1. Potencial das pilhas
elétrons escoam do anodo catodo
corrente elétrica
Força eletromotriz (f.e.m):
É a força com que os elétrons se movem, medida em volts (V)
A f.e.m de qualquer pilha depende da:
Natureza das reações químicas
Concentração das espécies
Temperatura
Potencial da pilha = f.e.m =
f.e.m espontaneidade da reação
2. Como f.e.m depende da concentração das espécies
Define-se: potencial padrão de pilha o
Condições:
Concentração = 1 M para todas as espécies
Pressão = 1 atm para todos os gases
Para sólidos a sua forma mais estável a 25º C
T = 25º C para a pilha
Obedecidas as condições o
3. QUAL A ORIGEM DO POTENCIAL DA PILHA?
Zn2+ + 2e- Zn (m)
Cu2+ + 2e- Cu (m)
Semi-reações de redução
4. Ganha a competição o que tiver maior tendência a
atrair elétrons (maior potencial de redução)
O perdedor é oxidado!!!!
Potencial da pilha = diferença entre os potenciais de redução
pilha = Cu - Zn
Padrão: o Zn/Cu = oCu - oZn
5. Medida do potencial padrão de uma semi-pilha
Experimentalmente só é possível medir o potencial total da pilha.
A diferença entre os potencias das semi-pilhas!
Semi-pilha padrão:
H2 (g) (P = 1atm) o = 0,000 V
2H+ (aq) + 2e- H2 (g)
7. ESPONTANEIDADE DAS REAÇÕES DE OXIREDUÇÃO
Critério de espontaneidade para reações químicas:
G = -max
Trabalho máximo da pilha: elt = I2Rt
Corrente = potencial/resistência = /R
Para um pilha passagem de n mole de e- :
No = número de Avogadro = 6,02 x 1023
eo = carga do elétron
9. Conclusões
Reação de oxiredução espontânea para positivo
o sentido da passagem do e- numa pilha é o que produz
pilha = +
nas condições padrão
Go = - n ƒ o
10. Exemplos de cálculo de
Zn2+ + 2e- Zn (s) = - 0,76 V
Cr3+ + 3e- Cr (s) = - 0,74 V
Reação espontânea: G=- portanto = +
pilha = Cr - Zn = -0,74 – (-0,76) = 0,02 V
Reação:
Zn (s) Zn2+ + 2e- x3
Cr3+ + 3e- Cr (s) x2
3Zn(s) + 2Cr3+ Cr(s) + 3Zn
2+ = + 0,02 V
11. Verifique se a reação abaixo é espontânea:
Fe2+(aq) + Ni (s) Fe (s) + Ni2+ (aq)
Fe2+ (aq) + 2e- Fe (s) o = -0,44 V
Ni2+ (aq) + 2e- Ni (s) o = -0,25 V
R = -0,44 + 0,25 = - 0,19
= negativo G = +
Portanto a reação é espontânea no sentido contrário!!!
Ni2+(aq) + Fe (s) Ni (s) + Fe2+(aq)
27. Recarga: inversão de sentido das reações!
Adição de voltagem externa regenera o H2SO4
Dínamo ou alternador com o automóvel em funcionamento
enquanto a bateria não está totalmente descarregada
Bateria totalmente descarregada: carregador de bateria
Como estimar o grau de descarga da bateria?
- Medindo a densidade do eletrólito:
H2O = 1,0 g/cm3
Bateria: 1,0 < < 1,8
H2SO4 = 1,8 g/cm3
34. Pilha de lítio
Eletrólito em solvente orgânico
1 - cromato de prata
2 - separador
3 - separador + eletrólito
4 - anodo de Li
Eletrólito: perclorato de lítio dissolvido em carbonato de propileno
Separador: fibra de vidro
Catodo: cromato de prata + 10% de grafite
35. Reação do anodo:
Reação do catodo:
Reação total:
Na descarga prolongada 2,5 V
Total
Usada principalmente
em marcapassos!
36. Pilhas de combustível
Usada em veículos espaciais
Carbono poroso impregnado de Pt - eletrodos
Gases se difundem sem borbulhar
37. Reação do anodo:
Reação do catodo:
Reação total:
H2O(l) em alta temperatura H2O(v)
condensada reaproveitada para consumo