Eletroquimica - aspectos qualitativos

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Eletroquímica 
Pilhas: Dispositivos que têm por objetivo converter 
energia química em energia elétrica. Dentro da 
pilha estão acontecendo reações químicas de 
oxirredução (com transferência de elétrons entre 
as substâncias presentes), criando uma corrente 
elétrica. 
Oxidação: perda de elétrons e aumento do NOX. 
Ex: Zn(s) Zn+2(aq) + 2 elétrons 
Redução: Ganho de elétrons e diminuição do NOX. 
Ex: Cu+2(aq) + 2 elétrons Cu(s) 
Atenção: Os processos de oxidação e redução 
devem ocorrer juntos, pois os elétrons perdidos do 
elemento que oxidou vão para o elemento que 
reduziu, gerando uma corrente elétrica. 
Todos os valores fornecidos na tabela adiante 
foram calculados a partir de um experimento 
envolvendo um eletrodo padrão, o de hidrogênio, 
sendo de um lado da pilha o hidrogênio e do outro 
o elemento que queremos saber o potencial de 
oxirredução 
 
Atenção: O potencial de oxidação de uma espécie 
tem sempre o mesmo módulo (valor) do seu 
potencial de redução, mas com sinal oposto. 
➢ Quando potencial de redução (E°red) for mais 
negativo, menos tendencia aquele elemento 
tem de reduzir e maior de oxidar. Além disso, 
menos nobre é o metal. 
➢ Quando potencial de redução (E°red) for mais 
positivo, maior a probabilidade de aquele 
elemento reduzir e menor tendência de oxidar. 
Além disso, mais nobre é o metal 
➢ Quando o potencial de oxidação (E°oxi) for 
mais negativo, maior a tendencia daquele 
elemento reduzir e menor a de oxidar. Além 
disso, mais nobre é o metal. 
➢ Quando o potencial de oxidação (E°oxi) for 
mais positivo, maior a probabilidade daquele 
elemento oxidar e menores são as chances de 
ele reduzir. Além disso, menos nobre é o metal 
✓ E°oxi (+) = oxidação 
✓ E°oxi (-) = redução (metais nobres) 
✓ E°red (-) = oxidação 
✓ E°red (+) = redução (metais nobres) 
Ex: o Alumínio (Al) tem o E°red de -1,66v frente ao 
hidrogênio, ou seja, a probabilidade de ele reduzir 
é muito baixa, pois o elemento tem maior 
facilidade de oxidar. 
Objetivo: experimento para mostrar a 
transferência de elétrons em uma pilha, ou seja, 
em uma reação de oxirredução 
 
Montou dois eletrodos unidos por um fio e no meio 
colocou um voltímetro que calcula a transferência 
de elétrons de um eletrodo para o outro. 
A placa de cobre aumentou de tamanho, já a de 
zinco diminuiu de tamanho. 
A solução de cobre era azul no início do 
experimento devido ao íon Cu+2. Após um tempo, 
notou-se a perda da coloração azul da solução de 
nitrato de cobre. Portanto, esse íon de cobre 
sofreu redução e tornou-se cobre metálico (Cu(s)), 
depositando-se no eletrodo. 
Já o eletrodo de zinco metálico tornou-se o íon de 
zinco (Zn+2), pulando para a solução de nitrato de 
zinco. Por isso que a placa de zinco diminui de 
tamanho. 
 
Semirreações 
O zinco metálico, como possui maior potencial de 
oxidação, ele oxida, ou seja, perde elétrons. 
Portanto, o eletrodo de zinco diminui. 
Zn(s) Zn+2(aq) + 2 elétrons (Oxidação) 
Esses elétrons caminham pelo fio e chegam à 
solução de nitrato de cobre. O íon de cobre recebe 
eles dois elétrons e se transforma em cobre 
metálico, se depositando no eletrodo. 
Cu+2(aq) + 2 elétrons Cu(s) (Redução) 
Reação global (somar as duas semirreações) 
Zn(s) + Cu+2(aq) Zn+2(aq) + Cu(s) 
Atenção: Aumento da concentração de Zn+2 na 
solução de Zn(NO3)2 e diminuição da concentração 
de Cu+2 na solução de Cu(NO3)2 devido a reação de 
oxirredução. Aumento da massa da placa de cobre 
(quem reduziu) e diminuição da massa da placa de 
zinco (quem oxidou). 
Ânodo: local da pilha onde ocorre a oxidação. 
Ex: Zn(s) Zn+2(aq) + 2 elétrons (E°oxi: +0,76v) 
Catodo: local da pilha onde ocorre a redução 
Ex: Cu+2(aq) + 2 elétrons Cu(s) (E°red: +0,34v) 
Reação global 
O que fazer: Somar as duas semirreações 
lembrando de balancear os elétrons quando 
necessário, mas nunca mexer no potencial de 
oxidação e redução. 
Zn(s) + Cu+2(aq) Zn+2(aq) + Cu(s) ( E°: 1,1v) 
Diferença de Potencial (DDP) ou Força Eletromotriz 
(fem) 
 E°= E°oxi + E°red ou E°= E°red(maior) – E°red(menor) 
Ex: Zn(s) + Cu+2(aq) Zn+2(aq) + Cu(s) ( E°: +1,1v) 
OBS: o sinal positivo do E° (DDP) indica que a 
reação de oxirredução aconteceu 
espontaneamente 
Polos 
✓ Polo negativo: Anodo – oxidação 
✓ Polo positivo: Catodo – redução 
 
Fluxo de elétrons 
SEMPRE do Anodo para o Catodo 
ANODO (-) elétrons CATODO (+) 
Ponte Salina 
Serve para equilibrar as cargas, uma vez que a 
solução de nitrato de zinco vai ficar com muitos 
cátions de Zinco (Zn+2), ou seja, uma solução 
carente de carga negativa e desequilibrada. No 
caso representado, o sal que foi utilizado na ponte 
salina foi o KCl. Para a solução de zinco, a ponte 
salina vai levar o cloro, pois ele é o ânion desse sal 
(Cl-). Já na solução de Nitrato de Cobre, a carência 
é de cargas positivas, uma vez que o íon de cobre 
se transformou em cobre metálico e foi depositado 
no eletrodo de Cu(s). Sendo assim, a ponte salina vai 
levar o cátion do sal (K+) para a solução de 
Cu(NO3)2. Desse modo, a pilha entra em equilíbrio. 
Representação da pilha 
Anodo // Catodo 
Zn(s)/Zn+2(aq) // Cu+2(aq)/Cu(s) 
OBS: As duas barras representam a ponte salina e 
a barra solitária representa a seta da semirreação. 
➢ Reação espontânea: E° > 0 (+) 
➢ Reação não espontânea: E° < 0 (-) 
Ex1: Fe+2(s) + Zn(aq) Fe(s) + Zn+2(aq) 
Dados: 
➢ Fe+2(aq) + 2é Fe(s) E°= - 0,44v 
➢ Zn+2(aq) + 2é Zn(s) E°= - 0,76v 
 E°= - 0,44 + 0,76 = +0,32v (reação espontânea) 
Ex2: 
2Ag(s) + Cu+2(aq) 2Ag+(aq) + Cu(s) 
Dados: 
➢ Ag+ + 1é Ag E°= +0,80v 
➢ Cu+2 + 2é Cu E°= +0,34v 
 E°= - 0,8 + 0,34 = - 0,46v (reação não espontânea) 
– o cobre não oxida a prata.