FISICO QUÍMICA- AULA 8- PILHAS

 SUPER RESUMO DE PILHAS: 

AÍ VAI O LINK PARA VOCÊS FICAREM PILHADOS:

https://x-xquimica.com.br/fisico-quimica-aula-8-pilhas/

Química sem segredos - pilha de Daniell 

PILHAS DE DANIELL - EXERCÍCIOS PASSO A PASSO

ALÔ PESSOAL!!
Semana que vem Enem!!!
E vamos para mais um assunto importante: Pilhas.
Sempre surgem dúvidas na hora de resolver os exercícios, não?
Vamos lá:

Observe as reações a seguir:


1 - Considere as semirreações com seus potenciais padrão de redução:
Cr3(aq)+3e− → Cr (s)         Eo = -0,74V
Cd2+(aq)+2e− → Cd (s)     Eo = -0,40V
a) Mostre a reação global da pilha formada e calcule sua força eletromotriz.
b) Diga quem é o cátodo e o ânodo na pilha formada.
c) Em qual sentido os elétrons se deslocarão?
d) Em quais eletrodos ocorrerá corrosão e aumento de massa?
e) Faça a representação da pilha.

RESOLUÇÃO:

Para representar a pilha você precisa saber qual eletrodo vai perder elétrons e qual eletrodo vai receber elétrons.

Porque a pilha funciona assim! Um eletrodo ( conjunto da barra metálica e a solução correspondente) vai doar os elétrons e o outro vai receber.

 

E como você vai saber qual eletrodo doa e qual eletrodo recebe?

Pelos potenciais de oxidação ou redução. Eles precisam ser dados ou estão em uma tabela. Acima, nas reações, você vê que ambas recebem elétrons: então são reações de redução. Para fazer uma pilha, um tem que oxidar e outro reduzir. Como as duas equações são de redução, pegue aquela de maior valor numérico( - 0,40 V) e essa será a sua reação de redução. A outra reação você inverte , para que ela se torne uma reação de oxidação:


Cd2+(aq)  + 2 e- → Cd  ----------> semi reação de redução                 
Cr(s)  → Cr3+(aq)+/3e−----------------> semi reação de oxidação
2Cr3+(aq)+3Cd(s)
Veja que há uma diferença de elétrons: então precisamos acertar os coeficientes das semi reações e depois somar as duas: você encontra a reação global:


3Cd2+(aq)  + /2e−  6e− → 3Cd(s)  (3x)                  
2Cr(s)  → 2Cr3+(aq)+/3e− 6e−  (x2)----------------------------------------------------------------------------
2Cr(s)+3Cd2+(aq) →  2 Cr 3+  + 3 Cd (s)  equação geral ou reação global da pi2Cr3+(aq)+3Cd(s)
 DDP= cálculo da força eletromotriz ou ddp= E maior - E menor ( de duas reações de redução, ou duas de oxidação)
DDP = - 0,40 - ( - 0,74) = - 0,40 + 0,74 = 0,34 V
b) cátodo é onde chegam os elétrons = Cd
     ânodo é de onde saem os elétrons = Cr
c) os elétrons se deslocarão de Cr para Cd ( do cromo para o cadmio)
d) o eletrodo que desgasta é o que perde elétrons = eletrodo de cromo
   o eletrodo que aumenta de tamanho é o que recebe elétrons = eletrodo de cadmio
e) representação da pilha:
e) Cr(s)/Cr2+(aq)//Cd2+(aq)/Cd(s)


Outro exercício para ajudar:


2) Com base no diagrama da pilha:

Ba0 / Ba2+ // Cu + / Cu0

E nos potenciais-padrão de redução das semi-reacões:
Ba0 → Ba2+ + 2e– E0 = –2,90 volt

Cu0 → Cu+1 + 1e– E0 = +0,52 volt  


Qual a diferença de potencial da pilha ?
Resolução:
Olhando o diagrama da pilha você pode dizer que o bário oxida, porque perde elétrons e o cobre reduz, porque ganha elétrons. Logo o eletrodo de bário é o anodo e o eletrodo de cobre é o cátodo.
Para o cálculo da ddp: E maior - E menor ou seja, + 0,52 - ( - 2,90 ) = 0,52+ 2,90= 3,42 V


E agora uma do Enem:

ENEM 2012

O boato de que os lacres das latas de alumínio teriam um alto valor comercial levou muitas pessoas a juntarem esse material na expectativa de ganhar dinheiro com sua venda. As empresas fabricantes de alumínio esclarecem que isso não passa de uma "lenda urbana", pois ao retirar o anel da lata, dificulta-se a reciclagem do alumínio. Como a liga do qual é feito o anel contém alto teor de magnésio, se ele não estiver junto com a lata, fica mais fácil ocorrer a oxidação do alumínio no forno. A tabela apresenta as semirreações e os valores de potencial padrão de redução de alguns metais:

Disponível em: www.sucatas.com. Acesso em: 28 fev. 2012 (adaptado).

Com base no texto e na tabela, que metais poderiam entrar na composição do anel das latas com a mesma função do magnésio, ou seja, proteger o alumínio da oxidação nos fornos e não deixar diminuir o rendimento da sua reciclagem?

a.Somente o lítio, pois ele possui o menor potencial de redução.

b.Somente o cobre, pois ele possui o maior potencial de redução.

c.Somente o potássio, pois ele possui potencial de redução mais próximo do magnésio.

d.Somente o cobre e o zinco, pois eles sofrem oxidação mais facilmente que o alumínio.

e.Somente o lítio e o potássio, pois seus potenciais de redução são menores do que o do alumínio

Resolução:

Veja a tabela: somente o lítio e o potássio possuem potenciais de redução menores que o alumínio ( e)


fontes: http://educacao.globo.com

http://mundoeducacao.bol.uol.com

http://brasilescola.uol.com

www.agracadaquimica.com.br

PILHAS SECAS, PILHAS DE LÍTIO, DE MERCÚRIO E RECARREGÁVEIS

ALÔ PESSOAL!!!
O assunto de pilhas já está postado aqui no XQUIMICA.
Funcionamento da Pilha de Daniell e suas equações


Vamos falar sobre a composição das pilhas atuais, como se comportam e sua composição:


PILHA DE LECLANCHÉ:


A pilha seca ácida foi desenvolvida em 1866, pelo químico francês George Leclanché (1839-1882). Ela é a pilha mais comum hoje em dia, pois é a mais barata e a mais usada em lanternas, rádios, equipamentos portáteis e aparelhos elétricos como gravadores, flashes e brinquedos.
Essa pilha na verdade não é seca, pois dentro dela há uma pasta aquosa, úmida, mas ela recebeu esse nome para diferenciá-la (porque era revolucionária, na época em que foi criada) das primeiras pilhas até então conhecidas, como a pilha de Daniell .





PILHAS SECAS










Veja as semelhanças e diferenças com a pilha de Daniell:



COMPONENTES DE UMA PILHA DE MERCÚRIO:







Estas pilhas, por serem de dimensão reduzida, são usadas em aparelhos pequenos, tais como relógios, comandos, calculadoras, etc.
Com o seu exterior em aço, as pilhas de mercúrio são de extrema qualidade, já que conseguem fornecer uma tensão sempre igual, durante todo o seu tempo de vida, e podem ter uma duração superior a mais de 800 horas de funcionamento. Além desta excelente particularidade, as pilhas de mercúrio conseguem ainda manter a sua energia durante muito tempo, até cerca de 8 anos, sempre com a mesma carga.
Quando chegam ao fim do seu tempo de vida, a sua tensão desce de imediato para os zero volts, e não de uma forma gradual, como acontece nos outros tipos de pilhas.


PILHAS DE LÍTIO

As pilhas ou baterias que possuem o lítio como principal constituinte têm como uma de suas características o fato de serem bem leves, pois o lítio é o metal menos denso descoberto até o momento. Para se ter uma ideia, esse metal branco prateado boia na água, pois é duas vezes menos denso que ela. Isso se dá devido ao fato de que o lítio possui apenas três prótons e três nêutrons.

Existem dois tipos principais de pilhas ou baterias de lítio, uma delas é denominada de pilha de lítio-iodo. Ela foi desenvolvida principalmente para ser usada em marca-passos cardíacos, já que é bastante leve, segura (não libera gases, pois é fechada hermeticamente), tem uma boa durabilidade (cerca de 8 a 10 anos), fornece uma voltagem de 2,8 V e uma alta densidade de carga (0,8 Wh/cm³).

Os eletrodos são formados por lítio e um complexo de iodo, que ficam separados por meio de uma camada cristalina de iodeto de lítio que permite a passagem da corrente elétrica. O lítio metálico funciona como o ânodo dessa pilha, ou seja, é o polo negativo que se oxida, perdendo elétrons. Já o cátodo, o polo positivo que se reduz, recebendo elétrons, é o complexo de iodo.

Veja as semirreações que ocorrem nos eletrodos e a equação que representa a reação global desse tipo de pilha:

Semirreação do Ânodo: 2 Li_(s) →2 Li⁺_(s) + 2e^-

Semirreação do Cátodo: 1 I_2(s) + 2e^-→2 I^-_(s)

Reação Global: 2 Li_(s) + 1 I_2(s) →2 LiI_(s)

O outro tipo de pilha ou bateria é a de íon lítio. Ela leva esse nome exatamente porque o seu funcionamento se baseia no movimento de íons lítio (Li⁺). Ela é atualmente muito utilizada nas baterias de telefones celulares e seu potencial varia entre 3,0 e 3,5 V.

O ânodo e o cátodo são formados por átomos dispostos em planos como se fossem lâminas com espaços onde os íons lítio se inserem. O ânodo é formado por grafita com o metal cobre e os íons se intercalam nos planos de estruturas hexagonais de carbono, formando a seguinte substância: Li_yC_6­.Já o cátodo é formado pelos íons lítio intercalados num óxido de estrutura lamelar (Li_xCoO₂).

Assim, temos que os íons lítio saem do ânodo e migram por meio de um solvente não aquoso para o cátodo.

Semirreação do Ânodo: Li_yC_{6 (s)} → y Li + C₆ + y e-
Semirreação do Cátodo: Li_xCoO_{2 (s)} + y Li⁺_(s) + y e^- → Li_x+yCoO_2(s)
Reação Global:  Li_yC_6(s) + Li_xCoO₂ → C_6 (s) + Li_x+yCoO_2(s) 

Essas baterias são recarregáveis, bastando usar uma corrente elétrica externa que provoca a migração dos íons lítio no sentido inverso, ou seja, do óxido para a grafita.

PILHAS RECARREGÁVEIS





Os três principais tipos de baterias são as de níquel-cádmio (Ni-Cd), a de níquel metal hidreto (NiMH) e a de íons de lítio (Li-ion),

Em linhas gerais, as baterias de níquel-cádmio são constituídas por dois eletrodos separados por um isolante, enrolados um sobre o outro e imersos num eletrólito. Neste tipo de bateria tanto o eletrodo positivo (cátodo), formado de níquel – óxi-hidróxi de níquel (NiOOH)_, quanto o negativo (ânodo), de cádmio –  hidróxido de cádmio (CdOH), permanecem estáveis durante os processos de carga e descarga, desde que processados adequadamente. Estes eletrodos encontram-se mergulhados em um eletrólito, que conduz os íons, formado por uma solução de hidróxido de potássio (KOH/H₂O).

 Uma diferença de potencial é produzida quando entre os dois eletrodos se interpõe uma resistência de descarga. O processo de descarga da bateria começa quando uma corrente de íons começa a circular.

Na bateria descarregada, o eletrodo de níquel possui a composição Ni(OH)₂, enquanto o eletrodo de cádmio, Cd(OH)₂ –hidróxido de cádmio.

Já no processo de carga, a bateria é sujeita a uma tensão externa inversa e consequentemente os hidróxidos dos eletrodos passam a se decompor, liberando cádmio, níquel e água. O eletrodo de níquel perde um íon de hidrogênio (H⁺) tornando-se NiOOH, e o eletrodo de cádmio perde dois íons hidroxila (2OH^–) passando a cádmio metálico (Cd). Como se observa, depois de carregada, a bateria fica exatamente como nas condições iniciais.

fontes: www.tecnologiadoglobo.com
www.mundoeducacao.com.br
www.brasilescola.uol.com.br
www.digitonet.com.br
https://marianaplorenzo.com

BREAKING BAD - A QUÍMICA REINVENTADA EM ALGUNS EPISÓDIOS

ALÔ PESSOAL!!!!!
Estava vendo a série "Breaking Bad" e algumas coisas me deixaram na dúvida.
Pesquisando, achei essas explicações super, que mostram que é possível reproduzir o que o prof. White fez!!!!


1-  Os efeitos nocivos da Ricina
Mr. White mostra pra gente várias formas de matar alguém, uma delas é usando Ricina, uma proteína presente nas sementes da mamona. Em seres humanos, as proteínas desse grupo são capazes de entrar nas células e se ligar a ribossomos, paralisando a síntese de proteínas e causando morte da célula. Uma semente de mamona contém ricina suficiente para levar uma criança à morte. Não existe nenhum teste confiável para confirmar a exposição à ricina. Os sintomas de envenenamento por ricina podem aparecer de 6 a 8 horas após a exposição. Também não existe um tratamento, o envenenamento por ricina é tratado com cuidados médicos de apoio, tais como auxílio para respirar, administração de líquidos por via intravenosa e medicamentos para tratar o inchaço. Sintomas incluem febre, dor de cabeça, dor muscular, tosse seca, vômitos e diarreia.  Fontes: Wikipedia e UOL ciência.






2- Sacos de explosivos
Mr. White chega com um saco que parece conter drogas. Mas não! Ele quase explode gangsters/ajudantes, o Tuco e ele mesmo. O saco continha Fulminato de mercúrio, um sensível explosivo que pode demolir uma casa
Única incoerência seria a aparência dele, na série ele se mostra como cristais grandes. Feito dessa forma seria MUITO instável, seria mais preciso com a realidade se o Walt usasse em alguma textura que lembrasse um pó. Fonte: BBC.


3-- Funcionamento de baterias
Mr. Walt faz uma bateria caseira galvânica usando para o polo negativo (ânodo): metal galvanizado (zinco) coletado com moedas e algumas partes metálicas (parafusos, roscas, etc); e para o polo positivo (cátodo), ele usa grafite e óxido de mercúrio, coletado do freio do veículo. Para eletrólito ele molha uma esponja em hidróxido de potássio. Tá certinho, mas talvez a energia gerada não seja suficiente pra fazer o carro pegar. Mais sobre a bateria que o Mr. Walt fez :



4- Como derreter fechaduras
A reação de thermite que o Mr. Walt mostra dá pra fazer, você mistura um óxido de metal, por exemplo o óxido de ferro com um pó de metal reativo, por exemplo, o de alumínio e forma-se o óxido de alumínio e o ferro. Essa reação é super quente e pode derreter uma fechadura (fonte: BBC). Usando em uma grande quantidade dá pra derreter um carro. A reação de thermite é três vezes mais quente que lava
.
E aí, gostaram?
XQUIMICA agrade ao Uol e garotas geeks, pela pesquisa e vídeos!

RESUMO DE PILHAS DE DANIELL

CÁLCULO DA DDP EM UMA PILHA DE DANIELL

ALÔ PESSOAL!!!!!!!!!!
Acabaram os feriados ( por enquanto!), então vamos  atualizar  nossos conhecimentos!
Para se calcular a DDP de uma pilha é necessário que as duas equações estejam na mesma forma: oxidação ou redução.
Se uma delas estiver invertida, é necessário colocá-la na mesma forma que a outra.
 A capacidade de sofrer redução é chamada de Potencial de Redução (E_red). Visto que esse valor depende da pressão, temperatura e concentração da solução, determinou-se um potencial-padrão (ou normal, em 25°C, pressão de 1atm, e concentração de 1,0 mol/L) que é identificado pelo símbolo E⁰. O contrário também é verdadeiro, existe o Potencial de Oxidação (E_óxi).
Em uma pilha, a espécie que apresenta maior E0 red sofre redução e a outra espécie, de maior E0 óxi, sofre oxidação.

A força eletromotriz ( FEM) pode ser expressa em termos de potencial de redução ou de oxidação. É importante lembrar que esses potenciais têm o mesmo valor, porém possuem sinais contrários.
Para calcularmos a voltagem de uma pilha no estado padrão, usamos a seguinte expressão:

∆E0 =  E0red (cátodo)  -  E0 red (ânodo)

ou

                                             ∆E⁰ =  E⁰_{oxi (ânodo)} -  E⁰ _{oxi (cátodo)Exemplo:}
Zn²⁺_(aq) + 2 e^- ↔  Zn_{( s)}                E_red = - 0,76 V
Cu²⁺_(aq) + 2 e^- ↔  Cu_{( s)}                  E_red = + 0,34 V

Cálculo da ddp:

∆E⁰ = E⁰_{red (maior)} - E⁰ _{red (menor)}
∆E⁰ = E_{red Cu}²⁺ - E_{red Zn}²⁺
∆E⁰ = + 0,34 – (- 0,76) ∆E⁰ = + 1,10 V

 _{Veja que as duas equações são semi reações de redução.
Quando o valor da ddp é positivo a pilha pode ser montada.
clique neste endereço e faça a simulação de uma pilha de Daniell !
http://www.portalsaofrancisco.com.br}

OXIDAÇÃO E REDUÇÃO- AGENTE REDUTOR E AGENTE OXIDANTE

ALÔ PESSOAL!!!!
Entrando em assunto novo, vamos de oxidação  e redução, lembrando os conceitos fundamentais:


Oxidação é o processo químico onde há perda de elétrons.
Dessa forma o número de oxidação aumenta.
Ex: Cu (s) ------> Cu +2   + 2 e -
 nessa reação o cobre ( metal ) oxidou, perdendo dois elétrons e  tornando-se  íon cobre positivo.
No cobre  metal o número de oxidação é  zero. No íon cobre o numero de oxidação é +2.


Redução é o processo químico onde há ganho de elétrons, diminuindo o número de oxida
ção.
Ex:  Ag +1  + 1 e- ----> Ag
nessa reação a prata ( íon) reduziu, ganhando um elétron e se tornando o metal prata .
No íon prata o número de oxidação é +1. No metal prata o número de oxidação é zero.


Agente redutor é a espécie química que contém o elemento que se oxida , no caso acima o agente redutor é o cobre.


Agente oxidante é a espécie química que contém o elemento que se reduz, no caso acima o agente oxidante é a prata.


As reações de oxidação e redução ocorrem juntas, sempre uma espécie vai perder elétrons e a outra vai adquiri-los.
Chamamos isso de reações de óxido redução.
Outro exemplo:




Na prática como isso ocorre:
Uma barra de zinco é colocada em uma solução de cobre:

o que ocorre?
o zinco se oxida , se "desfaz" e uma camada de cobre metálico começa a envolver a placa restante de zinco.

CORROSÃO E PROTEÇÃO

ALÔ PESSOAL!
Hoje vamos falar sobre corrosão e as formas de proteção anticorrosiva.
Olhe a foto abaixo:

 imagem:profpc.com.br

Está vendo a ação da corrosão?
Podemos definir como uma oxidação indesejada que diminui a vida útil de produtos de aço como pontes e automóveis cuja substituição do metal corroído custa bilhões/ ano.
Imagine o tamanho da encrenca quando pensar em plataformas de petróleo submarinas,canos de água submersos, toda a fiação elétrica, vergalhões, e tudo mais onde entra aço. Para começar a história, lembre que aço é ferro com adição de carbono, uma liga metálica onde o carbono entra com 0,008 a 2,0%.
A corrosão é um processo eletroquímico e o principal responsável é a a água.Mas especificamente, o oxigênio presente na água ou no ar úmido, conforme a equação:

2Fe (s) + O2 (g)  + 4 H+ ( aq) --> 2 Fe +2 ( aq)  + 2 H2O ( l ) 

onde os íons de Fe +2 representam a " ferrugem".
Como a corrosão é um processo que ocorre naturalmente, podemos impedir  através de uma simples pintura ( de pouca durabilidade), ou de processos mais eficazes como os protetores anticorrosivos.
Para saber mais sobre o assunto, procurei a Quimatic ( www.quimatic.com.br) que através do Bruno Lima ajudou-me nas informações abaixo:

"Protetivos são utilizados pela indústria, principalmente pelos setores offshore, mineração, agroindustrial, metalúrgico, construção civil, entre outros, para proteção anticorrosiva de: peças, estruturas metálicas, máquinas e equipamentos sujeitos à oxidação.

Estes protetivos são utilizados para o armazenamento ou transporte de componentes metálicos quando precisamos de proteção anticorrosiva temporária, considerando que em algum momento desejaremos remover esta proteção para utilizar o componente novamente.

Um protetivo é basicamente formulado por ceras de petróleo, aditivos anticorrosivos e solventes. A proteção anticorrosiva ocorre pela barreira da camada impermeabilizante formada por estas ceras que, potencializada pelos aditivos anticorrosivos, impede que as intempéries ataquem a superfície metálica.

Dependendo da composição, além da proteção anticorrosiva, o protetivo serve também como lubrificante. Um produto lubrificante reduz o atrito entre dois materiais em contato e movimento relativo e isto é importante para diminuir o desgaste dos materiais. Portanto, quando conveniente, um protetivo com capacidade de proteção e lubrificação é muito útil em peças que precisam de proteção anticorrosiva e que serão depois utilizadas em atrito com outros elementos que geram desgaste eliminando inclusive assim o trabalho de remoção do produto.

Para uma noção mais exata dos produtos que eles fabricam aqui vai uma lista com as definições e aplicações de cada um: 

"

Quimatic 10 – Protetivo Não Oleoso

QUIMATIC 10 é um micro lubrificante de película seca, antiestático, de penetração rápida, que confere excelentes propriedades de lubrificação e de proteção anticorrosiva. Estas características se adequam ao uso em mecanismos delicados como cadeados, fechaduras, dobradiças, pequenas ferramentas e instrumentos de medição como paquímetros, micrômetros, calibradores, entre outros.

Quimatic 20 – Lubrificante HD (Heavy Duty)

Independente da sua excelente proteção anticorrosiva, o Quimatic 20 é requisitado pela sua excepcional função lubrificante, pois tem importante aplicação em elementos mecânicos, principalmente em almas de cabo de aço que não podem se desgastar com o atrito e muito menos sofrer oxidação. Atua também como desengripante para remoção de parafusos, porcas e outros elementos de montagem e fixação.

Quimatic 30 – Protetivo com película cerosa flexível

O Quimatic 30 é um protetivo-lubrificante de película cerosa flexível resistente à corrosão e um excelente lubrificante para componentes mecânicos, como moldes de ferramentaria, ferramentas e equipamentos de grande porte; tanques, tubulações, estruturas metálicas, correntes, eixos, cames, roldanas, nóreas, cremalheiras e outros elementos.

Indicado especialmente para armazenamento de peças e componentes em locais cobertos ou para maximizar a proteção anticorrosiva durante o transporte de peças e equipamentos embalados.

É um produto caracterizado pela sua flexibilidade resistente à dilatação da superfície protegida e pela sua forma líquida de aplicação que facilita penetração em locais de difícil acesso. Torna-se ceroso rapidamente (tixotrópico) evitando escorrimento.

Quimatic 40 – Protetivo com película cerosa espessa

A película formada pelo Quimatic 40 foi especialmente formulada para proteção anticorrosiva de quaisquer componentes metálicos expostos às intempéries, principalmente chuvas. Altamente recomendado para peças, máquinas e equipamentos expostos em ambientes externos, seja para armazenamento ou para transporte (inclusive marítimo).

Este protetivo é altamente tixotrópico (torna-se ceroso rapidamente) e resiste à variação de temperatura o que permite a sua aplicação em superfícies verticais e formação de uma espessa camada sem escorrimento.

O Quimatic 40 tem grande solicitação por empresas do setor offshore, naval, construção civil, minerador, entre outros, pois são segmentos industriais desenvolvidos em ambientes altamente corrosivos e que deixam seus componentes metálicos expostos a estas condições, seja por falta de espaço adequado para armazenamento ou inviabilidade de execução de outros métodos de proteção anticorrosiva.

 Além desses processos ainda temos a galvanização, que será nossa próxima postagem!

Até lá!

 fontes: Principios da Quimica - Peter Atkins e Loretta Jones

            Quimatic/Tapmatic