade. Isso indica que sua carga será de 90%, pois a pilha indicará que os 10% restantes já estão carregados. O efeito memória acontece quando resíduos de carga na pilha induzem a formação de pequenos blocos de cádmio. A melhor maneira de evitar o problema é não fazer recargas quando a bateria está parcialmente descarregada. É melhor esperar até a pilha "ficar fraca" e você não conseguir mais utilizá-la em seu aparelho para então recarregá-la. As pilhas NiCd estão cada vez mais em desuso, pois além do efeito memória, de terem menor capacidade e menor tempo de vida útil, esse tipo de bateria é muito poluente, já que o cádmio é um elemento químico altamente tóxico e prejudicial ao meio ambiente. 23

Pilhas de níquel metalidreto ou NiMH (Níquel-Metal Hydride) Também denominadas de Níquel Metal Hidreto, as pilhas NiMH são o tipo mais usado atualmente, pois oferecem maior capacidade, maior tempo de vida, suportam mais recargas se comparado ao NiCd (dependendo do fabricante, isso pode não ser verdadeiro) e são menos poluentes, já que não utilizam materiais pesados, como o cádmio. Outra vantagem desse tipo é a não existência do efeito memória. Pilhas de lítio O ânodo é feito de metal lítio e o cátodo é de MnO 2 ou cloreto de sulfurila (SOCl 2 ). As pilhas de lítio apresentam uma alta voltagem: 3,4V. Ânodo: 4 Li (s) 4 Li + (aq) + 4 Cátodo: 2 SOCl 2 + 4 4 Cl + S + SO 2 Vantagens no cotidiano: Sendo o lítio o mais leve metal existente no universo, é possível construir grandes baterias de lítio com peso extremamente mais baixo que o peso das demais baterias, de mesmo tamanho, fabricadas com outros materiais. Os futuros automóveis elétricos serão movidos por bateria de lítio. 14.F Legislação +4 0 A Resolução nº 257 do CONAMA - Conselho Nacional do Meio Ambiente, que entrou em vigor em julho de 2000, determinou que os fabricantes, importadores, rede autorizada de assistência técnica e os comerciantes de pilhas e baterias ficam obrigados a coletar, transportar e armazenar o material. Os fabricantes e os importadores são os responsáveis pela reutilização, reciclagem, tratamento ou disposição final do produto. No Brasil, não é preocupação prioritária a disposição final de pilhas e baterias usadas. A grande maioria dos brasileiros não sabe que PILHAS E BATERIAS SÃO LIXO QUÍMICO, QUE PODEM CAUSAR DANOS SÉRIOS À SAÚDE e que devem ter uma destinação final diferenciada do lixo comum 15 Alessandro Volta Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio Volta nasceu em 18 de fevereiro de 1745, na pequena cidade de Como, próxima de Milão, na Itália. Estudou boa parte de sua vida no colégio dos jesuítas, mas, aos 16 anos, o abandonou para estudar por conta própria, apenas com a assistência de um cônego. Esse cônego e amigo de Volta foi Gattoni, que além de lhe ensinar os princípios básicos de Física, também lhe forneceu alguns aparelhos necessários para suas experimentações. Apesar de seu tio o incentivar a estudar Direito, ele estava decido a estudar Física. E, incrivelmente, Volta aprendeu sozinho Física, Matemática, Latim, Francês, Alemão e Inglês. Mesmo não possuindo um diploma ou não tendo defendido uma tese, Alessandro Volta conseguiu com a ajuda do governador da Lombardia austríaca, Carlo di Firmian, um emprego como professor. Com o tempo ele passou de professor substituto a professor regente. Além disso, também conseguiu a cátedra de professor de Física Experimental nas escolas de Como. Ele se tornou um inventor muito notável. Um dos seus primeiros inventos foi realizado em 1776, que foi o eudiômetro, um aparelho que por meio de uma centelha elétrica causava a reação entre dois compostos gasosos. Uma das maiores invenções de Alessandro Volta foi a pilha elétrica 24

Volta usou esse aparelho para confirmar as leis das proporções definidas de Proust e as dos gases, incluindo a lei da dilatação dos gases submetidos a aquecimento, que foi uma lei que ele próprio determinou, juntamente com Gay- Lussac. Naquele mesmo ano, Alessandro Volta isolou o gás metano, descoberta que aumentou ainda mais a sua fama, tanto que ele foi escolhido para lecionar na Universidade de Pávia, em 1779, da qual posteriormente se tornou o reitor. Ele também sugeriu a produção industrial de vacinas, difundiu o uso do amianto para a indústria, difundiu também a cultura controlada do bicho-da-seda e racionalizou o cultivo do lúpulo e da batata. Entretanto, a invenção que mais lhe trouxe créditos foi a pilha elétrica, em 1800. Ele causou uma enorme agitação no mundo científico quando empilhou discos alternados de zinco e cobre, separando-os por pedaços de tecidos embebidos em solução de ácido sulfúrico. Esse aparelho que produzia corrente elétrica, sempre que um fio condutor era ligado aos discos de zinco e de cobre das extremidades, passou a ser chamado de pilha de Volta. A partir daí, todos os aparelhos que produziam eletricidade por meio de processos químicos passaram a ser denominados pelos seguintes nomes: celas voltaicas (em homenagem a Volta), pilhas galvânicas (em homenagem a Luigi Galvani (1737-1827)) ou, simplesmente, pilhas. Por Jennifer Fogaça Graduada em Química Brasil Escola http://www.brasilescola.com/quimica/alessandro-volta.htm Testes de Vestibulares 01 (ENEM/2011) Um curioso estudante, empolgado com a aula de circuito elétrico que assistiu na escola, resolve desmontar sua lanterna. Utilizando-se da lâmpada e da pilha, retiradas do equipamento, e de um fio com as extremidades descascadas, faz as seguintes ligações com a intenção de acender a lâmpada: GONÇALVES FILHO, A.; BAROLLI, E. Instalação Elétrica: investigando e aprendendo. São Paulo: Scipione, 1997 (adaptado). Tendo por base os esquemas mostrados, em quais casos a lâmpada acendeu? a) (1), (3), (6) b) (3), (4), (5) c) (1), (3), (5) d) (1), (3), (7) e) (1), (2), (5) 02 (FESP UPE/2001) Dentre as afirmativas abaixo, assinale a verdadeira. a) Na pilha de Daniell, o zinco metálico age quimicamente como oxidante. b) A finalidade da ponte salina em uma pilha é permitir a passagem de elétrons de uma semipilha para outra. c) Uma solução de sulfato de níquel deve ser armazenada em recipiente de alumínio ( Al 3+ + 3e - Al, E 0 = -1,66V; Ni 2+ + 2 e - Ni, E 0 = -0,23V ). d) No processo de enferrujamento de uma peça de ferro, no ânodo ocorre a oxidação do ferro. e) Na pilha alcalina, o cloreto de amônio é substituído pelo hidróxido de amônio; em conseqüência, a durabilidade dessa pilha é muito maior que a da pilha comum, tendo em vista a estabilização da corrente elétrica produzida pelo hidróxido de amônio. 25