ENERGIA E TRANSFORMAÇÕES NA SOCIEDADE

A invenção da pilha

Para iniciar nosso estudo, responda às questões a seguir.

Ao responder às questões anteriores, é possível perceber que as pilhas e baterias estão presentes em diferentes situações do nosso dia a dia. Afinal, qual é a finalidade desses dispositivos? Eles atuam como geradores elétricos, fornecendo energia elétrica ao equipamento para que ele funcione, dispensando a conexão direta à rede de energia elétrica, como ocorre com outros equipamentos eletrônicos.

Algumas pilhas e baterias são recarregáveis, ou seja, quando finalizada sua carga, basta conectá-las à rede de energia elétrica para que elas se recarreguem. No entanto, as pilhas comuns não são recarregáveis, sendo necessário seu descarte em pontos de coleta após o término de sua vida útil e sua substituição por pilhas novas.

Mas como esses dispositivos foram desenvolvidos? O precursor das pilhas e baterias utilizadas atualmente foi desenvolvido pelo físico italiano Alessandro Volta (1745-1827). Em 1799, ao investigar eventos relacionados à eletricidade, Volta construiu um equipamento formado por discos metálicos do tamanho de moedas, empilhados uns sobre os outros, com o qual conseguiu obter faíscas e choques elétricos.

Apesar da importância da pilha de Volta, por se tratar da primeira fonte de eletricidade contínua desenvolvida, seu uso era limitado, pois ela perdia carga rapidamente à medida que a corrente elétrica era consumida.

Em 1836, o químico e meteorologista inglês John Daniell (1790-1845) criou uma pilha aprimorada que fornecia uma corrente elétrica uniforme durante seu funcionamento. A pilha de Daniell, também chamada célula de Daniell, deu um novo impulso à pesquisa elétrica e encontrou muitas aplicações comerciais. Ela consistia em um recipiente de cobre contendo solução de sulfato de cobre abre parênteses C u S O subscrito 4 fecha parênteses$\left({\text{CuSO}}_4\right)$, ácido sulfúrico abre parênteses H subscrito 2 S O subscrito 4 fecha parênteses$\left({\text{H}}_2{\text{SO}}_4\right)$ e um fio de zinco abre parênteses Z n fecha parênteses$\left(\text{Zn}\right)$.

Professora, professora: Ao comentar sobre o descarte adequado de pilhas e baterias, diga aos estudantes que, de acordo com a Resolução nº 401/08 do Conselho Nacional do Meio Ambiente (Conama), todos os pontos de venda de pilhas e baterias devem oferecer postos de coleta.

PRÁTICA CIENTÍFICA

A pilha de Alessandro Volta

Você já imaginou acender um LED com moedas e arruelas (peça colocada entre um parafuso e uma peça a ser parafusada)? No experimento a seguir você vai reproduzir, de maneira simplificada, o dispositivo de Alessandro Volta.

Materiais

• 7 moedas revestidas de cobre (podem ser de 1 ou 5 centavos)
• 5 arruelas galvanizadas de zinco
• 5 pedaços de papel sulfite ou papel toalha cortados em quadrados no tamanho próximo ao das moedas
• vinagre
• LED
• prato de plástico

Professor, professora: Deixe claro aos estudantes que os materiais que compõem as moedas e as arruelas não são puros. As moedas de 1 e 5 centavos da segunda família do real são feitas de aço revestido com cobre, já a arruela é feita de aço revestido de zinco. Antes de iniciar a montagem da pilha, confira se as moedas e as arruelas estão limpas, caso não estejam, oriente-os a limpar com esponja, água e sabão.

Como proceder

A. Molhe os pedaços de papel em vinagre.

B. Monte a pilha sobre o prato de plástico. Primeiro, faça uma base triangular com três moedas e, na sequência, adicione um pedaço de papel umedecido com vinagre.

C. Coloque uma arruela sobre o papel umedecido.

Imagem sem proporção e em cores fantasia.

D. Repita mais quatro vezes o processo de empilhar, nesta sequência: uma moeda de cobre, um papel embebido em vinagre e uma arruela.

E. Segure o terminal mais longo do LED tocando as moedas da base e o mais curto tocando a arruela no topo da pilha.

Análise

1. O que aconteceria com a intensidade da luz do LED se mais quatro camadas fossem empilhadas e ligadas a ele?

2. Por que a folha de papel embebida em vinagre é necessária para o funcionamento da pilha montada? Poderia ser utilizado outro material?

Respostas nas Orientações para o professor.

Funcionamento de pilhas e baterias

Como vimos, as pilhas e baterias são dispositivos portáteis para a geração de energia elétrica. Portanto, existe energia armazenada nesses dispositivos, que a liberam na forma de energia elétrica ao serem conectados aos aparelhos. Essa energia armazenada, no entanto, não é energia elétrica, e sim química. Mas o que isso significa e como ocorre essa transformação?

Os materiais que compõem as pilhas e as baterias são responsáveis por armazenar a energia química nesses dispositivos. Por meio de reações químicas, essa energia é liberada, causando a movimentação de elétrons e gerando corrente elétrica.

A movimentação dos elétrons em uma pilha ocorre porque um dos elementos químicos que a compõem perde elétrons, ou seja, oxida, enquanto o outro elemento químico recebe esses elétrons, ou seja, reduz. Essa movimentação de elétrons, que ocorre de forma espontânea, gera a corrente elétrica. Esse tipo de reação recebe o nome de reação de oxirredução ou reação redox.

Na pilha de Daniell, cada átomo de zinco metálico perde dois elétrons, formando cátions Z n elevado a início expoente, 2 mais, fim expoente${\text{Zn}}^{2+}$.

Z n abre parênteses s fecha parênteses seta para a direita Z n elevado a início expoente, 2 mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses mais 2 e elevado a início expoente, menos, fim expoente$\text{Zn}\left(\text{s}\right)\to {\text{Zn}}^{2+}\left(\text{aq}\right)+2{\text{e}}^{-}$

Já os íons C u elevado a início expoente, 2 mais, fim expoente${\text{Cu}}^{2+}$ recebem dois elétrons, transformando-se em cobre metálico.

C u elevado a início expoente, 2 mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses mais 2 e elevado a início expoente, menos, fim expoente seta para a direita C u abre parênteses s fecha parênteses${\text{Cu}}^{2+}\left(\text{aq}\right)+2{\text{e}}^{-}\to \text{Cu}\left(\text{s}\right)$

Portanto, o funcionamento da pilha se baseia em reações de oxirredução que ocorrem entre os elementos químicos que a compõem. Nesse tipo de dispositivo elétrico, sempre há um elemento sendo oxidado e outro sendo reduzido simultaneamente. Para uma combinação de zinco e cobre, por exemplo, as reações espontâneas sempre serão a oxidação do zinco e a redução do cobre. Quando não houver mais disponibilidade de zinco metálico ou de íons C u elevado a início expoente, 2 mais, fim expoente${\text{Cu}}^{2+}$, a pilha deixará de funcionar.

Um fenômeno semelhante acima ocorre em outros tipos de pilhas e baterias. Ou seja, quando um dos materiais necessários à reação de oxirredução se esgota, a pilha deixa de funcionar ou, como é popularmente dito, ela descarrega.

Nas pilhas e baterias recarregáveis, essas reações são reversíveis e os materiais necessários às reações de oxirredução são regenerados, possibilitando que tais dispositivos sejam usados novamente. Dessa forma, o que torna algumas pilhas recarregáveis e outras, não, são os materiais usados na sua construção.

As pilhas recarregáveis são compostas de metais níquel abre parênteses N i fecha parênteses$\left(\text{Ni}\right)$ e cádmio abre parênteses C d fecha parênteses$\left(\text{Cd}\right)$.

As baterias de telefones celulares são compostas de lítio abre parênteses L i fecha parênteses$\left(\text{Li}\right)$.

Número de oxidação

O número de oxidação abre parênteses N O X fecha parênteses$\left(\text{NOX}\right)$ é um número atribuído a cada elemento químico presente em uma substância. Ele está relacionado à carga elétrica que o átomo apresentaria caso estivesse na forma iônica (mesmo que não seja o caso). Esse valor está diretamente relacionado à tendência que o átomo tem de atrair ou perder elétrons.

Um átomo neutro adquire carga elétrica quando perde ou recebe elétrons, que são partículas com carga elétrica negativa. Assim, ao receber elétrons, o átomo adquire sua forma iônica e passa a apresentar carga elétrica negativa. Já quando um átomo neutro perde elétrons, ele adquire carga elétrica positiva. Os íons de carga negativa são chamados ânions e os íons de carga positiva são chamados cátions.

Confira a seguir algumas regras para determinar o N O X$\text{NOX}$ dos elementos químicos.

Professor, professora: Ressalte aos estudantes que na molécula de H subscrito 2${\text{H}}_2$ o hidrogênio tem N O X é igual a 0$\text{NOX}=0$.

Os valores de N O X$\text{NOX}$ nos ajudam a compreender que as reações de oxidação e redução ocorrem simultaneamente. Essas reações são comuns não apenas em dispositivos como pilhas e baterias, mas também na obtenção de metais a partir dos seus minérios, no processo de corrosão do ferro abre parênteses Fe fecha parênteses$\left(\text{Fe}\right)$ e no escurecimento das frutas pela ação do gás oxigênio abre parênteses O subscrito 2 fecha parênteses$\left({\text{O}}_2\right)$, por exemplo.

Na formação de ferrugem dois produtos são formados: o óxido de ferro(III), de fórmula F e subscrito 2 O subscrito 3${\text{Fe}}_2{\text{O}}_3$, e o hidróxido de ferro(II), de fórmula F e abre parênteses O H fecha parênteses subscrito 2$\text{Fe}{\left(\text{OH}\right)}_2$. Confira a seguir a reação oxidação do ferro metálico a hidróxido de ferro(II).

2 expressão com detalhe acima, início da expressão, F e, fim da expressão, início do detalhe acima, 0, fim do detalhe acima abre parênteses s fecha parênteses mais expressão com detalhe acima, início da expressão, O, fim da expressão, início do detalhe acima, 0, fim do detalhe acima subscrito 2 abre parênteses g fecha parênteses mais 2 expressão com detalhe acima, início da expressão, H subscrito 2, fim da expressão, início do detalhe acima, mais 1, fim do detalhe acima expressão com detalhe acima, início da expressão, O, fim da expressão, início do detalhe acima, menos 2, fim do detalhe acima abre parênteses l fecha parênteses seta para a direita 2 expressão com detalhe acima, início da expressão, F e, fim da expressão, início do detalhe acima, mais 2, fim do detalhe acima abre parênteses expressão com detalhe acima, início da expressão, O, fim da expressão, início do detalhe acima, menos 2, fim do detalhe acima expressão com detalhe acima, início da expressão, H, fim da expressão, início do detalhe acima, mais 1, fim do detalhe acima fecha parênteses subscrito 2 abre parênteses a q fecha parênteses$2\stackrel{0}{\text{Fe}}\left(\text{s}\right)+{\stackrel{0}{\text{O}}}_2\left(\text{g}\right)+2\stackrel{+1}{{\text{H}}_2}\stackrel{-2}{\text{O}}\left(\mathcal{\text{l}}\right)\to 2\stackrel{+2}{\text{Fe}}{\left(\stackrel{-2}{\text{O}}\stackrel{+1}{\text{H}}\right)}_2\left(\text{aq}\right)$

Comparando o N O X$\text{NOX}$ de cada elemento químico como reagente e como produto, podemos afirmar que:

• o N O X$\text{NOX}$ do ferro aumenta de 0 para mais 2$+2$ (perda de elétrons, oxidação);
• o N O X$\text{NOX}$ do oxigênio diminui de 0 para menos 2$-2$ (ganho de elétrons, redução);
• o N O X$\text{NOX}$ do hidrogênio permanece o mesmo abre parênteses mais 1 fecha parênteses$\left(+1\right)$.

Portanto, na formação do óxido de ferro(II) o ferro metálico é oxidado e o oxigênio é reduzido, tratando-se da ocorrência de uma reação de oxirredução.

Agente redutor e agente oxidante

Analisando a reação de formação do óxido de ferro(II), podemos afirmar que o ferro metálico se oxida, uma vez que o gás oxigênio recebe seus elétrons. Portanto, o oxigênio provoca a oxidação do ferro. De modo análogo, podemos afirmar que o ferro metálico, ao perder elétrons, provoca a redução do oxigênio. Assim, o elemento que se oxida provoca a redução de outro elemento. Por essa razão, ele é chamado de agente redutor. Já o elemento químico que se reduz leva à oxidação de outro, sendo chamado de agente oxidante.

Balanceamento de reações de oxirredução

O balanceamento de equações químicas se baseia na determinação dos coeficientes estequiométricos das substâncias participantes. Esses coeficientes permitem igualar as quantidades de átomos de cada elemento químico presente nos reagentes e nos produtos.

Nas reações de oxirredução, além de verificar a igualdade na quantidade de átomos, é necessário balancear a quantidade de carga total de todas as espécies químicas envolvidas. Para isso, faz-se o balanceamento do número de elétrons, pois a quantidade total de elétrons cedidos deve ser igual à quantidade total de elétrons recebidos.

Vamos balancear a reação de transformação do óxido de ferro(III) abre parênteses F e subscrito 2 O subscrito 3 abre parênteses s fecha parênteses fecha parênteses$\left({\text{Fe}}_2{\text{O}}_3\left(\text{s}\right)\right)$ em ferro metálico. Essa reação é realizada na maior parte das siderúrgicas para a obtenção do ferro.

F e subscrito 2 O subscrito 3 abre parênteses s fecha parênteses mais C O abre parênteses g fecha parênteses seta para a direita C O subscrito 2 abre parênteses g fecha parênteses mais F e abre parênteses s fecha parênteses${\text{Fe}}_2{\text{O}}_3\left(\text{s}\right)+\text{CO}\left(\text{g}\right)\to {\text{CO}}_2\left(\text{g}\right)+\text{Fe}\left(\text{s}\right)$

O primeiro passo para balancear a equação química é conhecer o N O X$\text{NOX}$ de todos os elementos químicos.

Comparando o N O X$\text{NOX}$ dos elementos químicos nos reagentes e nos produtos, verificamos que o ferro passa pelo processo de redução, e o carbono abre parênteses C fecha parênteses$\left(\text{C}\right)$, de oxidação. Agora, vamos calcular a variação no N O X$\text{NOX}$ abre parênteses delta N O X fecha parênteses$\left(\text{ΔNOX}\right)$ que ocorre para esses elementos químicos. Para isso, subtrai-se o valor de N O X$\text{NOX}$ do elemento químico no fim da reação (produto) do valor de N O X$\text{NOX}$ no início da reação (reagente): delta N O X é igual a N O X subscrito reagente menos N O X subscrito produto$\text{Δ}\text{NOX}={\text{NOX}}_{\text{reagente}}-{\text{NOX}}_{\text{produto}}$.

• delta N O X subscrito F e$\text{Δ}{\text{NOX}}_{\text{Fe}}$: mais 3 menos 0 é igual a mais 3$+3-0=+3$
  O átomo de ferro recebeu 3 elétrons e, como o índice para o ferro é 2 (do F e subscrito 2 O subscrito 3 abre parênteses s fecha parênteses${\text{Fe}}_2{\text{O}}_3\left(\text{s}\right)$), teremos um total de 6 elétrons recebidos abre parênteses 3 vezes 2 é igual a 6 fecha parênteses$\left(3\mathbf{·}2=6\right)$.
• delta N O X subscrito C$\text{Δ}{\text{NOX}}_{\text{C}}$: abre parênteses mais 2 fecha parênteses menos abre parênteses mais 4 fecha parênteses é igual a menos 2$\left(+2\right)-\left(+4\right)=-2$
  O átomo de carbono perdeu 2 elétrons e, como o índice para o carbono é igual a 1, teremos um total de 2 elétrons perdidos.

Como a quantidade de elétrons perdidos deve ser igual à quantidade de elétrons recebidos, a quantidade de átomos de ferro é multiplicada por 2 e a de carbono, por 6. Na prática, estamos usando o delta N O X subscrito total$\text{Δ}{\text{NOX}}_{\text{total}}$ do redutor para balancear o oxidante, e vice-versa.

2 F e subscrito 2 O subscrito 3 abre parênteses s fecha parênteses mais 6 C O abre parênteses g fecha parênteses seta para a direita C O subscrito 2 abre parênteses g fecha parênteses mais F e abre parênteses s fecha parênteses$2{\text{ Fe}}_2{\text{O}}_3\left(\text{s}\right)+6\text{ CO}\left(\text{g}\right)\to {\text{CO}}_2\left(\text{g}\right)+\text{Fe}\left(\text{s}\right)$

O restante da equação química será balanceado igualando-se as quantidades de átomos nos reagentes e nos produtos.

2 F e subscrito 2 O subscrito 3 abre parênteses s fecha parênteses mais 6 C O abre parênteses g fecha parênteses seta para a direita 6 C O subscrito 2 abre parênteses g fecha parênteses mais 4 F e abre parênteses s fecha parênteses$2{\text{Fe}}_2{\text{O}}_3\left(\text{s}\right)+6\text{ CO}\left(\text{g}\right)\to 6{\text{ CO}}_2\left(\text{g}\right)+4\text{ Fe}\left(\text{s}\right)$

Simplificando os coeficientes, temos:

F e subscrito 2 O subscrito 3 abre parênteses s fecha parênteses mais 3 C O abre parênteses g fecha parênteses seta para a direita 3 C O subscrito 2 abre parênteses g fecha parênteses mais 2 F e abre parênteses s fecha parênteses${\text{Fe}}_2{\text{O}}_3\left(\text{s}\right)+3\text{ CO}\left(\text{g}\right)\to 3{\text{CO}}_2\left(\text{g}\right)+2\text{ Fe}\left(\text{s}\right)$

Como cada átomo de ferro recebe 3 elétrons e na reação estão envolvidos 2 átomos desse elemento químico, o total é de 6 elétrons recebidos. Cada átomo de carbono perde 2 elétrons e são usados, na reação, 3 átomos, totalizando 6 elétrons perdidos. Nessa reação, o agente redutor é o C O abre parênteses g fecha parênteses$\text{CO}\left(\text{g}\right)$ e o agente oxidante é o F e subscrito 2 O subscrito 3 abre parênteses s fecha parênteses${\text{Fe}}_2{\text{O}}_3\left(\text{s}\right)$.

Pilha de Daniell

O funcionamento das pilhas e baterias atuais ocorre de modo semelhante ao da pilha de Daniell. Essa pilha tem dois recipientes: em um deles há uma barra de cobre parcialmente imersa em uma solução aquosa de sulfato de cobre(II) abre parênteses C u S O subscrito 4 abre parênteses a q fecha parênteses fecha parênteses$\left({\text{CuSO}}_4\left(\text{aq}\right)\right)$, e no outro, uma barra de zinco parcialmente imersa em uma solução aquosa de sulfato de zinco abre parênteses Z n S O subscrito 4 abre parênteses a q fecha parênteses fecha parênteses$\left({\text{ZnSO}}_4\left(\text{aq}\right)\right)$. Cada conjunto contendo o recipiente, a barra metálica e a solução é chamado semicélula.

Os dois metais sólidos conectados por um circuito externo são chamados eletrodos, e eles ficam em um meio condutor iônico, uma solução eletrolítica. A solução de eletrólito, em geral, é uma solução de um composto iônico. Portanto, o eletrodo de zinco contém uma barra de zinco metálico parcialmente imersa em uma solução contendo cátions Z n elevado a início expoente, 2 mais, fim expoente${\text{Zn}}^{2+}$, e o eletrodo de cobre contém uma barra de cobre metálico em uma solução com cátions C u elevado a início expoente, 2 mais, fim expoente${\text{Cu}}^{2+}$.

As setas indicadas no fio condutor mostram que os elétrons saem do eletrodo de zinco e são incorporados ao eletrodo de cobre. Isso significa que ocorre oxidação na semicélula 1 e redução na semicélula 2. Esses processos são representados pelas semirreações:

• Semicélula 1: Z n abre parênteses s fecha parênteses seta para a direita Z n elevado a início expoente, 2 mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses mais 2 e elevado a início expoente, menos, fim expoente$\text{Zn}\left(\text{s}\right)\to {\text{Zn}}^{2+}\left(\text{aq}\right)+2{\text{e}}^{-}$ (semirreação de oxidação).
• Semicélula 2: C u elevado a início expoente, 2 mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses mais 2 e elevado a início expoente, menos, fim expoente seta para a direita C u abre parênteses s fecha parênteses${\text{Cu}}^{2+}\left(\text{aq}\right)+2{\text{e}}^{-}\to \text{Cu}\left(\text{s}\right)$ (semirreação de redução).

Na semicélula onde ocorre a oxidação há um acúmulo de elétrons; assim, esse é o polo negativo da pilha, ou o ânodo. Na semicélula onde ocorre a redução, há uma deficiência de elétrons, pois assim que eles chegam do polo negativo são incorporados pelos íons C u elevado a início expoente, 2 mais, fim expoente abre parênteses aq fecha parênteses${\text{Cu}}^{2+}\left(\text{aq}\right)$; por isso, esse é o polo positivo da pilha, ou o cátodo. Em uma pilha, o fluxo de elétrons (corrente elétrica) sempre ocorre do ânodo para o cátodo.

Após um tempo de funcionamento da pilha de Daniell, a oxidação no ânodo provoca o desgaste da placa de zinco, pois os átomos de zinco metálico oxidados passam para a solução como íons Z n elevado a início expoente, 2 mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses${\text{Zn}}^{2+}\left(\text{aq}\right)$. No cátodo, com a redução dos íons C u elevado a início expoente, 2 mais, fim expoente abre parênteses aq fecha parênteses${\text{Cu}}^{2+}\left(\text{aq}\right)$, o cobre metálico formado se deposita sobre a placa de cobre.

Somando as semirreações de oxidação e de redução, obtemos a reação global da pilha. Essa reação mostra qual elemento sofre oxidação, qual elemento sofre redução e qual é o número de elétrons envolvidos.

Ânodo: Z n abre parênteses s fecha parênteses seta para a direita Z n elevado a início expoente, 2 mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses mais 2 e elevado a início expoente, menos, fim expoente$\text{Zn}\left(\text{s}\right)\to {\text{Zn}}^{2+}\left(\text{aq}\right)+2{\text{e}}^{-}$

Cátodo: C u elevado a início expoente, 2 mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses mais 2 e elevado a início expoente, menos, fim expoente seta para a direita C u abre parênteses s fecha parênteses${\text{Cu}}^{2+}\left(\text{aq}\right)+2{\text{e}}^{-}\to \text{Cu}\left(\text{s}\right)$

Reação global: Z n abre parênteses s fecha parênteses mais C u elevado a início expoente, 2 mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses seta para a direita C u abre parênteses s fecha parênteses mais Z n elevado a início expoente, 2 mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses$\text{Zn}\left(\text{s}\right)+{\text{Cu}}^{2+}\left(\text{aq}\right)\to \text{Cu}\left(\text{s}\right)+{\text{Zn}}^{2+}\left(\text{aq}\right)$

A pilha também pode ser representada por um diagrama. Confira a seguir.

1. Inicialmente, representa-se o polo negativo, isto é, a semicélula correspondente ao ânodo. Para isso, escreve-se a espécie química que se oxida e a espécie resultante dessa oxidação, separadas por uma barra.

2. Em seguida, colocam-se duas barras paralelas, indicando que há a ponte salina.

3. Por fim, representa-se o polo positivo, ou seja, a semicélula que corresponde ao cátodo. Para isso, escreve-se a espécie química que se reduz e a espécie resultante dessa redução, também separadas por uma barra.

Após um tempo de funcionamento da pilha, ocorre o aumento da concentração de cátions na solução anódica, fazendo com que nessa solução haja excesso de carga positiva, enquanto na solução catódica da outra semicélula há diminuição da concentração de cátions, adquirindo excesso de carga negativa.

A ponte salina, que interliga as soluções dos eletrodos da pilha, é composta por uma solução saturada de um sal solúvel. Ela possibilita a passagem de íons de uma semicélula à outra, tendendo a manter essas soluções eletricamente neutras. Nesse caso, ocorre a migração de ânions para a solução carregada positivamente e de cátions para a solução carregada negativamente, mantendo as semicélulas eletricamente neutras e prolongando o funcionamento espontâneo da pilha.

Diferença de potencial ou força eletromotriz

Confira o esquema a seguir.

Professor, professora: Comente com os estudantes que, apesar da designação força eletromotriz ter o termo força, ela se refere a um valor de voltagem, e não de força.

Ao conectar um voltímetro ao fio condutor da pilha de Daniell, verifica-se uma marcação de 1 vírgula 10 V$\mathrm{1,10}\text{ V}$. Essa medida fornecida pelo voltímetro é chamada de diferença de potencial abre parênteses d d p fecha parênteses$\left(\text{ddp}\right)$ ou força eletromotriz da pilha (fem). A ddp de uma pilha abre parênteses delta E fecha parênteses$\left(\text{Δ}E\right)$ depende das espécies químicas (eletrodos), das concentrações das soluções eletrolíticas e da temperatura do sistema.

Assim, foram estabelecidas condições padrão para a determinação da d d p$\text{ddp}$: concentração inicial do cátion da solução eletroquímica igual a 1 mol por litro$1\text{ mol/L}$, pressão igual a 1 a t m$1\text{ atm}$ e temperatura igual a 25 graus Celsius$25\text{ °C}$. A d d p$\text{ddp}$ entre dois eletrodos medida nessas condições é denominada diferença de potencial padrão e representada por delta E grau$\text{Δ}E°$.

O eletrodo de hidrogênio e o potencial padrão

Na prática, não há como medir diretamente o potencial de cada eletrodo isoladamente. Portanto, para que se pudesse calcular a ddp entre eletrodos, escolheu-se, então, um eletrodo de referência, em função do qual são determinados os potenciais dos demais eletrodos.

O eletrodo padrão de referência escolhido foi o de hidrogênio e, por convenção, definiu-se que o potencial de redução padrão abre parênteses E subscrito red grau fecha parênteses$\left(E_{\text{red}}°\right)$ dele é nulo. Ele é composto por um tubo de vidro contendo uma placa de platina abre parênteses P t fecha parênteses$\left(\text{Pt}\right)$ imersa em uma solução de concentração 1 mol por litro$1\text{ mol/L}$ de íons H elevado a início expoente, mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses${\text{H}}^{+}\left(\text{aq}\right)$ a 25 graus Celsius$25\text{ °C}$, na qual é injetado gás hidrogênio abre parênteses H subscrito 2 fecha parênteses$\left({\text{H}}_2\right)$ à pressão de 1 a t m$1\text{ atm}$, conforme o esquema a seguir.

Para determinar o valor dos demais eletrodos, são montadas pilhas em que um dos eletrodos é o padrão de hidrogênio e o outro é aquele que se deseja determinar o potencial em relação ao padrão.

Quando o eletrodo padrão funciona como ânodo, o gás hidrogênio é oxidado, aumentando a concentração de íons H elevado a início expoente, mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses${\text{H}}^{+}\left(\text{aq}\right)$ em solução.

H subscrito 2 abre parênteses g fecha parênteses seta para a direita 2 H elevado a início expoente, mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses mais 2 e elevado a início expoente, menos, fim expoente${\text{H}}_2\left(\text{g}\right)\to 2{\text{H}}^{+}\left(\text{aq}\right)+2{\text{e}}^{-}$

Nesse caso, o outro eletrodo da pilha apresentará potencial de redução maior do que o do eletrodo padrão abre parênteses E subscrito red é maior do que 0 fecha parênteses$\left(E_{\text{red}}>0\right)$.

Se o fio de platina do eletrodo padrão receber elétrons, esse eletrodo será o cátodo, reduzindo os íons H elevado a início expoente, mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses${\text{H}}^{\text{+}}\left(\text{aq}\right)$ da solução e formando gás hidrogênio.

2 H elevado a início expoente, mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses mais 2 e elevado a início expoente, menos, fim expoente seta para a direita H subscrito 2 abre parênteses g fecha parênteses$2{\text{ H}}^{+}\left(\text{aq}\right)+2{\text{e}}^{-}\to {\text{H}}_2\left(\text{g}\right)$

Nesse caso, o outro eletrodo da pilha apresentará potencial de redução menor do que o do eletrodo padrão abre parênteses E subscrito red é menor do que 0 fecha parênteses$\left(E_{\text{red}}<0\right)$.

As substâncias que apresentam os maiores valores do potencial de redução tendem a atuar como oxidantes. Da mesma forma, aqueles que apresentam os menores valores tendem a ser redutores.

A tabela a seguir mostra os potenciais de redução padrão de algumas reações.

Fonte de pesquisa: CHANG, Raymond; GOLDSBY, Kenneth A. Química. 11. ed. Porto Alegre: AMGH, 2013. p. 823.

A diferença de potencial padrão de uma pilha é a diferença dos potenciais dos eletrodos que a compõem.

Na pilha de Daniell, as semirreações apresentam os seguintes potenciais de redução padrão:

C u elevado a início expoente, 2 mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses mais 2 e elevado a início expoente, menos, fim expoente seta para a direita C u abre parênteses s fecha parênteses${\text{Cu}}^{2+}\left(\text{aq}\right)+2{\text{e}}^{-}\to \text{Cu}\left(\text{s}\right)$ E grau é igual a mais 0 vírgula 34 V$E°=+\mathrm{0,34}\text{ V}$

Z n elevado a início expoente, 2 mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses mais 2 e elevado a início expoente, menos, fim expoente seta para a direita Z n abre parênteses s fecha parênteses${\text{Zn}}^{2+}\left(\text{aq}\right)+2{\text{e}}^{-}\to \text{Zn}\left(\text{s}\right)$ E grau é igual a menos 0 vírgula 76 V$E°=-\mathrm{0,76}\text{ V}$

Portanto, sua d d p$\text{ddp}$ é:

delta E grau é igual a mais 0 vírgula 34 menos abre parênteses menos 0 vírgula 76 fecha parênteses$\text{Δ}E\text{°}=+\mathrm{0,34}-\left(-\mathrm{0,76}\right)$

delta E grau é igual a mais 1 vírgula 10 V$\text{Δ}E\text{°}=+\mathrm{1,10}\text{ V}$

Professor, professora: Após ler o parágrafo seguinte, se julgar conveniente, comente que no próximo capítulo será discutido as células eletrolíticas, que apresentam valores de d d p$\text{ddp}$ são negativos e, para a reação ocorra, é necessário a aplicação de uma tensão externa.

Nas pilhas e baterias, os valores da ddp sempre são positivos. Isso significa que o processo de oxirredução é espontâneo, ou seja, ele ocorre sem necessitar de uma fonte de tensão externa.

As representações das equações globais e os cálculos da ddp padrão das demais pilhas podem ser feitos da mesma forma que fizemos para a pilha de Daniell. Confira a seguir o exemplo de uma pilha formada por eletrodos de prata abre parênteses A g fecha parênteses$\left(\text{Ag}\right)$ e de alumínio abre parênteses A l fecha parênteses$\left(\text{A}\mathcal{\text{l}}\right)$.

As semirreações de redução e os respectivos potenciais para esses dois metais são:

A l elevado a início expoente, 3 mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses mais 3 e elevado a início expoente, menos, fim expoente seta para a direita A l abre parênteses s fecha parênteses$\text{A}{\mathcal{\text{l}}}^{3+}\left(\text{aq}\right)+3{\text{ e}}^{-}\to \text{A}\mathcal{\text{l}}\left(\text{s}\right)$ E grau é igual a menos 1 vírgula 66 V$E\text{°}=-\mathrm{1,66}\text{ V}$

A g elevado a início expoente, mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses mais e elevado a início expoente, menos, fim expoente seta para a direita A g abre parênteses s fecha parênteses$\text{A}{\text{g}}^{+}\left(\text{aq}\right)+{\text{e}}^{-}\to \text{Ag}\left(\text{s}\right)$ E grau é igual a mais 0 vírgula 80 V$E\text{°}=+\mathrm{0,80}\text{ V}$

Como a prata apresenta potencial de redução maior, ela será reduzida e o alumínio, oxidado. Para obter a equação global, é necessário somar uma semirreação de oxidação e uma semirreação de redução. Para obter a semirreação de oxidação do alumínio, basta inverter os reagentes e os produtos da semirreação de redução.

A l abre parênteses s fecha parênteses seta para a direita A l elevado a início expoente, 3 mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses mais 3 e elevado a início expoente, menos, fim expoente$\text{A}\mathcal{\text{l}}\left(\text{s}\right)\to \text{A}{\mathcal{\text{l}}}^{3+}\left(\text{aq}\right)+3{\text{e}}^{-}$ E grau é igual a mais 1 vírgula 66 V$E\text{°}=+\mathrm{1,66}\text{V}$

O potencial de oxidação é numericamente igual ao potencial de redução, mas com o sinal contrário. Outro cuidado que devemos ter para obter a reação global é igualar as quantidades de elétrons envolvidos nas duas semirreações. Para isso, no caso analisado, é necessário multiplicar a semirreação de redução por 3.

3 A g elevado a início expoente, mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses mais 3 e elevado a início expoente, menos, fim expoente seta para a direita 3 A g abre parênteses s fecha parênteses$3{\text{ Ag}}^{+}\left(\text{aq}\right)+3{\text{e}}^{-}\to 3\text{ Ag}\left(\text{s}\right)$ E grau é igual a mais 0 vírgula 80 V$E\text{°}=+\mathrm{0,80}\text{ V}$

Note que o potencial de redução não se altera, pois esse valor depende apenas da substância que sofre a reação, sem depender da quantidade de matéria envolvida. Podemos, agora, somar as semirreações para obter a reação global.

Ânodo: A l abre parênteses s fecha parênteses seta para a direita A l elevado a início expoente, 3 mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses mais 3 e elevado a início expoente, menos, fim expoente$\text{A}\mathcal{\text{l}}\left(\text{s}\right)\to \text{A}{\mathcal{\text{l}}}^{3+}\left(\text{aq}\right)+3{\text{e}}^{-}$

Cátodo: 3 A g elevado a início expoente, mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses mais 3 e elevado a início expoente, menos, fim expoente seta para a direita 3 A g abre parênteses s fecha parênteses$3{\text{Ag}}^{+}\left(\text{aq}\right)+3{\text{e}}^{-}\to 3\text{ Ag}\left(\text{s}\right)$

Reação global: 3 A g elevado a início expoente, mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses mais A l abre parênteses s fecha parênteses seta para a direita 3 A g abre parênteses s fecha parênteses mais A l elevado a início expoente, 3 mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses$3{\text{ Ag}}^{+}\left(\text{aq}\right)+\text{A}\mathcal{\text{l}}\left(\text{s}\right)\to 3\text{ Ag}\left(\text{s}\right)+\text{A}{\mathcal{\text{l}}}^{3+}\left(\text{aq}\right)$

O cálculo da d d p$\text{ddp}$ da pilha é dado por:

delta E grau é igual a mais 0 vírgula 80 menos abre parênteses menos 1 vírgula 66 fecha parênteses$\text{Δ}E\text{°}=+\mathrm{0,80}-\left(-\mathrm{1,66}\right)$

delta E grau é igual a mais 2 vírgula 46 V$\text{Δ}E°=+\mathrm{2,46}\text{ V}$

Professor, professora: Ressalte aos estudantes que nesta equação deve-se utilizar os potenciais de redução, mesmo que alguma semirreação tenha sido invertida para obter a equação global.

Proteção dos metais

Para iniciar o estudo sobre a proteção dos metais, responda à questão a seguir.

O gás oxigênio e a umidade do ar reagem com diversos materiais. Em metais como o ferro, essas reações químicas formam a ferrugem, que diminui a resistência do material. Outros metais, como o cobre, não têm sua resistência afetada, mas sua aparência se altera como resultado da formação de compostos em sua superfície. Até algumas partes vegetais podem reagir com o gás oxigênio do ar, como foi possível observar nas porções escurecidas das fatias de maçã.

A corrosão metálica provoca grandes prejuízos ao atingir estruturas como pontes, tubulações subterrâneas e cascos de navios. Por isso, ao longo do tempo foram desenvolvidos diversos procedimentos que podem ser aplicados visando proteger essas estruturas da corrosão.

O tipo de proteção mais simples é a pintura. Ao receber uma cobertura de tinta, cria-se uma camada protetora que evita o contato direto do metal com o gás oxigênio e a umidade, protegendo-o da corrosão. No entanto, qualquer falha ou risco na pintura aumenta as chances de ocorrer a corrosão. Sendo assim, apesar de ser um método barato e de fácil aplicação, deve ser constantemente monitorado e a manutenção deve ser imediata. Em ambientes muito suscetíveis à corrosão, como cidades litorâneas, recomenda-se aplicar, antes da pintura propriamente dita, uma tinta protetora à base de zarcão (tetróxido de chumbo, P b subscrito 3 O subscrito 4${\text{Pb}}_3{\text{O}}_4$).

Em algumas das estruturas citadas não é possível fazer esse tipo de monitoramento, como nas tubulações subterrâneas. Para esses casos, existem outros procedimentos para a proteção do metal.

A galvanoplastia ou eletrodeposição metálica é uma técnica de revestimento metálico de peças ou objetos que sejam condutores elétricos, colocando-os no cátodo do sistema eletrolítico. Dessa forma, obtém-se a douração, a prateação, a cromação e a niquelação, por exemplo, o que, além de melhorar a aparência do material condutor, ajuda na proteção contra a corrosão.

Na galvanoplastia, o cátodo (eletrodo em que ocorre redução) é formado pelo material condutor com que se deseja revestir o objeto. O ânodo (eletrodo em que ocorre oxidação) é formado por uma placa do metal que vai revestir o material condutor presente no cátodo, utilizando uma fonte de corrente contínua e o material para banho eletrolítico. O banho eletrolítico é uma solução aquosa e deve apresentar cátions do metal da placa anódica.

A anodização é um processo semelhante à eletrodeposição. No entanto, em vez de depositar uma camada metálica, deposita-se uma película de óxido sobre o metal por meio da imersão em um banho eletrolítico. O metal que será protegido é ligado ao polo positivo de uma fonte de energia, tornando-se o ânodo do processo de eletrólise e permitindo a oxidação e formação de uma camada de óxido em sua superfície.

Professor, professora: Diga aos estudantes que a eletrólise e a célula eletrolítica serão estudadas no próximo capítulo.

Na anodização do alumínio, por exemplo, a peça de alumínio é colocada como ânodo em uma célula eletrolítica contendo uma solução diluída de H subscrito 2 S O subscrito 4${\text{H}}_2{\text{SO}}_4$. Com a passagem da corrente elétrica, ocorre a reação química apresentada a seguir.

4 O H elevado a início expoente, menos, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses seta para a direita 2 H subscrito 2 O abre parênteses l fecha parênteses mais O subscrito 2 abre parênteses g fecha parênteses mais 4 e elevado a início expoente, menos, fim expoente$4{\text{ OH}}^{-}\left(\text{aq}\right)\to 2{\text{H}}_2\text{O}\left(\mathcal{\text{l}}\right)+{\text{O}}_2\left(\text{g}\right)+4{\text{e}}^{-}$

O gás oxigênio formado causará a oxidação da superfície de alumínio, formando o óxido de alumínio abre parênteses A l subscrito 2 O subscrito 3 fecha parênteses$\left(\text{A}{\mathcal{\text{l}}}_2{\text{O}}_3\right)$, que funciona como uma película protetora.

Outra forma de proteger um metal é utilizar um metal de sacrifício ou ânodo de sacrifício ligado a ele. O metal de sacrifício é utilizado em estruturas submetidas a ambientes oxidantes, para que ele seja oxidado no lugar do metal que se deseja proteger. Para isso, o metal de sacrifício deve ter potencial de redução menor do que o material a ser protegido, como é o caso do zinco e do magnésio abre parênteses M g fecha parênteses$\left(\text{Mg}\right)$, que são metais comumente utilizados para proteger objetos de ferro.

Tanques de aço^✚, tubulações de oleoduto, cascos de navio e plataformas marítimas geralmente utilizam esse tipo de proteção, pois é mais fácil e barato fixar uma nova peça metálica do que substituir todo o objeto.

Considere uma tubulação de aço, cujo principal constituinte é o ferro. O potencial de redução do ferro é de menos 0 vírgula 44 V$-\mathrm{0,44}\text{ V}$. Portanto, para que um metal proteja o ferro, seu potencial deve ser menor do que esse valor, como é o caso do zinco, que apresenta potencial de redução de menos 0 vírgula 76 V$-\mathrm{0,76}\text{ V}$ e, por isso, pode ser usado para esse fim.

Ao conectar a tubulação a uma barra de zinco, ocorrem as reações químicas apresentadas a seguir.

Sendo assim, o ferro não sofre oxidação quando protegido pelo zinco. Periodicamente, deve-se substituir esse eletrodo de sacrifício, pois, caso ele se esgote e não seja substituído, a tubulação de aço sofrerá corrosão.

Pilhas e baterias atuais

Como você estudou anteriormente, as pilhas e baterias são geradores elétricos portáteis, comuns em nosso dia a dia. Ao longo do tempo, elas foram aperfeiçoadas, ficando cada vez menores, mais leves e com vida útil maior.

O uso desses dispositivos possibilitou que muitos objetos eletrônicos se tornassem portáteis, como é o caso dos smartphones e notebooks, aumentando sua mobilidade. O aprimoramento das baterias também possibilitou novas aplicações, como a sua utilização em carros elétricos.

Por outro lado, as pilhas e baterias utilizam metais, muitos dos quais são tóxicos e podem causar danos ao meio ambiente e à saúde dos seres vivos. A partir de agora, vamos conhecer algumas características das pilhas e baterias mais utilizadas em nosso dia a dia.

Pilha comum ou pilha seca ácida

A pilha comum ou pilha seca recebe esse nome porque foi a primeira pilha construída sem o uso de soluções aquosas. Esse tipo de pilha é utilizado em brinquedos, controles remotos, lanternas e rádios, por exemplo.

Nas pilhas comuns, o polo positivo (cátodo) é composto de uma barra cilíndrica de grafite em posição central, envolvida por dióxido de manganês abre parênteses M n O subscrito 2 abre parênteses a q fecha parênteses fecha parênteses$\left({\text{MnO}}_2\left(\text{aq}\right)\right)$, carvão em pó abre parênteses C fecha parênteses$\left(\text{C}\right)$ e uma pasta úmida contendo água abre parênteses H subscrito 2 O abre parênteses l fecha parênteses fecha parênteses$\left({\text{H}}_2\text{O}\left(\mathcal{\text{l}}\right)\right)$, cloreto de amônio abre parênteses N H subscrito 4 C l abre parênteses a q fecha parênteses fecha parênteses$\left({\text{NH}}_4\text{C}\mathcal{\text{l}}\left(\text{aq}\right)\right)$ e cloreto de zinco abre parênteses Z n C l subscrito 2 abre parênteses a q fecha parênteses fecha parênteses$\left(\text{ZnC}{\mathcal{\text{l}}}_2\left(\text{aq}\right)\right)$. O polo negativo (ânodo), por sua vez, é formado por uma chapa de zinco que envolve o cátodo.

No ânodo, o zinco metálico é oxidado.

Z n abre parênteses s fecha parênteses seta para a direita Z n elevado a início expoente, 2 mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses mais 2 e elevado a início expoente, menos, fim expoente$\text{Zn}\left(\text{s}\right)\to {\text{Zn}}^{2+}\left(\text{aq}\right)+2{\text{e}}^{-}$

No cátodo, o manganês abre parênteses M n fecha parênteses$\left(\text{Mn}\right)$ presente no dióxido de manganês é reduzido. Os dois sais presentes no eletrólito têm caráter ácido, daí o nome pilha seca ácida.

2 expressão com detalhe acima, início da expressão, M n, fim da expressão, início do detalhe acima, mais 4, fim do detalhe acima O subscrito 2 abre parênteses a q fecha parênteses mais 2 N H subscrito 4 elevado a início expoente, mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses mais 2 e elevado a início expoente, menos, fim expoente seta para a direita expressão com detalhe acima, início da expressão, M n subscrito 2, fim da expressão, início do detalhe acima, mais 3, fim do detalhe acima O subscrito 3 abre parênteses s fecha parênteses mais 2 N H subscrito 3 abre parênteses g fecha parênteses mais H subscrito 2 O abre parênteses l fecha parênteses$2\stackrel{+4}{\text{Mn}}{\text{O}}_2\left(\text{aq}\right)+2{{\text{NH}}_4}^{+}\left(\text{aq}\right)+2{\text{e}}^{-}\to \stackrel{+3}{{\text{Mn}}_2}{\text{O}}_3\left(\text{s}\right)+2{\text{NH}}_3\left(\text{g}\right)+{\text{H}}_2\text{O}\left(\mathcal{\text{l}}\right)$

Somando as semirreações, obtemos a reação global da pilha seca.

A d d p$\text{ddp}$ inicial dessa pilha é de 1 vírgula 5 volts$\mathrm{1,5}\text{ V}$, mas durante seu funcionamento a amônia abre parênteses N H subscrito 3 abre parênteses g fecha parênteses fecha parênteses$\left({\text{NH}}_3\left(\text{g}\right)\right)$ formada no cátodo pode envolver a barra de grafite, dificultando a passagem dos elétrons e diminuindo a voltagem da pilha. Em geral, para que ela volte a funcionar, basta tirá-la do equipamento e deixá-la em repouso. Dessa forma, o cátion Z n elevado a início expoente, 2 mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses${\text{Zn}}^{2+}\left(\text{aq}\right)$ tende a reagir com a amônia, deixando a barra de grafite livre. Quando o dióxido de manganês for totalmente consumido, a pilha deixará de funcionar.

Pilha seca alcalina

A pilha seca alcalina tem esse nome porque seu eletrólito contém cerca de 30% de hidróxido de potássio abre parênteses K O H abre parênteses a q fecha parênteses fecha parênteses$\left(\text{KOH}\left(\text{aq}\right)\right)$, uma base. Esse tipo de pilha apresenta durabilidade maior do que a pilha seca comum, pois o caráter alcalino do eletrólito faz com que o ânodo de zinco tenha um desgaste menor. Confira o esquema a seguir.

O cátodo apresenta anéis de dióxido de manganês abre parênteses M n O subscrito 2 abre parênteses s fecha parênteses fecha parênteses$\left({\text{MnO}}_2\left(\text{s}\right)\right)$ revestidos por uma camada de aço niquelado e um isolante de nylon.

O ânodo da pilha alcalina é um fino cilindro de aço envolto por zinco metálico em pó, em contato com o eletrólito K O H abre parênteses a q fecha parênteses$\text{KOH}\left(\text{aq}\right)$.

As semirreações e a reação global dessa pilha podem ser representadas como mostrado a seguir.

As pilhas secas alcalinas não são recarregáveis e sua d d p$\text{ddp}$ é de 1 vírgula 5 volts$\mathrm{1,5}\text{ V}$.

Pilha de lítio ou pilha de lítio-iodo

O marca-passo é um aparelho implantado no peito de pessoas que apresentam problemas cardíacos visando controlar os batimentos do coração.

À época de seu desenvolvimento, o aparelho necessitava de uma pilha pequena, que não emitisse gases e que fosse de longa duração. A pilha que abarcava todas essas características era a de lítio, também conhecida como pilha lítio-iodo ou pilha botão.

Além do marca-passo, esse tipo de pilha é utilizado em outros equipamentos, como calculadoras, instrumentos científicos, balanças, campainhas sem fio e relógios de pulso. Estima-se que a pilha utilizada no marca-passo dure entre 7 e 12 anos.

As semirreações e a reação global dessa pilha estão representadas a seguir.

As pilhas de lítio não são recarregáveis e sua d d p$\text{ddp}$ é de 2 vírgula 8 V$\mathrm{2,8}\text{ V}$.

Bateria de chumbo

Uma bateria é um conjunto de pilhas ligadas entre si. As baterias de chumbo são utilizadas em automóveis, por exemplo, e têm uma ddp de 12 V$12\text{ V}$. São formadas por seis compartimentos, sendo cada um deles uma pilha com ddp de 2 V$2\text{ V}$. Confira a seguir.

Nas baterias de automóveis, o cátodo é formado por placas de chumbo revestidas por óxido de chumbo(IV) abre parênteses P b O subscrito 2 fecha parênteses$\left({\text{PbO}}_2\right)$ e o ânodo é formado por placas de chumbo abre parênteses P b fecha parênteses$\left(\text{Pb}\right)$. As placas do ânodo e do cátodo são intercaladas e separadas entre si por material plástico e encontram-se mergulhadas em uma solução de ácido sulfúrico.

As semirreações que ocorrem nos eletrodos e a reação global que ocorre durante a descarga de uma bateria com carga estão representadas a seguir.

As reações de descarga das baterias automotivas são espontâneas e podem ser reversíveis, ou seja, é possível recarregá-las. A recarga, baseada na reação inversa de geração de energia elétrica, não é espontânea. Sendo assim, é necessária a corrente elétrica, fornecida por um gerador de corrente contínua.

As baterias de chumbo apresentam como principal vantagem o fato de produzirem uma corrente elétrica de intensidade elevada em pouco tempo. Essa característica é necessária para dar a partida no motor de um veículo e para que as baterias sejam recarregáveis, por exemplo.

Bateria de íon lítio

As baterias de íon lítio recebem esse nome porque o íon lítio abre parênteses L i elevado a início expoente, mais, fim expoente fecha parênteses$\left({\text{Li}}^{+}\right)$ participa das reações de oxidação e de redução que ocorrem nesse dispositivo.

O ânodo é formado por átomos dispostos na forma de lâminas, nas quais se inserem os íons lítio. Esses íons se intercalam na estrutura do óxido de lítio-cobalto abre parênteses L i C o O subscrito 2 fecha parênteses$\left({\text{LiCoO}}_2\right)$. O cátodo dessa bateria é de carbono grafite abre parênteses C fecha parênteses$\left(\text{C}\right)$, em que os íons lítio se intercalam entre estruturas hexagonais de carbono abre parênteses L i C subscrito 6 fecha parênteses$\left({\text{LiC}}_6\right)$.

Na carga da bateria, o cobalto abre parênteses C o fecha parênteses$\left(\text{Co}\right)$ é oxidado. Os íons L i elevado a início expoente, mais, fim expoente${\text{Li}}^{+}$ são transferidos do eletrodo de óxido de lítio-cobalto para o cátodo, ligando-se ao carbono. Durante a descarga, ocorre o processo inverso, com a redução do cobalto. Esse tipo de bateria é utilizado em telefones celulares e computadores portáteis, por exemplo. Sua voltagem varia de 3,0 a 3 vírgula 5 V$\mathrm{3,5}\text{ V}$ e são mais leves do que outros tipos de baterias recarregáveis de mesmo tamanho. Como o lítio tem pequena massa molar, essas baterias armazenam grande quantidade de energia por unidade de massa. Além disso, sua autodescarga é lenta. Isso significa que, quando não estão em uso, mantêm a carga por mais tempo.

Baterias de carros elétricos

Leia o trecho de reportagem a seguir.

SODRÉ, Eduardo. Baterias em estado sólido chegam no fim desta década para dobrar autonomia. Folha de S.Paulo, 30 jan. 2024. p. A22.

O texto faz menção ao fato de que as baterias em estado sólido podem dobrar a autonomia. Você sabe o que significa autonomia de um carro?

Quanto mais energia uma bateria acumula, maior quilometragem o veículo pode rodar por recarga. Ou seja, o aumento da autonomia está relacionado à busca por baterias com maior capacidade de carga. Além disso, também buscam-se baterias com recarga mais rápida e maior número de ciclos. Atualmente, as baterias de íons de lítio dominam o mercado, mas há um grande esforço para superar suas limitações.

As baterias de carros elétricos são compostas de uma ou várias células de íon de lítio interligadas em um único módulo. Cada célula tem uma tensão média de 3 vírgula 6 V$\mathrm{3,6}\text{ V}$, mas como um carro elétrico exige uma tensão total de 300 a 600 volts$600\text{ V}$, são necessárias centenas ou até milhares de células conectadas em série.

Como se trata de uma bateria recarregável, durante o processo de descarga os elétrons se movem do ânodo para o cátodo, gerando eletricidade que alimenta o motor do veículo. Quando a bateria é carregada, esse processo é revertido, restaurando a carga da bateria para uso futuro.

Atualmente, três tipos principais de baterias são utilizados em carros elétricos:

• NMC (Lítio Níquel-Manganês-Cobalto): essas baterias oferecem um bom equilíbrio entre capacidade, segurança e custo. O níquel melhora a capacidade de armazenamento de energia, enquanto o manganês e o cobalto ajudam a manter a estabilidade e a segurança.
• LFP (Lítio Ferro-Fosfato): conhecidas por sua segurança e longevidade, as baterias LFP têm uma menor densidade de energia em comparação com as NMC, mas são mais estáveis e menos propensas a problemas térmicos.
• NCA (Lítio Níquel-Cobalto-Alumínio): essas baterias são destacadas por sua alta densidade de energia e longa vida útil. A adição de alumínio ajuda a aumentar a estabilidade e a segurança, embora o custo possa ser maior.

Célula de combustível

As células de combustível são equipamentos que geram energia a partir da conversão do gás hidrogênio e do gás oxigênio em água. Confira a seguir.

As semirreações que ocorrem nos eletrodos e a reação global das células de combustível a hidrogênio estão representadas a seguir.

Diferentemente do que ocorre nas outras pilhas e baterias, o tempo de funcionamento de uma célula de combustível não depende da quantidade de reagentes contidos nela. Ela pode funcionar continuamente, desde que seja garantido o abastecimento dos gases hidrogênio e oxigênio por meio de reservatórios externos.

Células desse tipo foram utilizadas em viagens tripuladas ao espaço, como a que levou o ser humano à Lua pela primeira vez, em 1969. Além da geração de energia, ela apresenta a vantagem de ter a água como único produto de reação, a qual pode ser consumida pela tripulação durante a viagem.

A indústria automobilística já produziu alguns protótipos de carros movidos a hidrogênio, que funcionam com um motor elétrico recebendo a energia gerada pela célula de combustível. Essa seria uma alternativa de combustível não poluente, visto que o único produto da reação é o vapor de água.

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O hidrogênio é considerado uma importante fonte de energia alternativa aos combustíveis fósseis.

a ) Converse com seus colegas sobre a importância do incentivo ao desenvolvimento de fontes alternativas de energia, como o hidrogênio combustível.

Resposta nas Orientações para o professor.

Conceito de eletrólise

As imagens a seguir mostram objetos com diferentes utilidades, mas feitos com o mesmo material. Você sabe que material é esse?

O material utilizado para a produção dos objetos mostrados nas fotografias anteriores é um metal bastante presente no nosso dia a dia. Ele é usado na fabricação de latas para armazenamento de bebidas e alimentos, estruturas de barcos, carrocerias de automóveis, fuselagem de aviões, portas, esquadrias, janelas, portões, entre outros objetos.

Esse metal, de elevada resistência mecânica e à corrosão, baixa temperatura de fusão e baixa densidade é o alumínio abre parênteses A l fecha parênteses$\left(\text{A}\mathcal{\text{l}}\right)$. Confira a seguir como ele tem uma densidade e uma temperatura de fusão menor em comparação com outros metais.

Fonte de pesquisa: HAYNES, W. M. (ed.). CRC Handbook of Chemistry and Physics. 97. ed. Boca Raton: CRC Press, 2017. p. 4-44, 4-59, 4-66, 4-75, 4-95.

O alumínio é o terceiro elemento químico mais abundante na crosta terrestre, atrás do oxigênio abre parênteses O fecha parênteses$\left(\text{O}\right)$ e do silício abre parênteses S i fecha parênteses$\left(\text{Si}\right)$. No entanto, no início do século XIX, o alumínio era considerado mais valioso do que a prata abre parênteses A g fecha parênteses$\left(\text{Ag}\right)$.

Leia o trecho do texto a seguir.

PEREIRA, L. F. Alumínio: um metal precioso. Folha de S.Paulo, São Paulo, 21 nov. 2006. Fovest. Disponível em: https://s.livro.pro/v5tg3i. Acesso em: 15 ago. 2024.

Mas por que esse metal era tão valioso? O alumínio é encontrado, principalmente, sob a forma de um minério chamado bauxita, que tem entre seus principais componentes a gibbsita abre parênteses A l abre parênteses O H fecha parênteses subscrito 3 fecha parênteses$\left(\text{A}\mathcal{\text{l}}{\left(\text{OH}\right)}_3\right)$ o óxido de alumínio abre parênteses A l subscrito 2 O subscrito 3 fecha parênteses$\left(\text{A}{\mathcal{\text{l}}}_2{\text{O}}_3\right)$, também chamado alumina. Para obter o metal puro, é necessário separá-lo do oxigênio. No início do século XIX ainda não se conheciam métodos eficientes para realizar essa separação. Mas, em 1886, o jovem químico estadunidense Charles Martin Hall (1863-1914) conseguiu obter o alumínio por meio de um processo de baixo custo que ficou conhecido como eletrólise.

A cientista estadunidense Julia Hall (1859-1925) desempenhou um papel crucial na descoberta do processo eletrolítico para a produção de alumínio, ao lado de seu irmão, Charles Hall. Embora a história muitas vezes atribua essa descoberta exclusivamente a Charles, há evidências que mostram uma participação significativa de Julia no processo. Este caso é mais um exemplo do efeito Matilda, apresentado no capítulo 1.

Na década de 1880, o alumínio era um metal raro e caro, pois o método de obtenção, por meio da redução de sais de alumínio, era complexo e ineficiente. Julia e Charles Hall trabalharam juntos em experimentos no laboratório improvisado de sua casa. Julia Hall, que tinha interesse e formação científica, ajudou seu irmão desempenhando funções em diversas frentes. Sua contribuição executando, registrando, documentando e discutindo os experimentos foi essencial para o desenvolvimento do método de eletrólise que separa o alumínio do óxido de alumínio (alumina) de maneira mais eficiente.

Apesar dessa colaboração, Julia Hall não foi reconhecida como coinventora. Seu nome foi omitido dos registros e Charles foi o único creditado pela descoberta, que, mais tarde, se tornaria fundamental para a produção em larga escala de alumínio, tornando-o acessível e revolucionando diversas indústrias. A falta de reconhecimento reflete as barreiras enfrentadas pelas mulheres na Ciência, que continuam a ser um desafio até os dias de hoje.

A eletrólise é um processo eletroquímico em que reações de oxirredução que não aconteceriam espontaneamente são favorecidas quando o sistema é submetido a uma corrente elétrica.

Antes de estudarmos o processo de obtenção do alumínio por meio da eletrólise, vamos ver como é feita a extração da bauxita, minério que contém o óxido de alumínio.

A bauxita é um minério de cor avermelhada encontrado no subsolo. Para retirar a bauxita do subsolo, as mineradoras utilizam equipamentos e técnicas que auxiliam na remoção da vegetação e do solo orgânico que estão acima da formação rochosa que contém esse minério. Após sua extração, a bauxita é destinada às refinarias para obtenção do A l subscrito 2 O subscrito 3${A\mathcal{\text{l}}}_2{\text{O}}_3$.

Para obter o alumínio metálico a partir do A l subscrito 2 O subscrito 3${\text{A}\mathcal{\text{l}}}_2{\text{O}}_3$, é preciso fundir o óxido de alumínio. No entanto, em razão da alta temperatura de fusão desse composto abre parênteses 2.060 graus Celsius fecha parênteses$\left(2.060\text{ °C}\right)$, é necessário adicionar a ele um mineral chamado criolita abre parênteses N a subscrito 3 A l F subscrito 6 fecha parênteses$\left({\text{Na}}_3\text{A}\mathcal{\text{l}}{\text{F}}_6\right)$ para que a fusão ocorra a menor temperatura. Em 1886, Charles Hall descobriu que, ao misturar esse mineral à alumina, era possível obter um processo muito mais econômico, pois essa mistura funde-se a aproximadamente 1.000 graus Celsius$1.000°\text{C}$, facilitando a obtenção do alumínio metálico em escala industrial.

Ao ser fundido, o óxido de alumínio libera os íons do arranjo rígido do retículo cristalino.

A l subscrito 2 O subscrito 3 abre parênteses s fecha parênteses expressão com detalhe acima, início da expressão, expressão com detalhe abaixo, início da expressão, seta para a direita, fim da expressão, início do detalhe abaixo, é aproximadamente igual a 1.000 graus Celsius fim do detalhe abaixo, fim da expressão, início do detalhe acima, criolita, fim do detalhe acima A l subscrito 2 O subscrito 3 abre parênteses l fecha parênteses expressão com detalhe acima, início da expressão, seta para a direita, fim da expressão, início do detalhe acima; fim do detalhe acima 2 A l elevado a início expoente, 3 mais, fim expoente abre parênteses l fecha parênteses mais 3 O elevado a início expoente, 2 menos, fim expoente abre parênteses l fecha parênteses${\text{A}\mathcal{\text{l}}}_2{\text{O}}_3\left(\text{s}\right)\stackrel{\text{\hspace{1em}criolita\hspace{1em}}}{\underset{\simeq 1.000°\text{C}}{\to }}{\text{A}\mathcal{\text{l}}}_2{\text{O}}_3\left(\mathcal{\text{l}}\right)\stackrel{}{\to }2{\text{A}\mathcal{\text{l}}}^{\text{3+}}\left(\mathcal{\text{l}}\right)+3{\text{O}}^{2-}\left(\mathcal{\text{l}}\right)$

Quando a mistura de óxido de alumínio e criolita fundida é submetida a uma corrente elétrica por meio de eletrodos de grafite, ocorre a eletrólise. Ao contrário da pilha, em que o processo de oxirredução é espontâneo, a eletrólise é um processo não espontâneo. É necessário fornecer corrente elétrica de uma fonte externa.

Dependendo da maneira como os íons se apresentam, a eletrólise pode ser ígnea (fusão de um composto iônico) ou pode ocorrer em solução aquosa (ionização ou dissociação de alguns compostos em água).

Eletrólise ígnea

A eletrólise ígnea é feita com o eletrólito na fase líquida, ou seja, o material deve estar fundido e sem água. A célula eletrolítica é feita de materiais que suportam altas temperaturas. Nela, são colocados eletrodos inertes (que não sofrem reação), geralmente de platina abre parênteses P t fecha parênteses$\left(\text{Pt}\right)$ ou carbono abre parênteses C fecha parênteses$\left(\text{C}\right)$, que conduzem corrente elétrica.

A obtenção do alumínio metálico a partir do óxido de alumínio abre parênteses A l subscrito 2 O subscrito 3 fecha parênteses$\left({\text{A}\mathcal{\text{l}}}_2{\text{O}}_3\right)$ é um exemplo de eletrólise ígnea. Confira como ocorre esse processo a seguir.

A fusão e as equações das semirreações e a reação global de eletrólise ígnea do A l subscrito 2 O subscrito 3${\text{A}\mathcal{\text{l}}}_2{\text{O}}_3$ podem ser representadas como a seguir.

Fusão: 2 A l subscrito 2 O subscrito 3 abre parênteses s fecha parênteses seta para a direita 4 A l elevado a início expoente, 3 mais, fim expoente abre parênteses l fecha parênteses mais 6 O elevado a início expoente, 2 menos, fim expoente abre parênteses l fecha parênteses$2{\text{A}\mathcal{\text{l}}}_2{\text{O}}_3\left(\text{s}\right)\to 4{\text{A}\mathcal{\text{l}}}^{3+}\left(\mathcal{\text{l}}\right)+6{\text{ O}}^{2-}\left(\mathcal{\text{l}}\right)$

Ânodo: 6 O elevado a início expoente, 2 menos, fim expoente abre parênteses l fecha parênteses seta para a direita 3 O subscrito 2 abre parênteses g fecha parênteses mais 12 e elevado a início expoente, menos, fim expoente$6{\text{ O}}^{2-}\left(\mathcal{\text{l}}\right)\to 3{\text{O}}_2\left(\text{g}\right)+12{\text{ e}}^{-}$ E subscrito ânodo grau é igual a menos 0 vírgula 35 volt$E_{\text{ânodo}}°=-0,35\text{V}$

Cátodo: 4 A l elevado a início expoente, 3 mais, fim expoente abre parênteses l fecha parênteses mais 12 e elevado a início expoente, menos, fim expoente seta para a direita 4 A l abre parênteses l fecha parênteses$4{\text{A}\mathcal{\text{l}}}^{3+}\left(\mathcal{\text{l}}\right)+12{\text{e}}^{-}\to 4\text{ A}\mathcal{\text{l}}\left(\mathcal{\text{l}}\right)$ E subscrito cátodo grau é igual a menos 1 vírgula 68 volt$E_{\text{cátodo}}°=-1,68\text{V}$

Reação global: 2 A l subscrito 2 O subscrito 3 abre parênteses l fecha parênteses seta para a direita 4 A l abre parênteses l fecha parênteses mais 3 O subscrito 2 abre parênteses g fecha parênteses$2{\text{A}\mathcal{\text{l}}}_2{\text{O}}_3\left(\mathcal{\text{l}}\right)\to 4\text{ A}\mathcal{\text{l}}\left(\mathcal{\text{l}}\right)+3{\text{O}}_2\left(\text{g}\right)$ delta E grau é igual a menos 1 vírgula 33 volt$\text{Δ}E°=-\mathrm{1,33}\text{ V}$

Professor, professora: Ressalte aos estudantes que, apesar de a reação no ânodo ser de oxidação, o potencial apresentado e utilizado no cálculo é o potencial de redução.

Em razão da elevada temperatura em que a eletrólise acontece, o gás oxigênio abre parênteses O subscrito 2 fecha parênteses$\left({\text{O}}_2\right)$ produzido no ânodo reage com o carbono presente no eletrodo de carvão, produzindo dióxido de carbono abre parênteses C O subscrito 2 fecha parênteses$\left({\text{CO}}_2\right)$.

C abre parênteses s fecha parênteses mais O subscrito 2 abre parênteses g fecha parênteses seta para a direita C O subscrito 2 abre parênteses g fecha parênteses$\text{C}\left(\text{s}\right)+{\text{O}}_2\left(\text{g}\right)\to {\text{CO}}_2\left(\text{g}\right)$

Na indústria, a eletrólise ígnea é bastante utilizada para obter substâncias como os metais alcalinos, os metais alcalinoterrosos, o alumínio e os halogênios.

Por exemplo, por meio da eletrólise ígnea do cloreto de sódio abre parênteses N a C l fecha parênteses$\left(\text{NaC}\mathcal{\text{l}}\right)$, obtêm-se o gás cloro abre parênteses C l subscrito 2 fecha parênteses$\left({\text{C}\mathcal{\text{l}}}_2\right)$ e o sódio metálico abre parênteses N a fecha parênteses$\left(\text{Na}\right)$. O cloreto de sódio é um composto iônico que apresenta alta temperatura de fusão abre parênteses 801 graus Celsius fecha parênteses$\left(801°\text{C}\right)$ e, quando fundido, libera os íons do arranjo cristalino rígido.

N a C l abre parênteses s fecha parênteses seta para a direita N a elevado a início expoente, mais, fim expoente abre parênteses l fecha parênteses mais C l elevado a início expoente, menos, fim expoente abre parênteses l fecha parênteses$\text{NaC}\mathcal{\text{l}}\left(\text{s}\right)\to {\text{Na}}^{+}\left(\mathcal{\text{l}}\right)+{\text{C}\mathcal{\text{l}}}^{-}\left(\mathcal{\text{l}}\right)$

O esquema a seguir representa a eletrólise ígnea do cloreto de sódio. Nesse experimento, conectou-se um gerador de corrente contínua a uma célula eletrolítica com cloreto de sódio fundido.

As equações das semirreações e a reação global de eletrólise ígnea do cloreto de sódio podem ser representadas como a seguir.

Ânodo: 2 C l elevado a início expoente, menos, fim expoente abre parênteses l fecha parênteses seta para a direita C l subscrito 2 abre parênteses g fecha parênteses mais 2 e elevado a início expoente, menos, fim expoente$2{\text{C}\mathcal{\text{l}}}^{-}\left(\mathcal{\text{l}}\right)\to {\text{C}\mathcal{\text{l}}}_2\left(\text{g}\right)+2{\text{e}}^{-}$ E subscrito ânodo grau é igual a mais 1 vírgula 36 volt$E_{\text{ânodo}}°=+1,36\text{V}$

Cátodo: 2 N a elevado a início expoente, mais, fim expoente abre parênteses l fecha parênteses mais 2 e elevado a início expoente, menos, fim expoente seta para a direita 2 N a abre parênteses s fecha parênteses$2{\text{Na}}^{+}\left(\mathcal{\text{l}}\right)+2{\text{e}}^{-}\to 2\text{ Na}\left(\text{s}\right)$ E subscrito cátodo grau é igual a menos 2 vírgula 71 volt$E_{\text{cátodo}}°=-2,71\text{V}$

Reação global: 2 C l elevado a início expoente, menos, fim expoente abre parênteses l fecha parênteses mais 2 N a elevado a início expoente, mais, fim expoente abre parênteses l fecha parênteses seta para a direita C l subscrito 2 abre parênteses g fecha parênteses mais 2 N a abre parênteses s fecha parênteses$2{\text{C}\mathcal{\text{l}}}^{-}\left(\mathcal{\text{l}}\right)+2{\text{Na}}^{+}\left(\mathcal{\text{l}}\right)\to {\text{C}\mathcal{\text{l}}}_2\left(\text{g}\right)+2\text{ Na}\left(\text{s}\right)$ delta E grau é igual a ponto de interrogação$\text{Δ}E°=?$

Eletrólise aquosa

Em soluções aquosas, além da presença dos íons do eletrólito, há íons provenientes da água. Confira a seguir a representação simplificada da ionização da água.

H subscrito 2 O abre parênteses l fecha parênteses seta para a direita H elevado a início expoente, mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses mais O H elevado a início expoente, menos, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses${\text{H}}_2\text{O}\left(\mathcal{\text{l}}\right)\to {\text{H}}^{+}\left(\text{aq}\right)+{\text{OH}}^{-}\left(\text{aq}\right)$

Ou seja, com a dissolução de um composto iônico, haverá pelo menos dois cátions e dois ânions na solução.

Durante a eletrólise em solução aquosa, esses cátions e esses ânions não têm a mesma facilidade de descarga. É necessário saber, então, se o cátion tem facilidade de descarga maior do que o H sobrescrito mais${\text{H}}^{+}$ da água e se o ânion tem facilidade de descarga maior do que o íon O H elevado a início expoente, menos, fim expoente${\text{OH}}^{-}$ da água. O termo descarga é usado como sinônimo de perda de carga elétrica para que a substância se torne uma espécie eletricamente neutra.

Ao receber elétrons, o cátion sofre descarga, tornando-se uma espécie eletricamente neutra. O íon H elevado a início expoente, mais, fim expoente${\text{H}}^{+}$, por exemplo, tem a seguinte reação de descarga:

2 H elevado a início expoente, mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses mais 2 e elevado a início expoente, menos, fim expoente seta para a direita H subscrito 2 abre parênteses g fecha parênteses$2{\text{H}}^{+}\left(\text{aq}\right)+2{\text{e}}^{-}\to {\text{H}}_2\left(\text{g}\right)$

Ao ceder elétrons, o ânion sofre descarga, tornando-se também uma espécie eletricamente neutra. O íon O H elevado a início expoente, menos, fim expoente${\text{OH}}^{-}$, por exemplo, tem a seguinte reação de descarga:

4 O H elevado a início expoente, menos, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses seta para a direita O subscrito 2 abre parênteses g fecha parênteses mais 2 H subscrito 2 O abre parênteses l fecha parênteses mais 4 e elevado a início expoente, menos, fim expoente$4{\text{OH}}^{-}\left(\text{aq}\right)\to {\text{O}}_2\left(\text{g}\right)+2{\text{H}}_2\text{O}\left(\mathcal{\text{l}}\right)+4{\text{e}}^{-}$

Confira os quadros a seguir, que apresentam a facilidade de descarga dos cátions e ânions baseados em dados experimentais. A facilidade de descarga dos íons aumenta da esquerda para direita, considerando as colunas, e também entre os íons de cada célula do quadro.

Um exemplo de eletrólise aquosa é a eletrólise da solução de cloreto de sódio abre parênteses N a C l abre parênteses a q fecha parênteses fecha parênteses$\left(\text{NaC}\mathcal{\text{l}}\left(\text{aq}\right)\right)$, a qual produz gás cloro e gás hidrogênio abre parênteses H subscrito 2 fecha parênteses$\left({\text{H}}_2\right)$. Portanto, a eletrólise aquosa e ígnea do N a C l$\text{NaC}\mathcal{\text{l}}$ formam produtos diferentes. Além disso, a solução formada na eletrólise ígnea passa pelos processos de evaporação e secagem, dando origem ao hidróxido de sódio abre parênteses N a O H fecha parênteses$\left(\text{NaOH}\right)$ conhecido como soda cáustica.

A soda cáustica é utilizada, por exemplo, pela indústria de produção da celulose. A pasta de celulose utilizada na produção de papel apresenta tonalidade marrom em razão do alto teor de lignina^✚. Para tornar a celulose pura e branca, é necessário realizar a remoção da lignina, e um dos principais compostos químicos utilizados nesse processo é o hidróxido de sódio.

A soda cáustica também é utilizada em muitos outros processos industriais, como na produção de tecidos, sabão e detergente, além de ser utilizada como reagente laboratorial.

Confira a seguir o esquema da eletrólise aquosa do cloreto de sódio.

Imagem sem proporção e em cores fantasia.

Na eletrólise aquosa de solução de cloreto de sódio ocorrem as reações a seguir.

A dissociação do eletrólito:

N a C l abre parênteses a q fecha parênteses seta para a direita N a elevado a início expoente, mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses mais C l elevado a início expoente, menos, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses$\text{NaC}\mathcal{\text{l}}\left(\text{aq}\right)\to {\text{Na}}^{+}\left(\text{aq}\right)+\text{C}{\mathcal{\text{l}}}^{-}\left(\text{aq}\right)$

A ionização da água:

H subscrito 2 O abre parênteses l fecha parênteses seta para a direita H elevado a início expoente, mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses mais O H elevado a início expoente, menos, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses${\text{H}}_2\text{O}\left(\mathcal{\text{l}}\right)\to {\text{H}}^{+}\left(\text{aq}\right)+{\text{OH}}^{-}\left(\text{aq}\right)$

Ao comparar a facilidade de descarga dos ânions no quadro da página anterior, verificamos que o C l elevado a início expoente, menos, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses$\text{C}{\mathcal{\text{l}}}^{-}\left(\text{aq}\right)$ tem mais facilidade de descarga do que o O H elevado a início expoente, menos, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses${\text{OH}}^{-}\left(\text{aq}\right)$. Assim, o ânion C l elevado a início expoente, menos, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses$\text{C}{\mathcal{\text{l}}}^{-}\left(\text{aq}\right)$ migra para o ânodo e sofre oxidação. O ânion O H elevado a início expoente, menos, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses${\text{OH}}^{-}\left(\text{aq}\right)$ permanece inalterado na solução.

Ao comparar a facilidade de descarga dos cátions N a elevado a início expoente, mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses${\text{Na}}^{+}\left(\text{aq}\right)$ e H elevado a início expoente, mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses${\text{H}}^{+}\left(\text{aq}\right)$, verificamos que o H elevado a início expoente, mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses${\text{H}}^{+}\left(\text{aq}\right)$ tem mais facilidade de descarga. Assim, o cátion H elevado a início expoente, mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses${\text{H}}^{+}\left(\text{aq}\right)$ migra para o cátodo e sofre redução. O cátion N a elevado a início expoente, mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses${\text{Na}}^{+}\left(\text{aq}\right)$ permanece inalterado na solução.

Portanto, ocorrem as seguintes reações na cuba eletrolítica:

Dissociação do N a C l abre parênteses a q fecha parênteses$\text{NaC}\mathcal{\text{l}}\left(\text{aq}\right)$: 2 N a C l abre parênteses a q fecha parênteses seta para a direita 2 N a elevado a início expoente, mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses mais 2 C l elevado a início expoente, menos, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses$2\text{ NaC}\mathcal{\text{l}}\left(\text{aq}\right)\to 2{\text{Na}}^{+}\left(\text{aq}\right)+2{\text{C}\mathcal{\text{l}}}^{-}\left(\text{aq}\right)$

Ionização do H subscrito 2 O abre parênteses l fecha parênteses${\text{H}}_2\text{O}\left(\mathcal{\text{l}}\right)$: 2 H subscrito 2 O abre parênteses l fecha parênteses seta para a direita 2 H elevado a início expoente, mais, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses mais 2 O H elevado a início expoente, menos, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses$2{\text{H}}_2\text{O}\left(\mathcal{\text{l}}\right)\to 2{\text{H}}^{+}\left(\text{aq}\right)+2{\text{OH}}^{-}\left(\text{aq}\right)$

Ânodo: 2 C l elevado a início expoente, menos, fim expoente abre parênteses a q fecha parênteses seta para a direita C l subscrito 2 abre parênteses g fecha parênteses mais 2 e elevado a início expoente, menos, fim expoente$2{\text{C}\mathcal{\text{l}}}^{-}\left(\text{aq}\right)\to {\text{C}\mathcal{\text{l}}}_2\left(\text{g}\right)+2{\text{ e}}^{-}$