O que esses dispositivos tem em comum? São dispositivos móveis O que faz os dispositivos móveis funcionarem?
Eletroquímica Relação entre reações químicas (oxirredução) e a energia elétrica Pilhas Eletrólise Reações de oxirredução Espontâneas geram energia elétrica Reações de oxirredução não espontâneas que ocorrem devido ao fornecimento de energia
reações de oxidaçãoredução (redox) Oxidação Transferência de elétrons Redução Perde elétrons Aumenta NOX Diminui NOX Ganha elétrons Provoca redução Provoca oxidação Agente redutor Agente oxidante
O que é uma pilha? É um dispositivo que transforma energia química em energia elétrica Mas será que todas as pilhas são iguais?
Pilha de Daniell Pilhas ou células galvânicas Fio metálico Ponte salina Zn Cu Zn 2+ SO 4 2 eletrodo Cu 2+ SO 4 2 eletrodo
oxidação Polo negativo ânodo Excesso Carga positiva Zn Ponte salina cátions ânions Cu SO 2 Zn 2+ 4 Cu 2+ SO 2 4 redução Polo positivo cátodo Excesso Carga negativa Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e + Cu 2+ (aq) + 2e Cu(s) Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s)
Como identificar quem é ânodo e cátodo? Potenciais de redução (E red ) Indicam a capacidade de redução E red E red Redução Oxidação
redução Polo positivo oxidação Polo negativo cátodo ânodo Ag + + e Ag E 0 = + 0,80V Sn 2+ + 2e Sn E 0 = 0,14V ânodo Sn Sn 2+ + 2ecátodo 2Ag + + 2e 2Ag Sn + 2Ag + Sn 2+ + 2Ag E = E maior E menor E = 0,8 (0,14) = 0,94 V
As pilhas podem ser recarregadas? Para que uma pilha possa ser recarregada, suas semirreações devem ser reversíveis, ou seja, precisam ocorrer em sentido oposto às que ocorrem na pilha em uso. Quando uma pilha deixa de funcionar? A cai progressivamente até E =0, o ponto no qual dizemos que a pilha acabou. Nesse ponto as concentrações de reagentes e produtos param de variar; eles estão em equilíbrio.
oxidação Polo negativo ânodo Excesso Carga positiva Zn Ponte salina cátions ânions Cu SO 2 Zn 2+ 4 Cu 2+ SO 2 4 redução Polo positivo cátodo Excesso Carga negativa E = E maior E menor Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e + Cu 2+ (aq) + 2e Cu(s) Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s)
Aplicando os potenciais de redução E red E red Redução Oxidação Poder oxidante Poder redutor
0 +2 +2 0 Mg s + CuSO 4 aq MgSO 4 aq + Cu(s) Oxidação Redução Essa reação ocorre espontaneamente? Mg +2 (aq) + 2e Mg(s) E o = 2,38 V Cu +2 (aq) + 2e Cu(s) E o =+0,34 V Ocorre o que os potenciais indicam Deve oxidar Deve reduzir Reação espontânea
0 +2 +1 0 2Ag s + ZnSO 4 aq Ag 2 SO 4 aq + Zn(s) Oxidação Redução Essa reação ocorre espontaneamente? Ag + (aq) + e Ag(s) E o = + 0,80 V Zn +2 (aq) + 2e Zn(s) E o =0,76 V Deve reduzir Deve oxidar Não ocorre o que os potenciais indicam Reação não espontânea
Pilha de Lechanché
NH 3 dificultando o fluxo de elétrons Zn(s) + 2H 3 O + (aq) Zn 2+ (aq) + H 2 (g) + 2H 2 O (l) Vazamento da pilha
Pilha seca alcalina
Por que as pilhas alcalinas duram mais? Elas duram cerca de cinco vezes mais que as pilhas ácidas. As pilhas alcalinas funcionam com uma pasta básica de NaOH, já as pilhas ácidas com uma solução ácida de NH 4 Cl. O Hidróxido de sódio (NaOH) possui uma maior condutividade elétrica. Por que não podemos descartar algumas pilhas e baterias no lixo doméstico? Algumas das baterias e pilhas comercializadas no país ainda podem conter em sua composição metais pesados altamente tóxicos, como mercúrio, cádmio ou chumbo, e representam, consequentemente, sérios riscos ao meio ambiente.
Bateria de Chumbo
Como funciona um carro elétrico? Motor elétrico baterias Combustível fóssil Célula de hidrogênio Carro híbrido
Células de hidrogênio H 2 2H + + 2e (ânodo) ½O 2 + 2H + + 2e H 2 O (cátodo) H 2 + ½O 2 H 2 O
Corrosão e proteção de metais Corrosão metálica é a deteriorização de metais através do processo eletroquímico que ocorre nas reações de oxiredução. Oxidação do ferro
Ar Agente desidratante Ar água Barra de ferro Não ocorre reação Ar óleo Barra de ferro Ocorre reação Barra de ferro Não ocorre reação
Para que o ferro sofra corrosão é necessário que ele esteja na presença de ar (O 2 ) e água (H 2 O) pois o ferro se oxida facilmente quando exposto ao ar úmido Corrosão provocada pela maresia
Entendendo a corrosão Oxidação do ferro (ânodo) Fe Fe +2 + 2e Redução do oxigênio (cátodo) O 2 + 2H 2 O + 4e 4 OH 2 Fe(s) 2 Fe 2+ + 4e O 2 + 2H 2 O + 4e 4 OH 2 Fe(s) + O 2 (g) + 2 H 2 O 2 Fe(OH) 2 4Fe(OH) 2 + O 2 + 2H 2 O 4Fe(OH) 3 (ferrugem) Fe 2 O 3.3H 2 O
Quem corrói mais facilmente? Portão de alumínio Ocorre a formação de uma camada protetora de óxido de alumínio. Portão de aço Al 3+ + 3e Al E 0 = 1,66 V Fe 2+ + 2e Fe E 0 = 0,44V
Proteção contra corrosão
Revestimento de ferro com estanho Um revestimento de estanho tem por objetivo proteger o ferro da lata. A camada de estanho impede o contato do ferro com as substâncias que podem gerar a corrosão do mesmo. Sn 2+ + 2e Sn E red = 0,14 V Fe 2+ + 2e Fe E red = 0,44 V
Proteção com eletrodo ou com metal de sacrifício Uma outra forma de proteger o ferro da corrosão é mantêlo em contato com um metal que seja mais propenso à corrosão que ele (metal com potencial de redução menor que o do ferro) Mg 2+ + 2e Mg E red = 2,37 V Fe 2+ + 2e Fe E red = 0,44 V