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Biblioteca de Química

Curso: Biblioteca de Química > Unidade 19

Lição 1: Química Avançada 2015 - Questões discursivas
Ciências
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Química Avançada 2015 - Questões discursivas
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Química Avançada 2015 - Discursiva 1a

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Analisando reações e o potencial do eletrodo em uma bateria metal-ar. De Química Avançada 2015 - Discursiva 1a.

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RKA7GM - Questão 1: Pilhas de metal-ar são, relativamente, uma nova fonte energética portátil que consiste em um ânodo metálico, em uma pasta eletrolítica alcalina que contém água e em uma membrana catódica porosa que permite a entrada do oxigênio do ar. Um esquema dessa pilha é mostrado acima. Temos à esquerda de nossa fonte de energia o terminal metálico, o pólo negativo, o ânodo, a região que fornece os elétrons. No meio, temos nossa pasta eletrolítica com pH alcalino, isto é, pH básico, acima de 7, que contém água. Como contém água, uma substância polar, essa pasta será uma boa condutora de eletricidade. Ao fim, temos uma membrana catódica porosa, por onde o ar passa. Logo, temos à direita, o nosso pólo positivo para onde os elétrons são atraídos. E, por ser porosa, permite a entrada do gás oxigênio proveniente do ar. Voltando. Os potenciais de redução do cátodo e de três possíveis metais que podem servir como ânodo são dados na tabela abaixo. Então, temos aqui as reações parciais, e aqui os respectivos potenciais de redução em volts sob pH 11 e temperatura de 298 kelvin. Lembre-se que reduzir significa ganhar elétrons. Assim, o potencial de redução implica, de alguma forma, o potencial que a substância tem de ganhar, de atrair elétrons em uma determinada reação. Tomemos aqui, por exemplo, o oxigênio gasoso, mais duas água no estado líquido junto a 4 elétrons sofrem uma reação que resulta em 4 íons OH⁻ em solução aquosa. Note que esta primeira reação parcial está presente nesta interface aqui, onde o oxigênio se apresenta devido à entrada de ar pela membrana porosa, e onde há também água contida nessa pasta eletrolítica. Assim, temos nesta interface uma solução aquosa onde ocorre a formação de 4 íons OH⁻. Então, veja aqui que essa reação tem um determinado potencial de redução para pH 11, que condiz com as condições alcalinas estabelecidas pela pasta eletrolítica. Logo, essa reação, ocorrendo na interface entre a membrana catódica porosa e a pasta eletrolítica, estabelece uma voltagem positiva a esta região, cujo valor é de +0,34 volts. A tabela ainda nos fornece três possíveis cátodos metálicos com seus respectivos potenciais de redução, o zinco (Zn), o sódio (Na) e o cálcio (Ca). Vamos considerar o Zn, por exemplo. Se tomarmos como metal o Zn, o que vai acontecer bem aqui? Bem, teremos esta reação inversa, uma vez que o ânodo é o setor que fornece elétrons ao circuito. Note pela reação que, da maneira como foi apresentada, os elétrons são reagentes desta reação. Como sabemos que, na pilha, o ânodo é a região produtora de elétrons, temos que inverter esta reação, assim como o seu potencial de redução que, uma vez invertida a reação, se tornará de menos para mais. Assim, temos um pólo produzindo elétrons, que é o ânodo. E esses elétrons são atraídos ao cátodo por meio de um fio condutor. No meio do fio, temos alguma estrutura que irá converter esta energia elétrica em alguma forma de trabalho útil, configurando uma fonte de energia. Os elétrons, ao chegarem ao cátodo, que é o pólo oposto, reagem com o oxigênio e a água, produzindo íons OH⁻ que, por sua vez, dirigem-se finalmente ao ânodo, fechando o circuito. Agora que temos uma compreensão razoável do que está acontecendo, vamos às perguntas. (a): Os primeiros modelos de pilha de metal-ar tinham como ânodo o zinco. O óxido de zinco é produzido enquanto a pilha funciona, conforme a equação abaixo. Parte 1: Usando a informação dada na tabela acima, calcule o potencial da pilha para a configuração zinco-ar. Parte 2: A pasta eletrolítica contém íons OH⁻. Na figura de pilha acima, desenhe uma seta para indicar a direção de migração dos íons OH⁻ através do eletrólito enquanto a pilha está ativada. Então, vamos apresentar aqui as reações parciais de maneira coerente com a equação global final. No balanceamento estequiométrico, vemos que temos que dobrar esta reação de baixo. Note que, apesar de dobrarmos a quantidade de mols, o potencial de redução não é dobrado. Lembre-se que o potencial de redução não varia conforme multiplicamos nossos reagentes ou produtos. Finalmente, anulando entre as duas equações os possíveis produtos com reagentes, teremos, ao final, a nossa equação global, que é exatamente a mesma apresentada pelo exercício. Somando a reação de cima com a reação de baixo, somamos também os potenciais de redução, obtendo que o potencial de redução da equação global é de +1,65 volts. Agora, respondendo à segunda parte do exercício, temos novamente aqui a nossa figura. Uma vez que nesta interface são produzidos os íons OH⁻ que, por sua vez, são atraídos ao ânodo, ao estruturarmos uma seta indicando a sua direção, essa seta terá este formato, da direita para a esquerda, do cátodo para o ânodo.