eletroquímica -...
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Eletroquímica
Prof. Dr. José Ginaldo Silva Júnior
Novembro/2011
Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia - ALAGOAS
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Na antiguidade (Tales de Mileto):
O termo “âmbar” (élektron, em grego) foi
aplicado a corpos que, quando esfregados com pele
de carneiro, atraíam pequenos fragmentos de palha e
de madeira.
Quando vidro era esfregado com seda
(ocorriam forças opostas às do âmbar).
Distinguiram-se 2 variedades de fluidos
elétricos: vítreo e resinoso
1 Introdução
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Em 1747 � Benjamim Franklin propôs a teoria de um
só fluido: corpos atritados entre si adquirem um
excesso ou uma deficiência de fluido elétrico,
dependendo de suas atrações relativas pelo mesmo.
Convenção:
Tipo vítreo: + (fluído em excesso)
Tipo resinoso: – (deficiência de fluído)3
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Luigi Aloisius Galvani 1737-1798
Em 1786 � Luigi Galvani
realizou uma experiência com
pernas de rã e descobriu a
condução da eletricidade.
Galvani denominou o fenômeno
de “eletricidade animal” e
acreditava ser característica
apenas de tecidos vivos.
“Eletricidade animal”
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Alessandro Volta (1745 – 1827)
Origem da eletricidade a partir dos metais
Volta descobriu que a
eletricidade poderia ter
origem inanimada.
Em 1800 construiu sua
famosa “pilha”.
Placas consecutivas de
Ag, Zn e tecido
umedecido em solução
salina.
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1813:
Michael Faraday realizou
uma série de pesquisas que
constituíram os fundamentos da
eletroquímica e do
eletromagnetismo.
Usou termos como:
eletrodo, eletrólito, eletrólise,
íon, ânion e cátion para
descrever esses processos.
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É a área da química que concerne a inter-
relação entre efeitos químicos e elétricos.
É o ramo da química que estuda a relação
entre a reação química e a energia elétrica.
É o estudo das relações entre a eletricidade e
as reações químicas (reações de oxirredução), ou
seja, como as substâncias reagem entre si
produzindo corrente elétrica e como, por meio do
uso de energia elétrica, as substâncias podem ser
transformadas.
Definição
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Estudar as modificações causadas pela
passagem de uma corrente elétrica em um
sistema e a produção de energia elétrica a partir
de reações químicas.
O estudo da eletroquímica fornece-nos uma
visão de assuntos diversos como a fabricação de
baterias, a espontaneidade de reações, a
corrosão de metais e a galvanização elétrica.
Objetivos
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DISPOSITIVOS � armazenamento e/ou
conversão de energia
Aplicações
CORROSÃO ELETRODEPOSIÇÃO
PROCESSOS INDUSTRIAIS
CINÉTICA SÍNTESES BIOQUÍMICA
ANÁLISES TERMODINÂMICA
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Essas aplicações requerem a
compreensão dos princípios fundamentais
das reações que ocorrem no eletrodo e
das propriedades elétricas da interface
eletrodo-solução.
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Reação eletroquímica � é um processoquímico heterogêneo que envolve transferência deelétrons através da interface de uma fase sólida oulíquida (ELETRODO) e uma fase adjacente(SOLUÇÃO).
Sistema eletroquímico � é formadobasicamente por SOLVENTE, ELETRÓLITO eELETRODOS. A combinação destes componentesinflui decisivamente no comportamento da reaçãoeletroquímica.
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2 Reações de oxirredução
São as reações que ocorrem com a
transferência de elétrons.
Os processos de oxidação e redução ocorrem
ao mesmo tempo, isto é, não há oxidação sem
redução e a quantidade de elétrons envolvidas nas
duas transformações é sempre a mesma.
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A substância que torna possível que uma outra
seja oxidada é chamada agente oxidante. O agente
oxidante remove elétrons de outra substância,
adquirindo-os para si mesmo; portanto, o agente
oxidante é reduzido.
Analogamente, um agente redutor ou um redutor é
uma substância que fornece elétrons, fazendo assim
com que outra substância seja reduzida. O agente
redutor é oxidado no processo. 14
Exemplos:
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O Zn adicionado ao HCl produz areação espontânea
Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g)
O número de oxidação do Znaumentou de 0 para 2+.
O número de oxidação do H reduziu de1+ para 0.
O Zn é oxidado a Zn2+ enquanto o H+ éreduzido a H2.
O H+ faz com que o Zn seja oxidado e éo agente de oxidação.
O Zn faz com que o H+ seja reduzido e éo agente de redução.
Observe que o agente de redução éoxidado e o agente de oxidação éreduzido. 16
2H2(g) + O2(g) ���� 2H2O(g)
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Oxidação
Quando um átomo, íon ou molécula se tornamais positivamente carregado (isto é, quando perdeelétrons), dizemos que ele foi oxidado. A perda deelétrons por uma substância é chamado oxidação. Otermo oxidação é usado porque as primeirasreações desse tipo a ser completamente estudadasforam as reações com oxigênio. Muitos metaisreagem diretamente com o O2 no ar para formaróxidos metálicos. Nessas reações, o metal perdeelétrons para o oxigênio, formando um compostoiônico de íon metálico e íon óxido.
3 Oxidação e Redução
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Redução
Quando um átomo, íon ou molécula se torna
mais negativamente carregado (ganha elétrons),
dizemos que ele é reduzido. O ganho de elétrons
por uma substância é chamado de redução.
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Quando um reagente perde elétrons,
outros tem de ganhá-los; a oxidação de uma
substância é sempre acompanhada pela
redução de outra, já que elétrons são
transferidos entre elas, as reações só ocorrem
aos pares.
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O conceito de números de oxidação (tambémchamado de estados de oxidação) foi desenvolvidovisando ser uma maneira simples de informaçãosobre os elétrons em reações.
O número de oxidação de um átomo em umasubstância é a carga real do átomo se ele for umíon monoatômico; de outra forma, é a cargahipotética assinalada ao átomo usando um conjuntode regras. A oxidação ocorre quando há aumentono número de oxidação; a redução, quando hádiminuição no número de oxidação.
4 Número de oxidação
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i. Para um átomo na sua forma elementar o número de oxidação ésempre zero.
ii. Para qualquer íon monoatômico o número de oxidação é igual acarga do íon.
iii. O número de oxidação do oxigênio normalmente é -2. Exceções nosperóxidos (H2O2): -1; superóxidos (Na2O4): -1/2; e fluoreto (OF2): +2
iv. O número de oxidação do hidrogênio é +1, quando ligado a não-metais, e -1 quando ligado a metais.
v. O numero de oxidação dos metais alcalinos é +1.vi. O número de oxidação dos metais alcalinos terrosos é +2.vii. Os halogênios têm número de oxidação -1 na maioria dos compostos
binários.viii. A soma dos números de oxidação de todos os átomos em um
composto neutro é zero.ix. A soma dos números de oxidação em um íon poliatômico é igual à
carga do íon.
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Exemplo 1: Determine o estado de oxidação doenxofre em cada um dos seguintes itens: a) H2S; b)S8; c) SCl2; d) Na2SO3; e) SO4
2-.
Exemplo 2: Qual é o estado de oxidação doselementos em destaque em cada um dos seguintesitens: a) P2O5; b) NaH; c) Cr2O7
2-; d) SnBr4; e) BaO2?
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Exemplo 3: A bateria de níquel-cádmio (nicad), uma“pilha seca” usada em dispositivo que funcionamcomo bateria, usa a seguinte reação redox paragerar eletricidade:
Identifique as substâncias oxidadas e reduzidas e,também, o agente oxidante e o agente redutor.
Exemplo 4: Identifique os agentes oxidante eredutor na seguinte equação de oxirredução:
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5 Balanceamento de equação de oxirredução
Quando balanceamos uma equaçãoquímica, devemos obedecer à lei daconservação da massa: a quantidade decada elemento deve ser a mesma em ambosos lados da equação.
À medida que balanceamos as reaçõesde oxirredução, existe um exigênciaadicional: os elétrons recebidos e doadosdevem estar balanceados.
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5.2 Semi-reações
Equação Geral
Semi-reações
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5.2 Balanceamento método semi-reação
� Divida a equação em duas semi-reaçõesincompletas: oxidação, redução.
� Faça o balanceamento de cada semi-reação:� Balancear outros elementos (H e O).� Balancear átomos de O adicionandoH2O.� Balancear átomos de H adicionando H+.� Balanceamento de carga adicionando e-ao lado com a maior carga positiva total.
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� Multiplique cada semi-reação por umnúmero.
� Some as duas semi-reações.
� Confira a equação tendo certeza de queexiste o mesmo número de átomos de cadatipo e a mesma carga total em ambos oslados.
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6 Células voltaicas
A energia liberada em uma reaçãoredox espontânea pode ser usada pararealizar trabalho elétrico.
Uma célula voltaica (ou galvânica)é um dispositivo no qual a transferênciade elétrons ocorre pelo caminho externoem vez de diretamente entre osreagentes.
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(a) Placa de Zinco (Zn) em Sulfato de Cobre (CuSO4).
Se uma fita de Zn écolocada em uma soluçãode CuSO4, o Cu édepositado no Zn e o Zndissolve-se formando Zn2+.
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À medida que ocorre aoxidação, o Zn é convertido emZn2+ e 2e-. Os elétrons fluemno sentido do anodo onde elessão usados na reação deredução.
Espera-se que o eletrodo de Znperca massa e que o eletrodode Cu ganhe massa.
(b) Depósito de cobre.
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John Frederic Daniel (1790 - 1845)
Pilha de Daniel
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7 Representação da pilha
A pilha é representada por símbolos oufórmulas das espécies químicas que reageme que são formadas. Representação pilha deDaniel.
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8 FEM de pilhas
Os processos químicos que constituemqualquer célula voltaica são espontâneos.
Os elétrons fluem do anodo de umacélula voltaica para o catodo devido àdiferença na energia potencial.
A energia potencial dos elétrons é maisalta no anodo que no catodo, e eles fluemespontaneamente por um circuito externo doanodo para o catodo.
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A água flui espontaneamente numaqueda d´água devido a diferença deenergia potencial.
Igualmente, os elétrons fluem doanodo de uma célula voltaica para ocatodo devido à diferença na energiapotencial.
O fluxo de elétrons do anodo para ocatodo é espontâneo.
Os elétrons fluem do anodo para ocatodo porque o catodo tem umaenergia potencial elétrica mais baixado que o anodo.
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A diferença de potencial entre doiseletrodos em uma célula voltaica fornece aforça diretora que empurra os elétrons porum circuito externo.
Essa diferença de potencial de força
eletromotriz (provoca o movimento doelétron) ou fem.
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A fem de uma pilha (Ecel) é tambémchamada potencial da célula.
Para qualquer reação de célulaespontânea (célula voltaica) o potencial dacélula será positivo.
A fem de uma célula voltaica emparticular depende das reações especificasque ocorrem no catodo e no anodo, dasconcentrações dos reagentes e produtos e datemperatura.
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As células funcionam sob condiçõespadrão:
� Concentração de 1,0 mol.L-1 para osreagentes e produtos na solução� Pressão de 1 atm para os que são gases.
Nas condições padrão a fem échamada fem-padrão ou potencial padrão dacélula, sendo representado por Eo
cel.
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9 Potenciais-padrão de redução
O potencial da célula voltaica dependedas semi-células(catodo e do anodo).
Atribuiremos um potencial padrão paracada semi-célula individual e usaremos essespotenciais para determinar Eocel.
O potencial da célula é a diferença entredois potenciais de eletrodo, um associado aocatodo e o outro ao anodo.
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A semi-reação de referência é aredução de H+(aq) a H2(g) sob condiçõespadrão, ao qual é atribuído um potencialpadrão de redução de exatamente 0 V.
Um eletrodo desenvolvido para produziressa semi-reação é chamado eletrodo-padrão de hidrogênio (EPH).
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• Fio de platina conectado aum pedaço de lamina deplatina coberto com platinafinamente dividida.• Gás hidrogênio sobcondições padrão (1 atm)• Solução contendo H+(aq)de 1,0 mol.L-1.
O EPH
Os potenciais padrão de redução, E°red sãomedidos em relação ao eletrodo padrão dehidrogênio (EPH).
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Uma célula voltaica usando EPH e umeletrodo padrão de Zn2+/Zn
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Potenciais padrão de redução em água a 25 oC.
Potenciais de redução na Tabela Periódica
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Em qualquer célula voltaica, a semi-reação docatodo é a mais alta na escala, e a diferença entre os doispotenciais padrão de redução é o potencial da célula.
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Potenciais padrão de redução relacionados àshabilidades das substâncias em funcionar como agentesoxidantes ou redutores.
Podemos usar a equação de Nernst para produzir umacélula que tem uma fem baseada apenas na diferençade concentração.
Um compartimento consistirá de uma soluçãoconcentrada, enquanto o outro tem uma soluçãodiluída.Exemplo: Ni2+(aq) 1,00 mol/L e Ni2+(aq) 1,00 ×10-3
mol/L.
A célula tende a igualar as concentrações do Ni2+(aq) emcada compartimento.
A solução concentrada tem que reduzir a quantidade deNi2+(aq) (para Ni(s)), logo, deve ser o catodo.
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10 Efeito da concentração na fem da pilha
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Gerações sucessivas vêm buscando odesenvolvimento de fontes portáteis e eficientes deenergia eletrica para diversos usos:
Tração
Veículos de exploraçãoDispositivos de navegação
Suprimento de energia em áreas remotas
Alimentação de utilitários domésticos
Rádios transistorizados
Sistemas elétricos portáteis Iluminação
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11 Pilhas e Baterias
� Motor de combustão interna
� Turbina a gás
� Dispositivos de alimentação solar
� As baterias e células a combustível
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Tipos de fontes de energia
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� Pilha são os aparelhos que transformam emcorrente elétrica a energia produzida por umareação química.� Pilha é uma célula constituida por duassemicélulas, uma é o ânodo e a outra é ocátodo.
� Bateria é a reunião de pilhas ouacumuladores elétricos.� Bateria é uma conjunto de células ligadasem série, intercalando-se pares ánodo–cátodo. 55
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� Alta eficiência termodinâmica
� Tempos de resposta curto
� Pequena emissão de poluentes
� Simplicidade mecânica de construção
� Boa relação potência/peso
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Vantagens
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“Sob condições apropriadas, a energia
livre química associada a uma determinada
reação pode ser convertida em energia
elétrica, freqüentemente com uma eficiencia
extremamente alta”
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Princípio fundamental das baterias
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Bateria primária � já vem carrregadas, não podem
ser recarregadas e são descartadas quando se
esgotam. os eletrodos são consumidos durante o
processo de descarga
� tempo de vida limitado
� não podem ser recarregadas
Exemplo: baterias comerciais para uso geral
� ânodo de Zn
� cátodo de MnO2
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Tipos de Baterias
Foram aperfeiçoadas na II Guerra Mundial.Sob esta denominação são classificados todos
os sistemas eletroquímicos que fornecem trabalhoelétrico útil a partir de reagentes contidos no seuinterior. Uma vez esgotados estes reagentes, osistema é descartado.No Brasil, as baterias primáriassão conhecidas como pilhas.
Dividem-se em:a)Tradicional “célula de leclanché” ou zinco-carbono
– eletrólito de cloreto de zinco.b)Pilhas alcalinas – eletrólito alcalino (KOH)c)Célula de zinco-cloreto – eletrólito é um meio
amoniacal contendo KOH.62
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Bateria secundária (acumulador) � precisam
ser carregadas antes de serem usados pela
primeira vez; como são recarregáveis, podem
ser reutilizadas. pode ser recarregada pela
ocorrência da reação eletroquímica no sentido
inverso.
Exemplo: bateria de chumbo-ácido usada em
veículos
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Pilha tradicional – zinco carbono
Inventada em 1860George Leclanché (1839 – 1882)Ânodo: Zn(s) Zn2+(aq) + 2eCátodo: 2 MnO2(s) + 2 NH4+(aq) + 2e Mn2O3(s) + 2NH3(aq) + H2O(l)Reação global: Zn(s) + 2 MnO2(s) + 2NH3+(aq) Zn2+(aq) + MN2O3(s) +2 NH3(aq) + H2O(l)
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Pilhas alcalinas
É um aperfeiçoamento da pilha de leclanché.O eletrólito é alcalino – KOHOs processos nos eletrodos são irreversíveis
Cátodo: 3 MnO2 + 2H2O + 4e Mn3O4 + 4OH-Ânodo: Zn + 2 OH- ZnO + ZnO + H2O + 2eReação global: 3 MnO2 + 2 Zn Mn3O4 + 2 ZnO
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As reações podem ser reversíveisNúmero de ciclos descarga/carga entre
1000-1500No Brasil, a denominação comum para
esse tipo de sistema é bateria.
As mais comuns são:
a)Baterias de níquel
b)Baterias tradicionais de chumbo/ácido
c)Baterias de zinco/mangânes66
Baterias Secundárias
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Baterias de Níquel
Essas pilhas secundáriassão muito utilizadas emeletrodomésticos.
Apresentam alta toxidez.Nesses sistemas Ni é
empregado para montagem deum dos eletrodos.
O eletrolito é alcalino – KOHHá dois tipos principais: Ni-
Cd e Ni-MH.67
Eletrodo de Ni
Usado em ambas as baterias. É o eletrodo positivo –cátodo
O Ni é tem a forma de esponja ou de lâmina sinterizada– local onde o hidroxido de níquel se deposita. A reação é aseguinte:Eletrodo de níquel: NiOOH + H2O + e Ni(OH)2 + OH-
Eletrodo de Cádmio
É o eletrodo negativo. Há dois tipos principais: osempastados e os de cádmio sinterizado.
Eletrodo de cádmio: Cd + 2 OH- Cd(OH)2 +2eEletrodo de Hidreto metálico (MH)
É o eletrodo negativo. Utilizam-se ligas metálicas queformam hidretos com hidrogênio e libera reversivelmente naforma de gás.
Eletrodo de MH: Liga(H) + OH- Liga + H2O +e 68
Bateria de chumbo ácido
1859 – Raymond Gaston Plante (1834-1889)•Veículos elétricos•Fonte auxiliar nos veículos movidos por motoresa combustão•Em diversos tipos de No-breaks•Videos filmadoras portáteis metálico – Pb.
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Eletrodo de dióxido de chumbo
É o eletrodo positivo.Plante – mais empregado para fins indústriais; formado atravésda ciclagem eletroquímica de uma placa de chumbo metálicaem solução de ácido sulfurico.Faure – construídos de pasta de dióxido de chumbo sobre umagrade de chumbo metálico ( mais outro metal –Sb, Ca, Sr).Tubular- empacotado me dióxido de chumbo embebido emácido súlfurico no interior de um tubo poroso formado pormaterial fibroso inerte.
Reação: PbO2 + 4H+ + SO42- +2e � PbSO4 + H2O
Eletrodo de chumbo
É o eletrodo negativoÉ fabricado pelos métodos de Plante e Faure
Reação: Pb + SO42- � PbSO4 + 2e 70
Células a combustível
São conversores de energia química emenergia elétrica.
A reação na célula é uma verdadeirareação de combustão – um combustivel éoxidado (normalmente H2) e o oxigênio éreduzido.
Combustiveis diferentes é necessária umareforma (gás natural, metanol, etanol, biogásAs células mais avançadas são as de ácidofosfórico, KOH, Nafion, carbonatos fundidos eóxidos sólidos. 71
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Presente
Futuro
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O uso de polímeros condutores em eletrodos para baterias
consiste nos processos redox � dopagem / desdopagem
Polímeros condutores podem ser repetidamente ciclados
ELETRODOS REVERSÍVEIS
BATERIAS RECARREGÁVEIS
À princípio, estes polímeros podem ser usados como
���� ânodos (explorando seus processos de redução ou
dopagem tipo -n)
Baterias limpas
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� Difusão e migração dos íons solvatados
� Dessolvatação e inserção de íons dos íons
Li+ na vacância estrutural
� Movimento dos íons Li+ no interior da rede
hospedeira
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Princípio de funcionamento – baterias polímero / Li
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As baterias Li-PPi não são competitivas com as
baterias Ni-Cd já estabelecidas no mercado
Desvantagens � baixa densidade de energia
� alta velocidade de descarga
Vantagens � flexibilidade na geometria e design
� baixo custo
� estabilidade ao ambiente76
Faturamento da indústria
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São compostas por metais pesados, tais como Hg,
Pb, Cu, Ni, Zn, Cd e Li. Esses metais são
perigosos para o ambiente e a saúde humana.
Depois de descartados, os seus componentes podem
infiltrar-se no solo e atingir os lençóis de água
subterrânea, entrando assim, no ecossistema dos
rios e dos mares, sendo incorporados na cadeia
alimentar, aumentando a sua concentração nos
seres vivos.
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Problemas ambientais
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Toxicidade
� Pb - disfunção renal e anemia;
� Hg - estomatites, problemas renais, sistema
nervoso;
� Zn - doenças pulmonares;
� Mn - sistema imunológico.
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Dicas para usar corretamente pilhas e baterias
�Colocar pilhas na geladeira não aumenta a carga, ao contrário, quando expostas ao frio ou calor o desempenho pode piorar.�Na hora de trocá-las em um equipamento, substitua todas ao mesmo tempo.�Retire-as se o aparelho for ficar um longo tempo sem uso, pois podem vazar.�Não misture pilhas diferentes (alcalinas e comuns, novas e usadas). Isso prejudica o desempenho e a durabilidade.�Prefira as pilhas e baterias recarregáveis ou alcalinas. Apesar de custarem um pouco mais, têm maior durabilidade.�Guarde as pilhas em local seco e em temperatura ambiente.�Nunca guarde pilhas e baterias junto com brinquedos, alimentos ou remédios.�Não exponha pilhas e baterias ao calor excessivo ou à umidade. Elas podem vazar ou explodir.�Pelas mesmas razões, não as incinere e, em hipótese alguma, tente abri-las.�Nunca descarte pilhas e baterias no meio ambiente e não deixe que elas se transformem em brinquedo para as crianças.�Evite comprar aparelhos portáteis com baterias embutidas não removíveis.�Compre sempre produtos originais. Não use pilhas e baterias piratas
Reciclagem
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Corrosão do ferro
Uma vez que E°red(Fe2+) < E°red(O2), o ferro pode ser oxidadopelo oxigênio.
Catodo: O2(g) + 4H+(aq) + 4e- → 2H2O(l).
Anodo: Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e-.
O oxigênio dissolvido em água normalmente provoca a oxidação de ferro.
O Fe2+ inicialmente formado pode ser ainda mais oxidado a Fe3+, que forma a ferrugem, Fe2O3
. xH2O(s).
A oxidação ocorre no local com a maior concentração de O2.
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Prevenindo a corrosão do ferro
O zinco protege o ferro uma vez que o Zn é o anodoe Fe é o catodo:
Zn2+(aq) +2e- → Zn(s), E°red = -0,76 V
Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s), E°red = -0,44 V
Com os potenciais padrão de redução acima, o Zn émais facilmente oxidável do que o Fe.
A corrosão pode ser impedida através dorevestimento do ferro com tinta ou um outro metal.
O ferro galvanizado é revestido com uma finacamada de zinco.
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Para a proteção do encanamento subterrâneo, um anodo de sacrifício é adicionado.
O tubo de água é transformado no catodo e um metal ativo é usado como o anodo.
Freqüentemente, o Mg é usado como o anodo de sacrifício:
Mg2+(aq) +2e- → Mg(s), E°red = -2,37 V
Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s), E°red = -0,44 V
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É o processo em que se utilizaenergia elétrica para realizar uma reaçãode oxirredução não espontânea.
A eletrólise, em geral, é realizada emsistemas constituídos por uma bateria oupilha, uma cuba eletrolítica e doiseletrodos inertes. Esse processo é muitoutilizado em indústrias, na produção demetais alcalinos, alcalinos terrosos, gáshidrogênio e gás cloro.
14 Eletrólise
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As células voltaicas são baseadasnas reações de oxirredução espontâneas.
Contrariamente, é possível usar aenergia elétrica para fazer com quereações redox não espontâneas ocorram.
Os processos produzidos por umafonte externa de energia elétrica sãochamados reações de eletrólise eocorrem em células eletrolíticas.
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Eletrólise de soluções aquosas
Podemos efetuar a eletrólise em soluçãoaquosa. Para um eletrólitoCA � C+ + A-
Além dos íons resultantes da dissociação iônicado eletrólito, temos H+ e OH- provinientes da auto-ionização da água. Ocorre uma disputa para adescarga nos eletrodos.
Desta forma, para saber quem descarregaprimeiro, devemos analisar a prioridade de descargaem relação ao cátion H+ e ao anion OH-, semprepresente na solução
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Aspectos quantitativos da eletrólise
A estequiometria de uma semi-reação mostraquantos elétrons são necessários para atingir umprocesso eletrolítico. Para qualquer semi-reação, aquantidade de uma substância reduzida ou oxidadaem uma célula eletrolítica é diretamente proporcionalao número de elétrons transmitidos à célula. Aquantidade de carga que passa pelo circuito elétrico,como o de uma célula eletrolítica, é geralmentemedida em Coulomb. A carga em um mol de elétrons é96.500 C (1 Faraday).
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