Eletroquímica e Eletrólise

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Eletroquímica 
 
Lida com as reações de transferência de elétrons, ou 
seja, reação de oxirredução. 
Eletrólise 
É o processo que transforma energia elétrica em energia 
química, de maneira não espontânea e a partir de um 
gerador. 
Eletrólise ígnea – Quando a substância pura se 
encontra no estado líquido (fundida), sem haver água no 
sistema. 
Ex. 𝑁𝑎𝐶𝑙 → 𝑁𝑎+ + 𝐶𝑙− 
Nos eletrodos, ocorrem as seguintes semi-reações: 
(-) Cátodo (redução): 𝑁𝑎+ + 𝑒− → 𝑁𝑎 
(+) Ânodo (oxidação): 2 𝐶𝑙− → 𝐶𝑙2 + 2 𝑒
− 
Igualando a quantidade de elétrons recebidos e cedidos 
e somando as duas semi-reações, obtemos a reação 
global da eletrólise: 
Cátodo: 2 𝑁𝑎+ + 2 𝑒− → 2 𝑁𝑎 
Ânodo: 2 𝐶𝑙− → 𝐶𝑙2 + 2 𝑒
− 
Reação global: 2 𝑁𝑎+ + 2 𝐶𝑙− → 2 𝑁𝑎 + 𝐶𝑙2 
Eletrólise em solução aquosa – substância dissolvida 
na água. É preciso considerar tanto os íons proveniente 
do soluto, quanto os provenientes da ionização da água. 
Para decidir se os íons derivados do soluto terão maior 
prioridade em relação à água, devemos observar uma 
fila de prioridade: 
 
Ex. Na solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl(aq)), 
temos: 
𝑁𝑎𝐶𝑙 → 𝑁𝑎+ + 𝐶𝑙− 
𝐻2𝑂 → 𝐻
+ + 𝑂𝐻− (𝑎𝑞) 
 
 Cátodo Ânodo 
Migração de 
íons H
+ e Na+ Cl - e OH - 
Facilidade de 
descarga H
+ > Na+ Cl - > OH - 
Semi-reação Redução 
2𝐻+ + 2𝑒− → 𝐻2 
Oxidação 
2𝐶𝑙− → 𝐶𝑙2 + 2𝑒
− 
Íons 
presentes na 
solução 
Na+ OH - 
 
Reação global do processo é obtida a partir da soma das 
quatro equações: 
 
 
Ânion (-) vai para ânodo para sofrer oxidação. 
Fonte - https://querobolsa.com.br/enem/quimica/eletrolise
Fonte - https://querobolsa.com.br/enem/quimica/eletrolise
Fonte - https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-eletrolise.htm
Resumo feito por: Caroline Medeiros
Cátion (+) vai para cátodo para sofrer redução. 
Ex. Na solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO4 (aq)), 
temos: 
𝐶𝑢𝑆𝑂4 → 𝐶𝑢
2+ + 𝑆𝑂4
2− 
𝐻2𝑂 → 𝐻
+ + 𝑂𝐻− 
 Cátodo Ânodo 
Migração de 
íons Cu
2+ e H+ OH - e SO42- 
Facilidade de 
descarga Cu
2+ > H+ OH - > SO42- 
Semi-reação Redução 
𝐶𝑢2+ + 2𝑒− → 𝐶𝑢 
Oxidação 
2𝑂𝐻− → 𝐻2𝑂 + ½ 𝑂2 
+ 2𝑒− 
Íons 
presentes na 
solução 
H+ SO42- 
 
A reação global do processo é obtida a partir da soma 
das quatro equações: 
 
Leis de Faraday 
Podemos quantificar a quantidade de matéria formada 
numa reação eletroquímica, a quantidade de carga (em 
Coulombs) e também a quantidade de corrente elétrica 
para um processo ocorrer. 
1 mol de elétrons – 96.560 Coulomb – 1 Faraday 
𝑄 = 𝑖 . 𝑡 
Q – Quantidade de carga elétrica (coulomb – C) 
i – Intensidade da corrente elétrica (ampère – A) 
t – Tempo decorrido na eletrólise (segundo – s) 
 
Pilhas e baterias 
Há conversão em energia química para energia elétrica. 
Reação redox com força eletromotriz positiva 
(espontânea) 
As pilhas são formadas por 2 eletrodos, enquanto as 
baterias são formadas por várias pilhas associadas em 
série ou paralelas. 
 
O funcionamento de uma pilha ocorre a partir dos 
seguintes princípios: 
1º Princípio – Oxidação no ânodo: o metal que está no 
ânodo, por apresentar maior tendência de perder 
elétrons, transforma-se em um cátion: 
Zn → Zn2+ + 2 e- 
2º Princípio – Redução no cátodo: os cátions que fazem 
parte do material do cátodo (usamos o cobre como 
exemplo), recebem os elétrons que vieram do ânodo e 
transformam-se em cobre metálico: 
Cu2+ + 2e- → Cu 
Pilha Eletrólise 
Processo espontâneo Processo não espontâneo 
Transforma energia 
química para energia 
elétrica 
Transforma energia 
elétrica em energia química 
Ânodo → polo negativo Ânodo → polo positivo 
Cátodo → polo positivo Cátodo → polo negativo 
 
Equação global da pilha 
Semirreação é quando escrevemos apenas uma parte 
de uma reação global. 
Zn → Zn2+ + 2 e- 
Cu2+ + 2e- → Cu 
Para chegar a uma equação global é necessário somar 
as semirreações: 
 
 𝑍𝑛 → 𝑍𝑛2+ + 2 𝑒 − 
Fonte - https://www.kuadro.com.br/pilha-eletroquimica/
Resumo feito por: Caroline Medeiros
Fonte - https://querobolsa.com.br
Fonte - https://querobolsa.com.br/enem/quimica/eletrolise
𝐶𝑢2+ + 2𝑒− → 𝐶𝑢
Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
 
 
É importante que o número de elétrons entre as 
semirreações seja o mesmo (o mesmo número em 
lados opostos se anula). 
Caso o número não seja igual, deve encontrar um 
número adequado para multiplicar uma ou ambas as 
semirreações (ela inteira) e chegar a um número igual 
de elétrons. 
O Cu oxidou e é o agente redutor, pois perdeu elétrons. 
O Zn reduziu e é o agente oxidante, pois ganhou 
elétrons 
Diferença de potencial – dpp 
O potencial é um número que representa o quão grande 
é a tendência de perder ou ganhar elétrons daquela 
substância. 
Se analisarmos sua tendência a ganhar elétrons, estamos 
falando do potencial padrão de redução (E°Red). 
Se analisarmos sua tendência a perder elétrons, estamos 
falando do potencial padrão de oxidação (E°Oxi). 
 
A dpp significa diferença de potencial e é simplesmente 
o valor que obtemos depois de subtrair determinados 
potenciais. 
𝛥𝐸 = 𝐸°𝑅𝑒𝑑 𝑚𝑎𝑖𝑜𝑟 – 𝐸°𝑅𝑒𝑑 𝑚𝑒𝑛𝑜𝑟 
Ou 
𝛥𝐸 = 𝐸°𝑂𝑥𝑖 𝑚𝑎𝑖𝑜𝑟 – 𝐸°𝑂𝑥𝑖 𝑚𝑒𝑛𝑜𝑟 
Obs: para uma reação ser espontânea o ddp tem que 
ser maior que zero, enquanto uma reação dita não-
espontânea possui ddp negativa. 
Corrosão 
O agente oxidante responsável pela reação é o gás 
oxigênio presente na atmosfera. 
Para que o processo ocorra, são necessários três 
fatores: 
▪ A presença de um metal 
▪ A presença de gás oxigênio 
▪ A presença de umidade. 
Existem diversos métodos de prevenir esse processo, 
sendo eles: 
→ Recobrimento do metal 
▪ Ao recobrir o metal com algum tipo de 
proteção, estamos impedindo o contato deste 
com o oxigênio atmosférico, interrompendo o 
processo de corrosão. 
▪ Esse recobrimento pode ser feito através de 
pintura (uso de tinta ou de zarcão), de 
galvanização (recobrimento com metais por 
eletrodeposição) ou com um banho em outro 
material. 
→ Metal de sacrifício 
▪ Consiste na adição de um novo metal em 
contato com o metal a ser protegido. 
▪ Esse novo metal deve se oxidar mais facilmente 
do que o que está protegendo. 
▪ Para escolher um metal de sacrifício adequado, 
é preciso analisar os potenciais padrão de 
redução das opções, e escolher aquele que tiver 
a maior diferença, em volts, quando comparado 
com o metal a ser protegido. 
▪ E° Red (metal de sacrifício) < E° Red (metal 
protegido) 
▪ Ex. se o metal protegido for o Fe (-0,44 V), o 
metal de sacrifício será o Li (-3,04 V) 
▪ Esse método de proteção não é permanente, 
pois o metal de sacrifício será “gasto” ao longo 
do tempo, sendo necessária a troca de tempos 
em tempos. 
Células de Combustível 
Fonte - https://querobolsa.com.br
Fonte - http://educacao.globo.com
Resumo feito por: Caroline Medeiros
Uma célula de combustível realiza a conversão de 
energia química em energia elétrica de forma contínua, 
enquanto durar o fluxo de reagentes. 
 
 
 
Observações: 
Eletrólito – solução condutora de íons por onde os ē 
fluem entre polos. 
Oxidação Redução 
Agente redutor Agente oxidante 
Perde elétrons Ganha elétrons 
NOX aumenta NOX diminui 
 
ē → Redução 
→ ē Oxidação 
Fonte - https://www.profpc.com.br/C%C3%A9lula_combust%C3%ADvel.htm
Fonte - https://www.profpc.com.br/C%C3%A9lula_combust%C3%ADvel.htm
Resumo feito por: Caroline Medeiros