Química – Ciscato, Pereira, Chemello e Proti
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Semirreação de oxidação: H2(g) ⇌ 2 H+(aq) + 2 e− Semirreação de redução: Cu2+(aq) + 2 e− ⇌ Cu(s) A diferença entre o potencial padrão de hidrogênio (zero, por definição) e o potencial do cobre é medida pelo voltímetro. Todas as espécies químicas que oxidam o gás hidrogênio ao serem reduzidas têm, por convenção, potencial de redução de sinal positivo. Voltímetro: instrumento utilizado para medir a diferença de potencial elétrico (tensão elétrica). Possui duas extremidades por meio das quais se pode medir a tensão entre dois pontos quaisquer de um circuito elétrico ou, ainda, entre qualquer ponto e a referência. Em (B) tem-se uma placa de zinco metálico (Zn(s)) colocada em uma solução com íons zinco (Zn2+(aq)). Essa placa também está conectada por meio de um fio condutor ao eletrodo padrão de hidrogênio. Com o passar do tempo, observa-se a corrosão da placa de zinco, indício de que está ocorrendo oxidação do zinco metálico e redução dos íons H+(aq). Semirreação de oxidação: Zn(s) ⇌ Zn2+(aq) + 2 e− Semirreação de redução: 2 H+(aq) + 2 e− ⇌ H2(g) A diferença entre o potencial padrão de hidrogênio (zero por definição) e o potencial do zinco é medida pelo voltímetro. Todas as espécies químicas que reduzem os íons H+(aq) ao serem oxidadas têm, por convenção, potencial de redução com sinal negativo. A seguir, observe uma tabela com os valores dos potenciais padrão de redução (E°red) de algumas espécies químicas, medidos de forma semelhante aos potenciais do cobre e do zinco. Página 131
* +0,82 V em pH = 7. ** −0,42 V em pH = 7. Fonte consultada: ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. p. 551 e 552. Note, com base nos dados da tabela anterior, que, ao se combinarem duas espécies químicas diferentes, a transferência de elétrons parte da espécie que apresenta o menor potencial padrão de redução, ou seja, a espécie que apresenta maior tendência para ser oxidada (maior poder redutor) para aquela com maior potencial padrão de redução, isto é, aquela que apresenta maior tendência para ser reduzida (maior poder oxidante). Verifique na tabela acima que o cátion Au+(aq) apresenta um dos maiores potenciais padrão de redução (E°red = +1,69 V). Isso significa que esses íons têm grande tendência à redução e, portanto, o metal ouro apresenta pequena tendência à oxidação, o que faz dele um metal nobre de elevada resistência química. Ele foi utilizado por muito tempo na cunhagem de moedas; hoje é amplamente usado na confecção de joias, componentes eletrônicos, entre várias outras aplicações em que se requer propriedades como alta condutividade elétrica e baixa reatividade química. As moedas cunhadas em ouro continuam em perfeito estado, mesmo após milhares de anos, conforme ilustra a imagem ao lado.
Em 2012, arqueólogos descobriram, em Israel, um pote com 108 moedas de ouro cunhadas entre os séculos X e XIII d.C., ou seja, moedas com cerca de mil anos e em perfeito estado de conservação. Página 132 No outro extremo da tabela de potenciais padrão de redução tem-se os íons de lítio (Li+(aq)), com um potencial padrão de redução de −3,05 V. Esse valor indica que o metal lítio é muito reativo e é oxidado facilmente quando em contato, por exemplo, com a água, conforme pode ser observado na imagem abaixo. A presença do indicador ácido-base fenolftaleína e a mudança da coloração da solução para rosa indicam a presença em solução de uma substância de caráter básico. A equação que representa a reação do lítio com a água é: 2 Li(s) + 2 H2O(l) ⇌ 2 LiOH(aq) + H2(g) A reação produz também gás hidrogênio, o qual apresenta alta inflamabilidade. 
Andrew Lambert Photography/Science Photo Library/Latinstock Lítio metálico reagindo com água na presença do indicador ácido-base fenolftaleína. Prevendo a ocorrência ou não de uma reação de oxirredução Com base na tabela Potenciais padrão de redução a 25 °C e 1 bar, é possível prever se uma reação de oxirredução vai ou não ocorrer (nas condições padrão). Voltando ao experimento do início deste tema, pode-se propor uma explicação para o fato de uma lâmina de zinco reagir com o sulfato de cobre(II), mas não ocorrer nenhuma reação quando uma lâmina de cobre é colocada em uma solução aquosa de sulfato de zinco. Para prever a espontaneidade de uma reação, calcula-se a diferença de potenciais (ddp, também simbolizada por ΔE) da seguinte maneira: ddp = E°oxidação (da espécie que foi oxidada) + E°redução (da espécie que foi reduzida) O potencial padrão de oxidação (E°oxi) de uma espécie química pode ser obtido invertendo o sinal do potencial padrão de redução da mesma espécie oxidada. Considere a análise dos casos a seguir. (A) Reação que ocorre espontaneamente entre zinco metálico e sulfato de cobre(II).
Página 133 (B) Reação que não ocorre espontaneamente entre cobre metálico e sulfato de zinco.
Perceba que a ddp positiva está associada a uma reação que ocorre espontaneamente e a ddp negativa está associada a uma reação que não ocorre espontaneamente. Essa constatação é feita também para outras reações de oxirredução. Prever a ocorrência espontânea das reações permite que se tomem medidas adequadas para evitá-las caso sejam indesejáveis, como a oxidação de metais presentes na estrutura de edifícios, estádios e pontes, conforme será visto na sequência do capítulo. Reações de oxirredução e a maresia A aceleração da corrosão de alguns metais (ferro, principalmente), o que gera transtornos aos moradores de regiões litorâneas, deve-se à maresia — névoa constituída por pequenas gotículas de água do mar que são espalhadas pela ação do vento na atmosfera praiana. A maresia interage, ainda, com o concreto utilizado na construção civil, tornando-o menos durável, e colabora para a oxidação de ferragens internas; a formação de ferrugem aumenta o volume da estrutura metálica, o que gera o desprendimento de pedaços de concreto. Considere como exemplo o ferro metálico, presente em portões, postes, carros etc., e a formação da ferrugem. Para que essa reação aconteça, além do ferro é necessária a presença de reagentes, como o gás oxigênio e a água. Contudo, o pH do meio, a presença de sais dissolvidos na água e o contato do ferro com metais com maior potencial de redução (como o estanho) podem acelerar sua corrosão. Além disso, a composição da ferrugem depende basicamente do teor de oxigênio disponível para a reação de oxirredução. A seguir, serão analisadas algumas equações e possibilidades de produtos formados na corrosão do ferro em contato com solução aquosa de cloreto de sódio em meio neutro (pH = 7), com alto e com baixo teor de oxigênio.
Nesse processo, os elétrons gerados na oxidação do ferro deslocam-se por meio do próprio metal até a região de redução. Os íons Fe2+ movem em direção à região em que ocorre a redução, enquanto os íons OH− movem em direção à região em que ocorre a oxidação. Assim, em uma região entre os espaços de oxidação e redução ocorre a formação do hidróxido de ferro(II) sólido (Fe(OH)2(s)). Em meio com baixo teor de oxigênio, o hidróxido de ferro(II) (Fe(OH)2(s)) reage de acordo com a seguinte equação: 3 Fe(OH)2(s) ⇌ Fe3O4(s) + 2 H2O(l) + H2(g) Contudo, se o teor de oxigênio for elevado, ocorrerá uma sequência de reações, representadas pelas equações químicas a seguir. 2 Fe(OH)2(s) + H2O(l) + 2 Fe(OH)3 ⇌ Fe2O3 ⋅ H2O(s) + 2 H2O(l) Página 134 A dinâmica dessas reações envolvendo a oxidação do ferro pode ser representada no esquema a seguir. 
Adilson Secco Fonte consultada: PANNONI, F. D. Princípios de proteção de estruturas metálicas em situação de corrosão e incêndio. 4. ed. Porto Alegre: Gerdau, 2007. Representação esquemática das reações que dão origem à ferrugem. Representação sem escala; cores fantasia. A mistura de água e NaCl dissolvido – parte da composição da água do mar – é condutora de corrente elétrica. Como os fenômenos de oxirredução envolvem transferência de elétrons e mobilidade de íons, a maresia facilita esses dois aspectos, intensificando os fenômenos de corrosão de materiais como o ferro. Estima-se que a corrosão em regiões litorâneas seja de 30 a 40 vezes mais intensa em relação às regiões distantes do litoral. Questões para fechamento do tema Responda em seu caderno 1 De acordo com o texto de abertura deste capítulo, ao trabalhar com uma rã dissecada sobre uma mesa do seu laboratório com outros equipamentos, Luigi Galvani notou que as pernas do animal se movimentavam ao serem tocadas, ao mesmo tempo, por metais diferentes. Com base no que foi discutido neste tema a respeito dos potenciais padrão de redução, com qual dos pares de metais a seguir se conseguiria, em tese, uma intensidade maior no movimento nas pernas da rã? Justifique sua resposta. Considere os metais submetidos a condições padrão. Consulte a tabela Potenciais padrão de redução a 25 °C e 1 bar. a) Al/Ag b) Cu/Ag c) Pb/Ag d) Sn/Ag e) Zn/Ag 2 O ferro pode apresentar basicamente três números de oxidação (nox): zero (ferro metálico), +2 (cátion Fe2+) ou +3 (cátion Fe3+). Quantidades muito pequenas de ferro metálico podem ser adicionadas a certos alimentos, como cereais matinais. Esse ferro metálico reage com o ácido clorídrico do suco gástrico do estômago produzindo íon Fe(II), que, por sua vez, é absorvido no intestino. Essa reação entre o ferro metálico e o ácido clorídrico presente no suco gástrico pode ser simulada em laboratório: basta adicionar ferro metálico (semelhante ao ferro presente no cereal) em um recipiente com ácido clorídrico (que simula o suco gástrico), conforme mostram as imagens a seguir. 
Fotos: Richard Megna/Fundamental Photographs, NYC A adição de ferro metálico a uma solução de ácido clorídrico (A) gera uma reação química que produz gás (B). Copie no seu caderno a tabela a seguir e preencha as informações solicitadas referentes à reação do ferro metálico com ácido clorídrico. Consulte a tabela Potenciais padrão de redução a 25 °C e 1 bar.
Página 135 3 Determinada empresa precisa transportar uma solução aquosa de nitrato de ferro(II) (Fe(NO3)2) em um contêiner. A fim de evitar que a solução reaja com o metal que constitui o revestimento interno do contêiner e que, com isso, haja contaminação da solução e risco de vazamento, qual dos metais a seguir não poderia ser utilizado no revestimento interno do contêiner? Considere que estão à disposição revestimentos de ferro, chumbo, cobre, zinco e estanho. Justifique sua resposta. (Consulte a tabela Potenciais padrão de redução a 25 °C e 1 bar.) 4 Soluções aquosas de hipoclorito de sódio, também conhecidas como água de lavadeira ou água sanitária, são indicadas para higienizar alimentos como verduras e hortaliças, pois matam o vibrião colérico. No entanto, em alguns países europeus, o ozônio, em quantidade e condições adequadas, é usado em substituição ao hipoclorito de sódio. A capacidade oxidante dessas substâncias está associada a sua eficácia em eliminar microrganismos. Com base nos dados da tabela a seguir, qual das duas espécies químicas citadas seria, teoricamente, mais eficaz no combate ao vibrião colérico?
Fonte consultada: ATKINS, P. W.; JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. p. 838. 
2015 Robert Mathena/Fundamental Photographs, NYC Talher de prata novo (à esquerda) e oxidado (à direita), em razão do contato com substâncias contendo principalmente enxofre. 5 Apesar de muito resistentes à corrosão, objetos feitos de prata, como talheres, podem oxidar em determinadas condições, conforme ilustra a imagem ao lado. Alguns alimentos, como o ovo, contêm o aminoácido cisteína, que, ao ser aquecido, decompõe-se formando compostos contendo enxofre, entre eles o gás sulfeto de hidrogênio (H2S(g)). Este, por sua vez, reage com o oxigênio do ar e forma uma película escura de sulfeto de prata (Ag2S(s)) sobre os talheres de prata. Acompanhe a equação que descreve a reação: 4 Ag(s) + O2(g) + 2 H2S(g) ⇌ 2 Ag2S(s) + 2 H2O(l) Para recuperar o brilho original de objetos de prata, basta aquecer cerca de um litro de água contendo uma colher de sopa de sal de cozinha dissolvido. Após aquecimento, deve-se embalar o objeto de prata em papel alumínio, mergulhá-lo no recipiente com a água salgada (uma panela, por exemplo) e deixar em repouso por uns 5 minutos. Desse modo, o brilho da prata é recuperado. Acompanhe a seguir as semirreações de oxidação e redução que ocorrem. Semirreação de redução: 3 Ag2S(s) + x e− ⇌ 6 Ag(s) + 3 S2−(aq) E°red= y Semirreação de oxidação: 2 Al(s) ⇌ 2 Al3+(aq) + 6 e− E°oxi = +1,66 V Reação global: 3 Ag2S(s) + 2 Al(s) ⇌ 6 Ag(s) + 2 Al3+(aq) + 3 S2−(aq) ddp = +0,99 V Determine o número de elétrons recebidos (x) e o valor do potencial de redução (y) da semirreação que permite a recuperação do brilho original dos objetos de prata. 6 Os valores da tabela Potenciais padrão de redução a 25 °C e 1 bar foram obtidos utilizando o eletrodo de hidrogênio que, por definição, teve seu valor de potencial definido como zero. Se a escala de potenciais de redução tivesse o eletrodo de zinco como padrão, e com isso seu valor do potencial padrão de redução fosse igual a zero, quais seriam os valores dos potenciais de redução do hidrogênio, do cobre e do alumínio? Consulte a tabela Potenciais padrão de redução a 25 °C e 1 bar. Página 136 TEMA 3 Funcionamento das pilhas e baterias e maneiras de evitar ou retardar a corrosão 
NRT/Shutterstock Bateria de celular sendo recarregada. A sociedade atual possui uma grande demanda de energia portátil, já que o funcionamento de aparelhos celulares, tablets e demais dispositivos eletrônicos requerem o uso constante de pilhas e baterias. Com a evolução da tecnologia, a tendência é que se produzam pilhas e baterias cada vez menores, mais leves, eficientes, duráveis e menos poluentes. Na sequência deste tema serão detalhados as origens da corrente elétrica proveniente de pilhas e baterias eletroquímicas e o funcionamento desses dispositivos. Entendendo o funcionamento das pilhas Celulares, notebooks, tablets, rádios portáteis e relógios são exemplos de dispositivos que precisam de pilhas ou baterias para funcionar. Algumas pilhas e baterias, denominadas primárias, não são recarregáveis e têm de ser substituídas ao final de sua vida útil, ou seja, quando cessa sua capacidade de produzir corrente elétrica. Outras, denominadas secundárias, são recarregáveis, ou seja, podem ser recarregadas ao serem conectadas a uma fonte de energia elétrica. Como visto nos Temas 1 e 2 deste capítulo, em uma reação de oxirredução espontânea ocorre a transferência de elétrons da espécie que é oxidada (maior potencial de oxidação) para a espécie que é reduzida (maior potencial de redução). Esse fluxo de elétrons utilizado para acender uma lâmpada, ligar um aparelho elétrico etc. é resultado do funcionamento de uma célula galvânica ou voltaica, isto é, uma pilha. A primeira pilha, criada em 1800 por Alessandro Volta, foi uma importante invenção no campo científico. Por essa razão, em 1881, em homenagem a Volta, a unidade de medida para diferença de potencial foi chamada de volt (V). O esquema a seguir é uma representação esquemática da pilha de Volta. 
Adilson Secco Esquema simplificado da pilha de Volta. Representação sem escala; cores fantasia. Volta empilhou discos de prata e discos de zinco separados por um papel ou pano embebido em solução aquosa salina. Esse conjunto de três componentes repetia-se ao longo da pilha, em que na base havia um disco de zinco e no topo um disco de prata, os quais eram conectados a fios de material condutor que constituíam os polos da pilha. Página 137 Apesar da relevância da invenção, a pilha de Volta tinha um funcionamento intermitente, pois durante sua operação era produzido gás hidrogênio, que se acumulava em um dos polos, dificultando o fluxo de elétrons. A partir da invenção de Volta, várias outras pilhas semelhantes começaram a ser construídas por diversos estudiosos. Em 1835, por exemplo, o inglês John Frederick Daniell (1790-1845) construiu uma variante da pilha de Volta que não tinha o inconveniente do funcionamento intermitente. O funcionamento da pilha de Daniell está representado no esquema a seguir.
Representação da pilha de Daniell. Em (A), um esquema do funcionamento nas condições padrão da pilha de Daniell e, em (B), uma representação submicroscópica das reações nos eletrodos de zinco e cobre. Representação sem escala; cores fantasia. Os potenciais padrão de redução dos íons Zn2+ e Cu2+ são −0,76 V e +0,34 V, respectivamente. Como os íons cobre(II) apresentam maior potencial de redução que os íons de zinco, os íons cobre(II) são reduzidos e o zinco metálico é oxidado. Nesse tipo de sistema eletroquímico, o polo negativo é o eletrodo em que ocorre a oxidação (ânodo) do zinco metálico e o polo positivo é o eletrodo em que ocorre a redução (cátodo) dos íons cobre(II). Um fio condutor elétrico conecta os dois polos e permite o fluxo espontâneo de elétrons do polo negativo para o polo positivo da pilha. A seguir estão representadas as equações referentes à semirreação de oxidação, à semirreação de redução e à equação global da pilha de Daniell.
Página 138 À medida que as reações de oxirredução ocorrem, o eletrodo de zinco (ânodo) tem sua massa reduzida, já que, a partir do zinco metálico, são formados cátions Zn2+(aq). Por outro lado, o eletrodo de cobre (cátodo) tem sua massa aumentada em consequência da deposição de cobre metálico formado a partir da redução de íons Cu2+(aq). Conforme a oxidação prossegue no ânodo, elétrons fluem pelo fio condutor e os cátions formados dissolvem-se na solução circundante. Assim, essa solução, inicialmente neutra, começa a ficar carregada positivamente. No cátodo, ao contrário, os cátions metálicos são reduzidos; a solução circundante eletricamente neutra vai, então, se tornando carregada negativamente, em razão da predominância de ânions NO−3. Para garantir a neutralidade elétrica das soluções, utiliza-se uma ponte salina, comumente um tubo em forma de “U” preenchido geralmente por uma solução aquosa concentrada de um eletrólito (substância que, ao ser adicionada a um solvente, origina íons) que não reaja com nenhuma das espécies que compõem a pilha – no caso da pilha de Daniell do esquema apresentado, utilizou-se solução aquosa de KCl(aq). A ponte salina apresenta basicamente duas funções: • Fechar o circuito elétrico, pois o fluxo de elétrons entre o ânodo e o cátodo é acompanhado pelo fluxo de íons entre as soluções em que os eletrodos estão presentes. Quando se retira a ponte salina, a pilha cessa rapidamente seu funcionamento, pois o circuito passa a ficar aberto, o que não permite o fluxo de íons e elétrons. • Garantir a neutralidade elétrica das soluções. Conforme a pilha funciona, a solução no ânodo começa a ficar com alta concentração de cátions: os ânions da ponte salina migram para essa solução e a neutralizam – do ponto de vista das cargas elétricas. No cátodo, há excesso de carga negativa por causa da redução dos cátions na solução: os cátions da ponte salina migram para essa solução e a neutralizam (novamente do ponto de vista das cargas elétricas). A ponte salina tradicional em forma de “U” pode ser substituída por uma parede porosa que permite aos próprios íons das soluções que se movimentem nos sentidos adequados para compensar o desequilíbrio de cargas elétricas gerado à medida que a célula eletroquímica produz energia elétrica. Para a pilha de Daniell, tem-se a representação IUPAC:
As pilhas podem ter diferentes associações, como mostra a imagem abaixo. 
ilustrações: Adilson Secco Representações de associações de células galvânicas em paralelo (A) e em série (B); as linhas cinzas representam os fios elétricos que conectam os polos das pilhas. Representação sem escala; cores fantasia. Pilhas podem ser associadas em série ou em paralelo de acordo com a aplicação de interesse. A associação em série é muito comum em dispositivos eletrônicos. Nela, o polo positivo de uma pilha se liga ao polo negativo da outra. Na associação em paralelo, os polos positivos de todas as pilhas são conectados entre si, assim como os polos negativos.
Atividade prática Construção e associação de pilhas em série e em paralelo Consulte o infográfico Segurança no laboratório antes de iniciar a atividade. Somente o professor deverá ligar o multímetro. O suco de limão, em contato com a pele exposta ao sol, pode causar queimaduras. Recomenda-se lavar as mãos após manuseá-lo. Para evitar o manuseio de objetos cortantes, é recomendável que os limões sejam previamente cortados pelo professor. Como mencionado no capítulo, Volta, após estudar os fenômenos envolvidos nos experimentos com rãs iniciados por Galvani, desenvolveu um dispositivo capaz de gerar energia elétrica: a pilha. Embora visualmente bem diferentes, a pilha de Volta e as pilhas atuais funcionam segundo o mesmo princípio eletroquímico. Com base nesse princípio, nesta atividade serão construídas pilhas utilizando materiais não convencionais, como limões, pregos e moedas, e, em seguida, serão investigadas algumas propriedades das pilhas com as associações em série e em paralelo, bem como a relação entre a pilha construída e um tipo específico de pilha: a de Daniell.
Quatro pregos ou parafusos de zinco (galvanizados) de aproximadamente 4 centímetros Quatro moedas de cobre (R$ 0,05) Quatro limões previamente cortados pelo professor Dez conectores pequenos, do tipo jacaré, com fio (foto) 
Conectores pequenos com fio. David J. Green Studio/Alamy/Glow Images Um multímetro (aparelho utilizado por eletricistas para medições de tensão, corrente elétrica, entre outras propriedades, que pode ser encontrado facilmente em lojas de material elétrico) Procedimento 1 Esfregue, com a esponja de aço, os pregos ou parafusos de zinco e as moedas de cobre até o surgimento do brilho metálico característico. 2 Pegue um dos limões e insira um prego próximo de uma das extremidades. Como o professor terá cortado previamente os limões, insira nesse corte uma moeda na outra extremidade do limão, respeitando os 2 centímetros de distância entre os dois objetos (veja foto a seguir). 
Ricardo Siwiec 3 Repita o procedimento anterior com os outros três limões. 4 Com apenas um limão, usando os conectores do tipo jacaré, conecte a moeda de cobre a uma das extremidades do multímetro e o prego à outra extremidade do multímetro. Meça a diferença de potencial obtida e a corrente elétrica. Peça ajuda ao professor para o uso do multímetro. 5 Usando os conectores do tipo jacaré com fio, conecte uma moeda de cobre de um dos limões a um prego de zinco de outro limão, e assim sucessivamente, até conectar todas as moedas e pregos em uma associação em série (veja a figura abaixo). 
adilson secco Representação sem escala; cores fantasia. 6 Ligue os conectores do tipo jacaré nas extremidades no multímetro (conforme imagem) e meça a diferença de potencial (ddp) da pilha e a corrente elétrica. Peça ajuda ao professor para o uso do multímetro. 
Ricardo Siwiec Página 140 7 Desconecte os conectores do tipo jacaré e faça uma associação em paralelo, como mostra o esquema a seguir. Repita o procedimento de medida da diferença de potencial (ddp) e da corrente elétrica utilizando o multímetro. 
adilson secco Representação sem escala; cores fantasia. Perguntas
[Dados:
Zn2+(aq) + 2 e− ⇌ Zn(s) E°red = −0,76 V 2 H+(aq) + 2 e− ⇌ H2(g) E°red = 0,00 V Cu2+(aq) + 2 e− ⇌ Cu(s) E°red= +0,34 V]
Os limões podem ser descartados no lixo orgânico. Os conectores do tipo jacaré, os pregos e as moedas devem ser lavados em água, secos e reaproveitados. Conclusões 1 Nos experimentos de Galvani com as rãs, a corrente elétrica decorrente do uso do arco formado por dois metais diferentes era responsável pelo movimento dos membros do animal. O mesmo princípio torna possível a construção da pilha de limão feita nesta atividade. Considere um experimento com rã em que o arco utilizado era formado por chumbo e alumínio e faça o que se pede. (Consulte a tabela Potenciais padrão de redução a 25 °C e 1 bar quando necessário.) a) Que metal atuaria como cátodo e que metal atuaria como ânodo? Justifique. b) Supondo que a reação de redução que ocorra seja a da água presente nos fluidos corporais da rã e que o pH desse fluido seja igual a 7, equacione as semirreações envolvidas e a reação global. Determine a ddp em condições padrão. c) Que componente exerceria o papel da ponte salina no experimento? 2 Conforme orientações do professor, organize as conclusões obtidas e compare-as com as dos colegas. Página 141 Pilhas e baterias atuais Apesar de bem diferentes visualmente da primeira pilha elaborada por Volta, as pilhas e baterias eletroquímicas atuais produzem corrente elétrica por meio dos mesmos princípios da primeira, construída em 1800. Há sempre um polo positivo, um negativo e um eletrólito. A montagem da pilha deve ser feita de forma correta, pois o fluxo elétrico se dá do polo negativo em direção ao polo positivo – se montada incorretamente, o aparelho eletrônico não funciona e, em alguns casos, pode ser danificado. As pilhas e baterias são classificadas em primárias (não recarregáveis) e secundárias (recarregáveis). Mesmo as recarregáveis atingem um estágio de utilização em que precisam ser substituídas por novas. A seguir são apresentados alguns dos tipos de pilhas e baterias à disposição atualmente. • As pilhas alcalinas são primárias e constituídas por zinco, dióxido de manganês e um meio condutor (eletrólito) de caráter básico, contendo hidróxido de sódio. A figura ao lado mostra esquematicamente a estrutura interna de uma pilha alcalina. Perceba que o mesmo princípio da pilha de Volta é obedecido na pilha alcalina: são usados dois materiais condutores diferentes e um eletrólito que permite o contato entre esses materiais. O ânodo é constituído de zinco metálico e o cátodo é um bastão de grafite, geralmente cilíndrico, rodeado por uma mistura contendo MnO2. Note também que na pilha de Volta o eletrólito era a solução aquosa salina, mas na pilha alcalina o eletrólito é uma mistura contendo uma base forte, como hidróxido de sódio. Ao ser colocada no equipamento, a corrente elétrica gerada pelas reações químicas no interior da pilha começa a deslocar-se do polo negativo (ânodo) para o polo positivo (cátodo) da pilha.
ADILSON SECCO Esquema simplificado da estrutura interna de uma pilha alcalina. Representação sem escala; cores fantasia. As reações que ocorrem nas pilhas alcalinas podem ser representadas pelas equações a seguir. Cátodo: 2 MnO2(s) + 2 H2O(l) + 2 e− ⇌ 2 MnOOH(s) + 2 OH−(aq) Ânodo: Zn(s) + 2 OH−(aq) ⇌ Zn(OH)2(s) + 2 e− • Dispositivos menores costumam utilizar pilhas primárias popularmente chamadas de pilha botão, em razão de seu formato, conforme mostra a figura.
As pilhas botão apresentam formato cilíndrico; seu diâmetro pode chegar a 25 mm e sua espessura varia de menos de 1 mm até 15 mm. Esse modelo de pilha funciona por meio de diferentes sistemas eletroquímicos. Em determinado tipo, o zinco é o ânodo e o oxigênio do ar é reduzido no cátodo. A seguir estão representadas as equações químicas referentes às reações que ocorrem nesse tipo de pilha. Cátodo: Ânodo: Zn(s) ⇌ Zn2+(aq) + 2 e− Os cátions Zn2+(aq) reagem com os ânions OH−(aq), formando o hidróxido de zinco Zn(OH)2(s). Página 142 • Nos carros atuais são utilizadas baterias de chumbo contendo ácido sulfúrico como eletrólito, como mostra a figura a seguir. Note que na bateria há placas de chumbo (ânodo) e de óxido de chumbo(IV) (cátodo) se alternando. A seguir, observe as equações das reações que ocorrem nesse tipo de bateria secundária. Cátodo: PbO2(s) + 4 H+(aq) + SO42−(aq) + 2 e− ⇌ PbSO4(s) + 2 H2O(l) Ânodo: Pb(s) + SO42−(aq) ⇌ PbSO4(s) + 2 e−
Bateria secundária de chumbo utilizada principalmente em automóveis (A). Esquema simplificado da sua estrutura interna (B). Representação sem escala; cores fantasia. • As baterias de íon lítio são assim chamadas porque seu eletrólito apresenta sais de lítio dissolvidos em solventes não aquosos. São baterias recarregáveis, muito utilizadas em equipamentos eletrônicos portáteis, podendo gerar até três vezes mais energia que o primeiro tipo de bateria recarregável desenvolvido, as de níquel-cádmio (NiCd), que foram usadas nos primeiros aparelhos de telefone celular. O funcionamento de uma bateria de íon lítio acontece da seguinte maneira: inicialmente, os íons lítio passam do interior do ânodo de grafite para o interior do cátodo (geralmente um óxido de lítio e cobalto), enquanto os elétrons fluem pelo fio do circuito externo, passando pelo equipamento que se pretende ligar ou por um amperímetro (-A-) para se verificar a corrente elétrica gerada, como ilustrado na figura. Amperímetro: instrumento utilizado para medição da corrente elétrica. 
ilustrações: Adilson Secco Esquema dos processos eletroquímicos que ocorrem nas baterias de íons lítio. Representação sem escala; cores fantasia. Fonte: BOCCHI, N.; FERRACIN, L. C.; BIAGGIO, S. R. Pilhas e baterias: funcionamento e impacto ambiental. Química Nova na Escola, n. 11, p. 8, maio 2000. Disponível em: Yüklə 3,69 Mb. Dostları ilə paylaş:
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O2(g) + 
