Eletroquímica

pilhas.jpgAtualmente, em cada parte que se olhe, a eletroquímica se faz presente. Desde a rede elétrica que abastece as nossas casas, até as pilhas usadas em lanternas. Desde a bateria de celulares, passando por processos de galvanização, produção industrial de alumínio, notebooks etc. O mundo precisa da energia elétrica emais ainda de produzi-la.

Como a energia elétrica é produzida? Como podemos usá-la na química?


PILHAS

Em 1800, o físico italiano Alessandro Volta construiu a primeira pilha elétrica, “empilhando” discos de cobre e zinco alternados e separados por pedaços de tecido embebido em ácido sulfúrico. Desse modo, ele conseguiu produzir eletricidade sob a forma de uma corrente que flui continuamente. Construindo pilhas de vários metais, constataremos que cada pilha fornecerá diferentes voltagens, também chamadas de força eletromotriz (fem) ou diferencial de potencial (ddp). Isso nos obriga a escolher um “padrão de referência”, o padrão escolhido foi o Eletrodo Padrão de Hidrogênio – EPH.

O esquema do EPH está abaixo. Por ser o padrão, convencionou-se que sua ddp seria OV (zero volt); desse modo, os outros eletrodos têm a sua voltagem estabelecida em relação a ele. Liga-se um eletrodo a ter a o seu potencial determinado ao EPH e faz-se a leitura no voltímetro. A voltagem indicada corresponde ao eletrodo a ser analisado (lembrando que a ddp do EPH é zero).

eph.gif

Após confrontar os elementos em relação ao EPH, obtemos a “Tabela de Potenciais-Padrão dos Eletrodos”; onde se lista os potenciais de oxidação (Eº) dos elementos, medidos em volts. Alguns potenciais-padrão são mostrados a seguir:

POTENCIAL DE
REDUÇÃO
REAÇÃO POTENCIAL DE
OXIDAÇÃO
–2,36 V Mg Mg+2 + 2e 2,36 V
–1,66 V Al Al+3 + 3e 1,66 V
–0,76 V Zn Zn+2 + 2e 0,76 V
–0,44 V Fe Fe+2 + 2e 0,44 V
–0,25 V Ni Ni+2 + 2e 0,25 V
–0,14 V Sn Sn+2 + 2e 0,14 V
–0,13 V Pb Pb+2 + 2e 0,13 V
0,00 V H2 2H+ + 2e 0,00 V
0,34 V Cu Cu+2 + 2e –0,34 V
0,80 V Ag Ag+ + e –0,80 V
1,50 V Au Au+3 + 3e –1,50 V

Pilhas, propriamente ditas, são dispositivos eletroquímicos que transformam reações químicas em energia elétrica. Cada substância possui uma maior ou menor tendência de perder elétrons; tendência esta chamada de “Potencial de Oxidação”. Deste modo, uma substância X que tenha um potencial de oxidação maior que uma substância Y, irá perder seus elétrons gradativamente para esta substância se colocarmos as duas juntas. Dizendo de outro modo: Como a substância Y tem menor tendência de perder elétrons que a substância X, a substância Y retirará elétrons da substância X; com isso, a substância X irá se oxidar (Oxidação = Perda de elétrons), enquanto que a substância Y irá se reduzir (Redução = Ganho de elétrons). E a passagem de elétrons de uma substância para a outra é que é a corrente elétrica.

Assim, podemos assegurar que a tendência do zinco (Zn) em perder elétrons é maior do que a do cobre (Cu). Com isso, o zinco se oxida (perde elétrons) enquanto que o cobre se reduz (ganha elétrons). Ora, não precisamos ser grandes Alquimistas para deduzir que, para se produzir corrente elétrica, basta colocar em contato duas substâncias de potenciais de oxidação bem distantes (quanto mais distantes, melhor a produção de corrente). Deve-se salientar que o número de elétrons perdidos pela substância oxidada é exatamente igual ao número de elétron recebidos pela substância reduzida. Não ocorre nenhum “extravio” de elétrons, já que eles não saem para passear nem para ir ao shopping.

Podemos construir uma pilha bem simples: Em um recipiente (como um copo grande, por exemplo), adicione certa quantidade solução de sulfato de zinco (ZnSO4). Nesta solução, mergulhe uma vela de filtro (previamente serrada perto da extremidade por onde sairia a água filtrada) com solução de sulfato de cobre (CuSO4), ambas na concentração 0,1 molar; deve-se notar que a solução de sulfato de zinco ficará isolada da solução de sulfato de cobre pela parede da porcelana porosa com que foi feita a vela. Na solução de sulfato de zinco mergulhe uma pequena placa de zinco metálico, previamente limpa e lixada. Na solução de sulfato de cobre, mergulhe uma placa de cobre, também limpa e lixada. Com o auxílio de um voltímetro, determine a intensidade da corrente nas extremidades das duas placas; de ante-mão, já posso assegurar que o eletrodo de zinco (já podemos chamá-lo assim) é o polo negativo e, obviamente, o eletrodo de cobre é o polo positivo; mas você tem o direito de duvidar do que eu estou falando e tentar experimentar os eletrodos do voltímetro em qualquer posição.

Bom, como você pode constatar pelo voltímetro, está sendo produzido corrente elétrica nessa experiência (cerca de 1 volt). Mas, por quê? Porque o potencial de oxidação do zinco é 0,76V, enquanto que o potencial do cobre é igual a –0,34V, muitíssimo mais baixo que o do zinco. Com isso, os elétrons fluem do zinco para o cobre; o zinco será, portanto, oxidado e o cobre reduzido. Com o passar do tempo, verificaremos que a placa de zinco perderá massa, enquanto que a placa de cobre terá a sua massa aumentada. A reação é:

Znº + Cu+2 ? Zn+2 + Cuº

Muito bem, isso que você construiu é uma forma adaptada da famosa pilha de Daniell. Podemos fazer este tipo de pilha com outras substâncias também, formando pares do tipo Zn/Pb, Al/Cu etc. Cada uma delas fornecendo um diferencial de potencial (ddp ou voltagem) diferente. Agora vou lançar uma dúvida em sua cabeça: Por que a voltagem da pilha Zn/Cu é de cerca de 1,10V? Simples: O cálculo da ddp (diferença de potencial ou voltagem ou força eletromotriz) é feito através da fórmula abaixo:

?Eº = Pot. de oxid. do Redutor – Pot. de oxid. do oxidante

Como o potencial de oxidação do redutor (no caso, o zinco) é de 0,76V e o potencial de oxidação do oxidante (no caso, o cobre) é de –0,34V; temos: ?Eº = 0,76 – (–0,34) = 1,10V.

Também podemos representar da seguinte forma:

Znº ? Zn+2 + 2e–
Cu+2 + 2 e– ? Cuº
Eº = 0,76V
Eº = 0,34V
Znº + Cu+2 ? Zn+2 + Cuº ?Eº = 1,10V

Como pode-se ver, a reação do cobre foi invertida, tornando-se uma reação de ganho de elétrons. Por isso, seu potencial teve o sinal trocado, representando, assim, o potencial de redução.

Espere aí! Pelos cálculos, a voltagem produzida seria de 1,10V, mas o Alquimista de plantão disse que deveria aparecer no voltímetro cerca de 1 volt. Para onde foram os 0,1V? Bom, sempre teremos que considerar algumas “perdas”, como má passagem de corrente pelo fio do voltímetro, temperatura acima ou abaixo da temperatura ambiente (25ºC), concentrações diferentes etc. Contudo, a voltagem deve ficar em cerca de 1,0V mesmo. Afinal, eu não conheço nenhum processo que dê SEMPRE 100% de rendimento.

Se nós variarmos a concentração das soluções, obteremos voltagens maiores ou menores dependendo de quem será o mais concentrado. Para determinar a ddp de um sistema em que há concentrações diferentes de oxidantes e redutores, empregamos a Equação de Nernst, escrita abaixo:

?E = ?Eº – 0,059 . log [Redutor]
n [Oxidante]
Onde:

?E = Voltagem produzida

?Eº = Potencial de oxidação do anôdo ou do catodo

n = Número de elétrons envolvidos

[ ] = Concentração

Ex. Calcule a ddp da pilha:
Alº | Al+3 (0,01M) || Cu+2 (0,1M) | Cuº

RESPOSTA:

Cálculo do ?Eº: 2 Alº ? 2 Al+3 + 6 e Eº = 1,66V
3 Cu+2 + 6 e ? 3 Cuº Eº = 0,34V
2 Alº + 3 Cu+2 ? 2 Al+3 + 3 Cuº ?Eº = 2,00V

Cálculo da ddp:

?E = 2 – 0,059 . log [0,01] = 2,1V
6 [0,1]

Como podem observar, quanto maior a concentração do agente oxidante (no caso o cobre), maior será a ddp obtida. Experimentem inverter os valores das concentrações dos reagentes do exemplo anterior e comprovem.

Muito bem, muito legal, mas existe só um tipo de pilhas? Claro que não! Existe ainda a “Pilha Sêca” (aquela que usamos em rádios e lanternas). Este tipo de pilha é constituída por um pólo negativo de zinco (base e superfície lateral do invólucro) e um pólo positivo de grafite (bastão central). Entre ambos existe uma massa pastosa contendo cloreto de amônio (NH4Cl), dióxido de manganês (MnO2), cloreto de zinco (ZnCl2) e água. Esta massa é a responsável pela circulação dos elétrons internamente durante o seu funcionamento.

Tanto a pilha de Daniell como a pilha sêca, possuem reações irreversíveis, ou seja, não se pode “recarregar” estas pilhas; portanto, essa estória de pôr as pilhas na geladeira para recarregar é apenas folclore das pessoas e não tem nenhum fundamento científico; desse modo, deixe a sua geladeira para guardar somente alimentos.

Os únicos que podem ser recarregados são os acumuladores ou baterias (daquelas usadas em automóveis). Os acumuladores usados em automóveis são uma associação de pilhas (daí o nome “bateria”) ligadas em série. Normalmente, são constituídos por um pólo negativo de chumbo e um pólo positivo de dióxido de chumbo (PbO2). Entre ambos, existe uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4), usado como eletrólito.

Durante a descarga do acumulador, os dois pólos são desgastados simultaneamente pelo ácido sulfúrico, resultando, em ambos os casos, sulfato de chumbo II (PbSO4); durante a carga, o sulfato de chumbo II regenera, também simultaneamente, o chumbo e o dióxido de chumbo, conforme a reação:

Pb + PbO2 + H2SO4 –> 2 PbSO4 + 2 H2O

A reação da esquerda para a direita é o processo de “descarregamento” da bateria, enquanto que a reação da direita para a esquerda é o processo de “carregamento”; essa reação demosntra que se trata de um processo reversível.

Como cada pilha ou elemento do acumulador fornece uma ddp de aproximadamente 2V, numa bateria de carro existem 6 elementos (ou pilhas) para que a bateria possa fornecer uma ddp de 12V. Existem ainda acumuladores que fornecem ddp’s ainda maiores; usados em tratores, aviões ou centrais telefônicas etc.


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Um Ping to "Eletroquímica"

  1. Fibras de madeira ajudam a construir baterias em nano-escala » Ceticismo.net disse:

    [...] químicas produzem eletricidade e como eletricidade promove reações químicas é chamada ELETROQUÍMICA. Nesse artigo, vocês terão boas informações gerais sobre como esses processos ocorrem. [...]


6 respostas para "Eletroquímica"

  1. 1. andreya ribeiro silva disse:

    muito bom e importante,so aqui pude ver o que é realmente eletroquimica!!!!!!!!!!

  2. 2. Italo Jose Sarturato disse:

    Muito pratico e facio de entender … Utilizei os conceitos que agregaram muito em um trabalho de escola. Facio de entender . Muito interessante !

  3. 3. Alex Master disse:

    :cool: esse site é o maximo! è bem melhor do que estudar com o professor de química!!!!!!!!!!!!!! hehehehehe………

  4. 4. fernanda disse:

    :smile: :razz: :wink: Muito boa esta explicação…..amei pois estava louca atrás de calculo de ddp´para realizar meu estudo dirigido de físic-quimica.Parabéns

  5. 5. Amanda disse:

    Esse site é muito bom…
    me ajudou muito para tirar as dúvidas…
    obg… :eek:

  6. 6. Gabriel Rinaldi disse:

    Bom

    Apesar de acompanhar o blog faz um tempo, sou novo nos comentários.

    Logicamente, outra aplicação da Eletroquímica bem legal se dá na Química analítica, além das “técnicas Clássicas” podemos citar a Condutometria e a Potenciometria (estou estudando tais técnicas na faculdade neste momento)
    e a utilidade da Equação de Nernst em problemas analíticos.

    É um tema interessante, mas me parece que nos vestibulares e no ensino médio a eletroquímica não é muito difundida.

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