UNIVERSIDADE PRESBITERIANA MACKENZIE
ELETROQUÍMICA
Professora: Dra. Sonia B. Faldini
2003
1 Introdução
A Eletroquímica tem aplicação em muitas áreas da química, da biologia e da física.
Desenvolvimentos futuros em muitos campos, como por exemplo a corrosão, a energia, a
bioquímica e a biologia celular dependem da utilização dos princípios eletroquímicos.
Entre as mais importantes contribuições da Eletroquímica , na Química citamos as leis
de Faraday, as interações dos íons em solução, a teoria ácido-base e a termodinâmica.
Medidas eletroquímicas sobre sistemas químicos, permitem por exemplo:
a)
obter dados termodinâmicos - energia livre, entalpia, entropia e
constante de equilíbrio de uma reação química;
b)
identificar e/ou quantificar os componentes de um material usando
técnicas eletroanalíticas como por exemplo a polarografia;
c)
entender processos de eletrodeposição e de corrosão.
1.2 Definição de Eletroquímica
De acordo com o ponto de vista moderno, a eletroquímica é definida como
sendo o estudo de
interfaces
carregadas eletricamente e dos fenômenos que
ocorrem nestas interfaces.
As interfaces consideradas são superfícies de separação entre um condutor eletrônico
e um condutor iônico. De um modo geral, o condutor eletrônico é um metal
e o
condutor iônico é uma solução eletrolítica ou um sal (iônico) fundido.
O sistema formado por um condutor eletrônico e um condutor iônico postos em contato
é denominado Eletrodo.
De uma maneira mais simples podemos dizer que a Eletroquímica
é o estudo de
fenômenos químicos associados a fenômenos elétricos ou vice-versa. A eletroquímica
seria portanto o estudo de pilhas e eletrólises.
1.3 Divisão da Eletroquímica
De acordo com definição moderna ,a Eletroquímica abrange três partes: a iônica, a dupla
camada elétrica e a eletródica.
1
Iônica é a parte mais antiga da Eletroquímica . Trata da natureza dos íons em solução ou
em sais fundidos, das interações entre os íons e o solvente (solvatação ou hidratação), das
interações íon-íon, das teorias das soluções iônicas e dos fenômenos de transporte dos
íons em solução na presença de um campo elétrico ou de um gradiente de
concentração . Atualmente é considerada como um ramo da Físico-Química ou seja é a
Físico-Química das Soluções Iônicas. O estudo da iônica é muito importante pois nos
permite conhecer a estrutura do condutor iônico.
Dupla Camada Elétrica É o estudo da estrutura e dos aspectos termodinâmicos das
interfaces eletrizadas e da adsorção de íons nestas interfaces.
Eletródica - consta fundamentalmente de duas partes:
• Termodinâmica Eletroquímica
• Cinética Eletroquímica.
•
Termodinâmica Eletroquímica - Nesta parte estudam-se eletrodos e células
eletroquímicas no estado de equilíbrio ou seja na ausência da passagem de
corrente elétrica.
•
Cinética Eletroquímica - Nesta parte estudam-se eletrodos e células eletroquímicas que
não estão em equilíbrio ou seja quando através dos mesmos há passagem de
corrente elétrica. Este último aspecto é geralmente pouco
tratado nos livros de
físico-química apesar de suas inúmeras implicações tecnológicas.
No presente curso estudaremos a Eletródica ,abordando com maior
ênfase a
termodinâmica eletroquímica e vendo apenas alguns aspectos fundamentais de cinética
eletroquímica. Daremos uma idéia geral do que vem a ser a dupla camada elétrica.
2 Conceitos Básicos
2.2 Condutor eletrônico
Os condutores eletrônicos podem ser metais, ligas, compostos intermetálicos ou grafita,
nos quais a condução de eletricidade se dá por meio do deslocamento de elétrons no
interior do condutor. Nestes condutores não há transporte de matéria.
Exemplos : Cu, Al, Ag, ligas de Ti.
2.3 Condutor iônico
Os condutores iônicos ou soluções eletrolíticas são:
• soluções contendo eletrólitos que são substâncias capazes de se dissociarem em
íons quando dissolvidas em água ou num solvente adequado;
Exemplo: H2O(solvente)+ Cu(NO3) 2 (eletrólito)
• sais fundidos. Exemplo: NaCl fundido.
2
Nos condutores iônicos a condução se dá através dos íons ,portanto há transporte de
matéria.
2.4 Eletrodos
2.4.1 Definição
Em eletroquímica a palavra eletrodo pode significar:
Um condutor eletrônico. Por exemplo, uma placa de cobre é um eletrodo de cobre, uma
placa de platina é um eletrodo de platina, um tarrugo de grafita é um eletrodo de grafita,
uma placa de ouro é um eletrodo de ouro.
Um condutor eletrônico imerso num condutor iônico. Exemplos: o eletrodo de vidro
(eletrodo de pH), o eletrodo de calomelano.
Abaixo apresentamos o desenho esquematizado de um eletrodo de zinco:
SO42-
Zn
Zn2+
SO42-
Zn2+
SO42-
Zn2+
Zn = condutor eletrônico
Zn2+ SO42- = condutor iônico (solução aquosa de sulfato de zinco)
Figura 1. O eletrodo de zinco em solução de sulfato de zinco.
2.4.2
Interface eletrizada e formação da interface eletrizada
Quando mergulhamos um metal numa solução de seus íons formamos uma interface entre
as duas fases. Através dessa interface ocorre a transferência de elétrons de uma a outra
fase e como resultado dessa transferência, a eletroneutralidade que existia em cada fase é
desfeita adquirindo uma das fases um excesso de cargas positivas e a outra um excesso de
cargas negativas.
A transferência de carga se dá porque as forças entre íons e elétrons do reticulado da
fase metálica tem intensidade diferente das forças entre o núcleo e os elétrons nos íons
metálicos que estão na solução.
3
Exemplo 1
Imergindo uma placa de zinco em uma solução de sulfato de Zn, os íons Zn2+ presentes nas
proximidades do metal tendem a remover elétrons do mesmo, resultando na deposição de
átomos neutros de zinco. Por outro lado, íons de zinco (Zn2+) do metal passam para a
solução.
A Figura 2 abaixo mostra a formação da interface eletrizada, para o eletrodo de
zinco.
Excesso de
Excesso de
Elétrons
íons Zn2+
e
-
Zn2+
Metal
Solução
+
+
+
+
+
+
Metal
2 a)
Solução
2 b)
Figura 2. 2 a ) Formação de uma interface eletrizada .
2 b) Interface eletrizada ( modelo do capacitor )
Podemos representar os dois processos que ocorrem na interface por meio
das semi-equações a seguir
Redução
Oxidação
Zn2++ 2e → Zn
Zn → Zn2+ + 2e
(1a)
(1b)
Inicialmente as velocidades dos processos (1a) e (1b) são diferentes. Num determinado
instante estas velocidades se igualam. O sistema atinge um equilíbrio que denominamos
"Equilíbrio Eletroquímico". No equilíbrio, ambos os processos (1a) e (1b) ocorrem com a
mesma velocidade e são representados por meio da seguinte equação
Zn2+ + 2e
Zn
(2)
Como neste caso, o processo (1b) é mais rápido que o processo (1a), ao se atingir o
equilíbrio, a interface do lado metálico apresenta um excesso de cargas negativas (
acúmulo de elétrons ) e a interface do lado da solução um excesso de cargas positivas (
acúmulo de íons Zn2+ ). Está formada a interface eletrizada.
Exemplo 2
Se no lugar de uma placa de zinco imergimos uma placa de cobre em uma solução de
sulfato cúprico, os íons Cu 2+ presentes nas proximidades do metal tendem a remover
4
elétrons do mesmo, resultando na deposição de átomos neutros de cobre. Por outro lado,
íons de cobre (Cu 2+) do metal passam para a solução.
As semi-equações dois processos são:
Redução
Oxidação
Cu2+ + 2e → Cu
Cu → Cu2+ + 2e
(1’a)
(1’b)
Inicialmente as velocidades dos processos (1’a) e (1’b) são diferentes. Num determinado
instante estas velocidades se igualam. O sistema atinge um equilíbrio que denominamos
“Equilíbrio Eletroquímico”. No equilíbrio, ambos os processos (1’a) e (1’b) ocorrem
com a mesma velocidade e são representados por meio da seguinte equação
Cu2+ + 2e
Cu
(2’)
Para o cobre o processo (1’a) é inicialmente mais rápido que o (1’b). Quando se atinge
o equilíbrio, a interface do lado metálico apresenta um excesso de cargas positivas (
Cu2+ ) enquanto que a interface do lado da solução apresenta um excesso de cargas
negativas ( acúmulo de íons SO4 2- ).
A interface eletrizada, formada em ambos os casos, é também conhecida como Dupla
Camada Elétrica.
2.4.3
Quantidade de Zn2+ que transporta uma carga 2 x 10-5 C na interface
eletrizada
Técnicas da cinética de eletrodo mostram que no equilíbrio entre Zn metálico e uma
solução 1mol/dm3 de ZnSO4 a 20oC e 1 atm., os íons Zn2+, que atravessam em ambas as
direções uma área de 1 cm2 em 1s carregam uma carga de 2 x 10-5 C que corresponde a 1
x 10-10 mol de Zn2+1.
No equilíbrio eletroquímico temos 1 x 10-10 mol de Zn2+ que se depositam sobre o zinco
e ao mesmo tempo 1 x 10-10 mol de Zn2+ que saem do metal indo para a solução. Este
fluxo de carga elétrica que se verifica no equilíbrio, em ambos os sentidos, recebe o nome
de Densidade de Corrente de Troca e é um parâmetro cinético muito importante no
estudo das reações que ocorrem nos eletrodos.
A carga de 1 próton = e = 1,60218 x 10-19 C.
a carga por mol de próton = 1F = NA e (NA =no de Avogadro e F=Faraday)
1F = 6,0221 x 1023 mol-1 . 1,60218x10-19 C
1F = 96485 C mol-1
a carga de 1 íon = z e ( z = no de oxidação do íon )
a carga por mol de íon = Q = z e NA
Q = zF
a carga de n mol de íons = Q' = nzF
n = 2 x 10-5 C / ( 2 x 96485 C mol -1 )
n = 1 x 10 -10 mol
1
5
ATENÇÃO - No equilíbrio eletroquímico não há consumo de material e o equilíbrio é
dinâmico.
2.4.4
Potencial de Eletrodo Absoluto
Todo eletrodo apresenta um potencial elétrico que depende da concentração de seus
componentes em solução e da temperatura. Este potencial é denominado: Potencial de
Eletrodo Absoluto.
Este potencial surge quando mergulhamos um metal numa solução de seus íons e
formamos uma interface entre as duas fases. Através dessa interface ocorre a transferência
de elétrons de uma a outra fase. Como resultado dessa transferência, a eletroneutralidade que
existia em cada fase é desfeita, adquirindo uma das fases um excesso de cargas
positivas e a outra um excesso de cargas negativas. A interface apresenta então uma
diferença de potencial elétrico entre o metal e a solução que é o Potencial de Eletrodo
Absoluto.
A Figura 2b mostra a interface eletrizada (modelo simplificado = capacitor),
metal zinco em solução de sulfato de zinco.
para o
O Potencial de Eletrodo Absoluto, por ser uma diferença de potencial elétrico
entre fases diferentes - metal / solução , não é mensurável. O que medimos sempre
são quantidades relativas. Esse assunto será tratado em itens posteriores.
2.4.5
Potencial de Junção
Interfaces eletrizadas também se formam quando duas soluções
eletrolíticas
diferentes são postas a contato. A separação de cargas positivas e negativas ocorre
devido às diferentes velocidades de difusão
dos íons. A interface apresenta uma
diferença de potencial elétrico entre as duas soluções. Esta diferença de potencial elétrico
recebe o nome de Potencial de junção.
2.4.6
Representação dos Eletrodos
Os eletrodos são em geral representados por meio de diagramas onde se adotam as
seguintes convenções:
¾ O diagrama mostra a seqüência e a composição das fases em contato. As interfaces
presentes são representadas por meio de um traço vertical. Exemplos :
Zn Zn 2+
ou
Zn ZnSO4
6
¾ Uma representação mais completa do diagrama contém também as concentrações dos
íons presentes e o estado físico de todas as espécies. Íons diferentes são separados
por meio de vírgulas. Exemplos : Pt (s) H2(g) (1atm) H+ (aq) (a =1);
Hg HgO,KOH
2.4.7
Equação de NERNST para um eletrodo
A equação de Nernst relaciona o potencial elétrico metal/solução com a concentração dos
íons em solução, a uma dada temperatura. Na prática o valor deste potencial é obtido em
relação a um eletrodo de referência.
(3)
∆φ = ∆φo + (RT/zF) ln (aox/ared)
Sendo
∆φ = diferença de potencial elétrico metal/solução
∆φo = diferença de potencial elétrico padrão metal/solução
R = constante dos gases ideais
T = temperatura ( kelvin )
z = no de elétrons trocados
F = Faraday
aox ; ared = atividade da espécie oxidada e da espécie reduzida respectivamente.
2.5 Tipos de Eletrodos
2.5.1
Eletrodo Gás/íon
O eletrodo gás-íon consiste de um coletor de elétrons inerte, por exemplo platina ou
grafita, em contato com um gás e um íon solúvel. A reação e ∆φ para este eletrodo são
G+ (aq) + e
1/2 G2 (g)
o
∆φ = ∆φ + (RT/F) ln (a G+/P 1/2)
(4)
Como exemplo deste tipo de eletrodo temos o eletrodo Pt (s) H2(g) H+ (aq)
EXERCÍCIO: Um eletrodo de gás-íon consiste de gás cloro borbulhado sobre Pt dentro
de uma solução de cloreto de sódio a 298K. Calcule de quanto muda ∆φ, o potencial
deste eletrodo, quando a pressão do cloro duplica. R=8,9 mV.
2.5.2
Eletrodo Metal/Ion Metálico
Este eletrodo consiste de um pedaço do metal imerso numa solução contendo o
íon metálico. A reação e ∆φ é:
7
M z+ + ze
e
M
∆φ = ∆φo + (RT/F) ln (a M z+ / a M)
(5)
Como exemplo temos o eletrodo Zn Zn 2+
2.5.3
Eletrodo Metal /Sal insolúvel /ânion
Este eletrodo é também chamado de eletrodo de 2ª espécie. Ele consiste de uma barra
de metal M recoberta por um sal insolúvel MX imerso numa solução que contém íons X-.
Estes eletrodos são bastante comuns dentre eles citamos o eletrodo de prata-cloreto de
prata, o eletrodo de calomelano .A reação e o potencial nestes eletrodos é:
MX(s) + e (Metal)
e
M
∆φ = ∆φo - (RT/F) ln (a X -)
(6)
O potencial destes eletrodos depende apenas da atividade do íon ou seja no caso dos
eletrodos acima do íon Cl -. É um eletrodo reversível ao íon Cl-.
2.5.4
Eletrodo de oxidação- redução
Este eletrodo consiste de um metal inerte geralmente platina, imersa numa solução que
contem duas espécies solúveis em diferentes estados de oxidação . Por exemplo uma
solução contendo íons férricos e ferrosos. A reação e o potencial são:
Ox + ze
Red
∆φ = ∆φo + (RT/F) ln (a ox / a red)
(7)
2.6 Células Eletroquímicas
Uma célula Eletroquímica é um sistema constituído de dois eletrodos, que estão em contato.
Este contato pode ser feito através de uma ponte salina ou usando o mesmo condutor iônico. De
acordo com seu funcionamento as células eletroquímicas podem ser classificadas em:
•
•
•
Pilhas ou células galvânicas - neste tipo de célula há obtenção de energia
elétrica e a reação é espontânea. Estas células são Geradoras de energia;
Célula eletrolítica -.neste tipo de célula há obtenção de matéria e a
reação não é espontânea. Estas células são geradoras de substâncias;
Sistemas em que há corrosão - neste tipo de célula há obtenção de
matéria que não tem utilidade prática e a energia em jogo não é
aproveitável. A reação é espontânea.
8
2.6.1 Cátodo e Ânodo
Numa célula eletroquímica um dos eletrodos, o cátodo, age como fonte de elétrons
para os íons do condutor iônico. Nele ocorre a semi-reação de redução
M z+ + ze
M
(8)
O outro eletrodo, o ânodo, age como sumidouro dos elétrons provenientes dos íons do
condutor iônico. No ânodo ocorre a semi-reação de oxidação
M
M z+ + ze
(9)
Para o processo global temos:
M z+ + M ‘
M + M’ z+
(10)
Na figura 3 são representados esquematicamente um cátodo e um ânodo indicando o
escoamento de elétrons através das respectivas interfaces.
Ag
e
Ag=, NO3-
Ag
Cu
2e
Cu
Cu2=, SO42-
Cu2+
+
3 a)
3 b)
Figura 3 . Processos nas interfaces do cátodo 3 a) e do ânodo 3 b)
Na figura 4 são representados esquematicamente um cátodo e um ânodo, indicando o
escoamento de elétrons do ânodo para o cátodo.
e
e
Cu
Cu2+
+
+
+
+
SO42-
_
_
_
_
_
_
_
_
_
Ag+
+
+
+
+
+
e
Ag
NO3-
I
Figura 4. Acoplamento de dois eletrodos : eletrodo de cobre (ânodo) e eletrodo de prata
(cátodo)
9
Ao fecharmos a chave, a lâmpada acende . Elétrons fluem do cobre para a
prata; na
solução Cu2+ e Ag+ se dirigem para a prata enquanto os ânions se dirigem para o cobre.
No cátodo a reação é:
Ag+ + e → Ag
No ânodo a reação é
Cu → Cu2+ + 2e
A reação global da célula da figura 4 é :
2Ag+ + Cu → Cu2+ + 2Ag
2.6.2
(10)
Reação de Eletrodo ou Reação Eletroquímica
A reação (10) é uma reação de óxido-redução. Costuma - se chamar a reação que ocorre
num eletrodo de reação eletroquímica ou reação de eletrodo. Uma reação é eletroquímica
se a ela estiver associada uma passagem de corrente elétrica através de uma distância
finita maior que a distância interatômica. Estas reações podem ocorrer espontaneamente
ou podem ser provocadas. Quando ocorrem espontaneamente há produção de energia
elétrica e quando são provocadas há consumo de energia elétrica.
2.7 Célula Galvânica ou Pilha
É uma célula eletroquímica capaz de fornecer espontaneamente energia elétrica, às
vizinhanças. Na Figura 5 a e 5b apresentamos respectivamente o desenho esquemático
da pilha de Daniell e da Célula de Weston.
O contato na Pilha de Daniell é feito com uma ponte salina e na Célula de Weston a solução
eletrolítica é comum aos dois eletrodos.
Numa pilha, o polo com sinal negativo é o ânodo e o polo com sinal positivo é o cátodo. O
ânodo apresenta um acúmulo de cargas negativas sobre a interface do lado do metal e o
cátodo apresenta um acúmulo de cargas positivas sobre a interface do lado do metal. As
pilhas como descritas são circuitos abertos e seus eletrodos estão em equilíbrio
eletroquímico. Quando o circuito é fechado, ou seja quando os pólos são ligados a algum
aparelho ou a um sistema qualquer, os elétrons circulam espontaneamente do polo
negativo para o positivo ( ver Figura 4 ). Como há passagem de corrente elétrica ,os
eletrodos não estão mais em equilíbrio eletroquímico.
As pilhas como descritas são circuitos abertos e seus eletrodos estão em equilíbrio
eletroquímico. Quando o circuito é fechado, ou seja quando os pólos são ligados a algum
aparelho ou a um sistema qualquer, os elétrons circulam espontaneamente do polo
negativo para o positivo ( ver Figura 4 ). Como há passagem de corrente elétrica ,os
eletrodos não estão mais em equilíbrio eletroquímico.
Numa pilha ou célula galvânica a reação química ocorre espontaneamente.
Pilhas ou células galvânicas são geradores de eletricidade.
10
V
e
5 a)
e
Pilha de Daniell
+
-
Solução de CuSO4
Solução de ZnSO4
Parede porosa
5 b)
Célula de Weston
Solução de CdSO4
Solução
de CdSO4
CdSO4 (s)
Hg2SO4(s)
Cd ( Hg )
Hg(L)
+
e
V
e
Figura 5. 5a) Pilha de Daniell 5 b) Célula de Weston.
2.8 Representação de uma Pilha
As pilhas ou células galvânicas são em geral representadas por meio de diagramas onde se
adotam as seguintes convenções:
1) O diagrama mostra a seqüência e a composição das fases em contato. As interfaces
presentes são representadas por meio de um traço vertical.
11
2) O diagrama lido da direita para a esquerda começa com o metal do cátodo e
termina com o metal do ânodo. Desta forma à direita temos o cátodo ou seja o eletrodo
onde ocorre a redução e à esquerda o ânodo ou seja o eletrodo onde ocorre a oxidação.
3) Quando a pilha estiver funcionando, a corrente elétrica produzida pela célula
provém de uma reação na qual elétrons são fornecidos ao circuito externo pelo eletrodo da
esquerda e absorvidos do circuito externo pelo eletrodo da direita.
4) Uma representação mais completa do diagrama contém também as concentrações
dos íons presentes e o estado físico de todas as espécies. Diferentes íons são separados
por meio de vírgulas.
5) Se não houver potencial de junção os eletrodos podem ser separados por duas
barras interrompidas. Caso haja potencial de junção a separação é feita por uma barra
interrompida.
Exemplo : a pilha de Daniell
Zn  Zn2=  Cu2+  Cu
ou
Zn (s)  Zn2= (aq, a = 1 )  Cu2+ aq, a = 1 )  Cu(s)
Esta pilha foi considerada sem junção e usou-se duas barras cheias no lugar de duas
barras interrompidas. No lugar da concentração colocou-se a atividade ( concentração
efetiva da solução ). Se o ânion fosse especificado por exemplo sulfato de zinco o mesmo
podia ter sido escrito no diagrama .
2.9 Classificação das Pilhas
Pilhas ou células galvânicas são geradores de eletricidade. O fornecimento de
energia elétrica é resultante de uma reação química que transforma reagentes em
produtos. Uma vez consumidos os reagentes, a pilha pára de funcionar. Se a reação for
quimicamente reversível é possível transformar os produtos em reagentes e portanto
recuperar a pilha.
2.9.1 Pilhas Primárias
São pilhas que não são reversíveis e portanto não podem ser recarregadas. Exemplos:
12
Pilha de Leclanché:
Zn NH4Cl (20%), ZnCl2  MnO2,C
Reações de eletrodo :
Ânodo (-)
Zn → Zn2+ + 2e
+
Cátodo(+)
2MnO2 + 2H3O + 2e → 2 MnOOH + 2 H2O
2MnOOH → Mn2O3 + H2O
Causa da irreversibilidade : reações paralelas
OH- + NH4 + → H2O + NH3
2 NH3 + Zn2+ + 2Cl- → Zn(NH3) 2 Cl2
Zn2+ + 2OH- → ZnO + H2O
O Zn(NH3) 2 Cl2 é um complexo levemente solúvel que forma um depósito cristalino.
Aplicação: fonte de energia portátil de tamanho pequeno (não miniatura) para uso em
rádios, brinquedos, lanternas.
Pilha de Mercúrio
Zn(Hg) Zn(OH) 2 (s) KOH(aq) , Zn(OH) 4 2- (aq) HgO(s) Hg(l)
Reação global: Zn + HgO + H2O → Hg + Zn(OH) 2
Eletrólito: KOH
Condutores eletrônicos: Zn e Hg
Aplicações: pilha de referência em eletrônica, rádios, relógios, aparelhos de surdez.
2.9.2 Pilhas Secundárias (Acumuladores)
São pilhas quimicamente reversíveis e portanto são recarregáveis. Exemplo :
Bateria "Chumbo-ácido" .
descarga
Reação global: PbO2 + Pb + 2H2SO4
carga
2PbSO4 + 2H2O
Durante a descarga:
Ânodo (-)
Pb + SO4 2- → PbSO4 + 2e
Cátodo (+)
PbO2 + SO4 2 - + 2e → PbSO4
Durante a carga :
Cátodo (-)
ânodo (+)
PbSO4 + 2e → Pb + SO4 2 PbSO4 → PbO2 + SO4 2 - + 2e
13
Condutores eletrônicos: ambos de Pb. Na prática, são grades de uma liga de
chumbo/antimônio recobertos com uma pasta de óxido de chumbo IV.
Eletrólito: solução aquosa de H2SO4
Aplicações: em carros, energia de reserva, na indústria.
2.9.3
Pilhas Terciárias (Pilhas a Combustível)
São
pilhas continuamente
alimentadas.
Exemplo:
a
Hidrogênio/oxigênio.
ânodo (-)
2H2 → 4H+ + 4e
+
Cátodo (+)
O2 + 4H +4e → 2H2O
Reação global:
2H2 + O2 → 2H2O
pilha
de
Bacon
Condutores eletrônicos: níquel poroso
Eletrólito: solução aquosa (27%) NaOH
Aplicações: em foguetes espaciais, em coração artificial. Não tem aplicação comercial.
2.9.4 Exercícios
1. Dê a reação da pilha e as semi-reações do cátodo e do ânodo para cada um dos
seguintes casos:
a) Ag(s) Ag+ (aq, a+ = 0,01 )   Zn2+ (a+ = 0,1) Zn(s);
b) Pt(s) Fe2+ (aq,a +- =1,0),Fe2+(aq,a+ =0,1)  Cl- (aq a+- =0,001) AgCl(s) Ag(s)
c) Cd CdSO4 (s)  CdSO4 (l)  Hg2SO4(s) Hg Pt
2. Muitas vezes quando construímos uma célula eletroquímica, precisamos usar
condutores eletrônicos inertes (eletrodos inertes) ou seja condutores que não tomem
parte das reações de eletrodo. Cite os três mais usados.
3. A partir das reações abaixo, dê o diagrama da pilha correspondente.
a) Fe + 2Fe3+ → 3Fe2+
b) H2(g) + Cl2 (g) → 2 HCl (aq)
14
2.10 Célula Eletrolítica
2.10.1
Definição
É uma célula eletroquímica que recebe energia elétrica das vizinhanças. A bateria de chumbo é
uma célula eletrolítica durante o processo de carga. A célula de mercúrio para a produção de gás
cloro é uma célula eletrolítica. As células eletrolíticas são geradoras de substâncias químicas.
( figura 6 )
+
+
+
+
+
35% NaCL
17% NaCL
Na(Hg)
cátodo
Lavagem
Com água
Figura 6. Célula de mercúrio para a produção de gás cloro.
H2O
Catalisador
H2
50% NaOH
Numa célula eletrolítica, o polo com sinal negativo é o cátodo e o polo com sinal positivo é
o ânodo. As leis de Faraday regem as massas obtidas nas eletrólises.
15