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Eletroquímica

Prof. Dr. José Ginaldo Silva Júnior

Novembro/2011

jginaldo@gmail.com

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

2

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”

4

5

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.

7

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

8

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.

13

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)

17

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.

20

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.

23

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:

25

26

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.

29

� 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.

30

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+.

31

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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Visão molecular dos processos do eletrodo

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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.

42

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.

44

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

61

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

63

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

77

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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