A invenção do LED azul, que permite a geração de outras cores para compor a luz branca, permitiu a construção de lâmpadas energeticamente mais eficientes e mais duráveis do que as incandescentes e fluorescentes. Em um experimento de laboratório, pretende-se associar duas pilhas em série para acender um LED azul que requer 3,6 volts para o seu funcionamento. Considere as semirreações de redução e seus respectivos potenciais mostrados no quadro.
Qual associação em série de pilhas fornece diferença de potencial, nas condições-padrão, suficiente para acender o LED azul?
Achamos que essa questão merece um resumo de eletroquímica
Uma célula galvânica é um sistema que possui uma reação de óxido-redução que produz energia. O diagrama abaixo mostra uma célula que usa a reação Zn/Cu2+.
Na célula de Daniell, um pedaço de metal de zinco é colocado em uma solução de sulfato de zinco em um recipiente, e um pedaço de metal de cobre é colocado em uma solução de sulfato de cobre (II) em outro recipiente. Essas tiras de metal são chamadas eletrodos da célula.
Os eletrodos atuam como um terminal, ou um local de espera, para elétrons. Um fio conecta os eletrodos, mas nada acontece até você colocar uma ponte de sal entre os dois recipientes. A ponte de sal, normalmente um tubo oco em forma de U preenchido com uma solução de sal concentrada, fornece uma maneira para que os íons se movam de um recipiente para o outro para manter as soluções eletricamente neutras.
Com a ponte de sal, os elétrons podem começar a fluir. O zinco está sendo oxidado, liberando elétrons que fluem através do fio para o eletrodo de cobre, onde eles estão disponíveis para os íons para usar na formação de cobre metálico (redução). Os íons de cobre da solução de sulfato de cobre (II) estão sendo plaqueados no eletrodo de cobre, enquanto o eletrodo de zinco está sendo consumido.
Os cátions na ponte de sal migram para o recipiente contendo o eletrodo de cobre para substituir os íons de cobre sendo consumidos, enquanto os ânions na ponte de sal migram para o lado do zinco, onde eles mantêm a solução contendo o recém formado cátion eletricamente neutro.
O eletrodo de zinco é chamado de ânodo, o eletrodo em que ocorre a oxidação e é rotulado com um sinal “-“. O eletrodo de cobre é chamado de cátodo, o eletrodo em que ocorre a redução e é rotulado com um sinal “+”.
Esta célula produzirá um pouco mais de um volt. Você pode obter apenas um pouco mais de tensão se você fizer as soluções que os eletrodos estejam muito concentrados.
SOLUÇÃO
Para resolver a questão sem calcular as DDPs de todas as pilhas, precisamos ver que para que a pilha funcione (e acenda o LED) os terminais devem ser ligados corretamente. Ou seja, o ânodo de uma extremidade deve ser ligado com o catodo da outra. E como vemos isso? Vendo a reação que acontece no eletrodo.
Lembre que no cátodo da célula temos redução e no anodo oxidação (consoante com consoante e vogal com vogal – atenção: isso vale para a célula eletroquímica e não para a pilha).
Veja como na letra A não temos este esquema da bateria de pilhas, em vez de ligar catodo com anodo, está ligado catodo com catodo. E uma maneira mais fácil ainda de ver quem é o anodo é ver os eletrodos com Ni e Zn, na quase totalidade das baterias que tiverem esses metais eles serão o anodo, pois seus potenciais são pouco estáveis, sofrem oxidação muito fácil.
As únicas alternativas que ligam anodo com catodo são C e D. Assim, só precisamos fazer as contas de potencial dessas.
Multiplicando a equação do cátodo por 2:
Pilha 1:
Zn0/Zn2+//Ce4+/Ce3+
Pilha 1
ddp = +1,61 – (-0,76) = 2,37 V
Pilha 2
Ni0/Ni2+//Cr2O72-, H+/Cr3+
dd[ = 1,33- (-0,25) = 1,58
ddptotal = 3,95 V
Observação: lembre-se que mesmo multiplicando a equação por 2 o potencial não muda. Aqui é diferente daquelas equações de entalpia, em que a entalpia da reação é multiplicada por dois.
Letra C
