Tema 03 - Eletroquímica

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DESCRIÇÃO
Os princípios de eletroquímica e suas aplicações nos processos eletroquímicos e eletrolíticos,
bem como a aplicação da Lei de Nernst e de Faraday na previsão do comportamento desses
processos.
PROPÓSITO
O estudo dos sistemas de oxidação-redução (galvânicos e eletrolíticos) é de suma importância
para o conhecimento dos processos de geração de energia baseada em reações espontâneas.
De forma similar, o estudo das leis de Faraday aplicadas aos processos eletrolíticos permite o
cálculo das massas depositadas nos eletrodos, fato que faz com que o processo eletrolítico se
torne viável pela previsibilidade dos produtos obtidos.
OBJETIVOS
MÓDULO 1
Identificar as reações redox presentes em células eletroquímicas
MÓDULO 2
Definir a espontaneidade reacional por meio da determinação de potenciais padrão de
eletrodos
MÓDULO 3
Descrever a equação de Nernst e as leis de Faraday, bem como suas aplicações na
eletroquímica
INTRODUÇÃO
Neste conteúdo, estudaremos as reações de transferência de elétrons ou reações de redução-
oxidação, também conhecidas como reações redox ou de oxirredução. Essas reações
acontecem o tempo todo ao nosso redor. Você, certamente, já deve ter visto um objeto metálico
enferrujado. A ferrugem é um exemplo de reação de redução-oxidação. Podemos subdividir
esse tipo de reação em processos galvânicos (espontâneos, (∆Eo > 0) e processos eletrolíticos
(não espontâneos, ∆Eo < 0). Veremos, ainda, a determinação de potenciais padrão de
eletrodos, em que os potenciais são calculados em função do potencial de eletrodo de
hidrogênio (EPH) que assume o valor de 0,00 volts. Em condições distintas a esse padrão, o
cálculo do potencial pode ser realizado pela equação de Nernst. Por fim, é possível relacionar a
Lei de Faraday com as massas obtidas em processos eletrolíticos, em função da quantidade de
carga elétrica que passa pelo sistema. Vamos juntos entender como acontece cada um desses
processos e sua importância?
MÓDULO 1
 Identificar as reações redox presentes em células eletroquímicas
REAÇÕES E TRANSFERÊNCIA DE
ELÉTRONS E TIPOS DE SISTEMAS DE
REDUÇÃO- OXIDAÇÃO
REAÇÕES REDOX: CONCEITO
Você já se perguntou o que ocorre quando utilizamos água sanitária para lavarmos nossa
roupa? Por que ela mancha tecidos coloridos? A resposta mais simples é que a água sanitária
“ataca” os materiais segundo reações químicas específicas, chamadas de reações redox. As
reações redox são aquelas em que ocorre a transferência de elétrons entre as espécies
envolvidas. Os processos reacionais de oxidação ocorrem com aumento da carga da espécie
química. De forma contrária, os que apresentam diminuição do estado de oxidação são
chamados de redução. Observe as reações genéricas a seguir:
A → A + 1 + ELÉTRON
Estado de oxidação de A = 0 (zero)
Estado de oxidação de A+1 = +1
Houve oxidação (aumento da carga da espécie A de zero para +1)
B + elétron → B - 1
Estado de oxidação de B = 0 (zero)
Estado de oxidação de B-1 = -1
Houve redução (redução da carga da espécie B de zero para -1)
Um processo de oxidação sempre ocorre com aumento da carga. Note que, neste exemplo, a
substância genérica A tinha carga zero e passou a ter carga +1, caracterizando um processo
de oxidação. De forma análoga, um processo em que ocorre diminuição da carga é
característico da redução, fato que ocorre com B, que, antes da reação, tinha carga zero e
passa a ter carga -1.
A figura 1 mostra as reações de oxidação e redução que ocorrem ao mesmo tempo. Dizemos,
então, que há transferência de elétrons da reação de oxidação para a reação de redução.
 
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 Figura 1 − Representação de uma reação redox.
As reações de oxidação e redução são dependentes umas das outras. Para que ocorra a
reação de oxidação, é necessária uma reação de redução, para que haja transferência de
elétrons. Assim, as reações de oxidação e redução fazem parte da reação redox completa (e,
por isso, cada uma delas é chamada de semirreação). Nesses processos, pode-se analisar o
efeito da reação de oxidação na reação de redução, e vice-versa. Observe, novamente, a
reação genérica entre a substância A e a B com formação de A+1 e B-1:
A + B ⇌ A + 1( AQ ) + B
- 1
( AQ )
Podemos dizer que a reação de redução de B depende do elétron liberado pela reação de
oxidação de A. Em outras palavras: o reagente B provoca a oxidação de A, sendo chamado
de agente oxidante. Para A ocorre o inverso: sua reação de oxidação ocorre somente se B
estiver disponível para receber os elétrons (sofrer redução). Logo, A atua como agente
redutor. Os produtos das reações de oxidação e redução são chamados, respectivamente, de
espécies oxidadas e reduzidas. Veja:
A + B ⇌ A + 1( AQ ) + B
- 1
( AQ )
AGENTES ⇌ ESPÉCIES
A é o agente redutor (provoca redução de B a B-1)
B é o agente oxidante (provoca oxidação de A a A+1)
A+1 é a espécie oxidada
B-1 é a espécie reduzida
 ATENÇÃO
Note que o elétron liberado na reação de A é utilizado na reação de B. Diz-se que o elétron foi
transferido de uma semirreação a outra.
SISTEMAS ELETROQUÍMICOS E
ELETROLÍTICOS
A eletroquímica é a parte da química que estuda os fenômenos reacionais em que a
transferência de elétrons ocorre entre reações de oxidação e redução. Em sistemas nos quais
as reações promovem o aparecimento de energia, atribui-se o nome de pilhas
eletroquímicas (galvânicas) ou somente pilhas. São processos espontâneos. Para os
sistemas eletroquímicos não espontâneos, o termo usado é sistema eletrolítico ou
eletrólise. Esse processo só acontece quando energia é fornecida ao sistema. Vamos
estudá-los um pouco?
SISTEMAS ESPONTÂNEOS: PILHAS
ELETROQUÍMICAS OU PILHAS GALVÂNICAS
As reações podem ocorrer de forma espontânea pela transferência direta do agente redutor
(doador de elétrons) para o agente oxidante (receptor de elétrons). Essas transferências
podem ser feitas de duas formas, que veremos a seguir.
PILHA GALVÂNICA POR TRANSFERÊNCIA
DIRETA DE ELÉTRONS
Podemos verificar esse tipo de pilha quando mergulhamos uma placa de cobre em solução que
contém íon Hg+2 (íon mercúrico). Há formação de mercúrio metálico ao fundo do recipiente e
percebemos que a solução adquire coloração azulada com o passar do tempo. As reações que
ocorrem são:
Reação de oxidação (anodo)
CU ( S ) → CU
2 +
( AQ ) + 2 ELÉTRONS
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Cobre (Cu): agente redutor, promove a redução do Hg2+ para Hg
Reação de redução (catodo)
HG 2 +( AQ ) + 2 ELÉTRONS → HG ( S )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Íon mercúrico (Hg2+): agente oxidante, promove a oxidação do Cu para Cu2+
Reação global da pilha eletroquímica:
CU ( S ) + HG
2 +
( AQ ) ⇋ CU
2 +
( AQ ) + HG ( S )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
 ATENÇÃO
Note que, nessa reação, o simples contato entre as espécies químicas promoveu o início do
fluxo de elétrons, pelo fato de ser uma reação do tipo espontânea. O aparecimento de
coloração azul na solução comprova a formação de íons Cu2+, e o aparecimento de metal no
fundo da solução indica a formação do mercúrio metálico.
Para se evitar a ideia de que a oxidação é sempre acompanhada da formação de carga
positiva, devemos observar a figura 2. Nela, é possível observar que uma espécie negativa
pode sofrer oxidação com a espécie apresentando carga zero. O importante é o aumento de
carga em relação à carga inicial. Da mesma maneira, a substância B (na figura 2) sofre
redução pelo recebimento de duas cargas negativas. Note que B, no início, apresentava carga
zero.
 
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 Figura 2 – Representação de um fenômeno de oxidação e redução.
Uma forma genérica de tratar esses dois processos complementares é:
Oxidação Redução
 Atenção! Para visualizaçãocompleta da tabela utilize a rolagem horizontal
OXIDAÇÃO
Processo em que há aumento de carga quando se compara a carga iniciale final de
determinada espécie.
REDUÇÃO
javascript:void(0)
javascript:void(0)
Processo em que há redução de carga quando comparamos a carga inicial e final de
determinada espécie.
PILHA GALVÂNICA POR TRANSFERÊNCIA
INDIRETA DE ELÉTRONS
Consideremos a reação entre o zinco e o cobre. Podemos construir um sistema em que
soluções salinas de zinco e cobre estejam em contato por um fio que une as duas partes da
pilha, chamadas de eletrodos metálicos de cobre e zinco. A reação global dessa pilha é
representada por:
ZN ( S ) + CU
2 +
( AQ ) ⇌ ZN
2 +
( AQ ) + CU ( S )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
A figura 3 mostra a representação da pilha entre os eletrodos de zinco e de cobre. Essa pilha é
chamada de pilha de Daniell, criada em 1836 por John Frederic Daniell. Pode-se perceber que
a pilha apresenta dois recipientes: um que contém a solução salina de zinco e outro que
contém a solução salina de cobre. O eletrodo de zinco metálico está imerso na solução salina
de zinco e o eletrodo de cobre, na solução salina de cobre. Quando o fio faz a ligação entre os
eletrodos de cobre e zinco, as reações começam a acontecer. De forma espontânea, elétrons
migram do eletrodo de zinco para o de cobre. Podemos fazer as seguintes afirmações:
A chegada de elétrons no eletrodo de cobre promove a redução dos íons de cobre da
solução, que se depositam na superfície do eletrodo, resultando no aumento de massa do
eletrodo de cobre metálico.
A saída de elétrons do eletrodo de zinco faz com que a massa do eletrodo de zinco seja
diminuída, pois ocorre oxidação do zinco metálico para Zn2+, que deixa o eletrodo e é
solubilizado na solução.
O voltímetro ligado ao fio que conecta os dois eletrodos indica o fluxo de elétrons entre as
duas partes da pilha, com o aparecimento de corrente elétrica.
Na pilha, o eletrodo no qual ocorre a reação de oxidação é negativo, sendo chamado de
anodo. O eletrodo no qual ocorre a redução, por sua vez, é chamado de catodo e tem
sinal positivo.
 
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 Figura 3 − Representação da pilha de Daniell.
A ponte salina
A ponte salina é um sistema auxiliar que faz conexão entre os dois eletrodos da pilha. É
preenchida com solução saturada de sais que podem migrar para as soluções onde estão
imersos os eletrodos componentes da pilha.
QUAL É O IMPACTO DA EXISTÊNCIA DA PONTE
SALINA? PARA RESPONDER A ESSA PERGUNTA,
VAMOS ESTUDAR COMO ELA ATUA NA PILHA?
Com o avanço da reação química, começam os desequilíbrios de cargas:
A solução que contém o eletrodo de zinco tem sua carga positiva aumentada, ao contrário da
solução que contém o eletrodo de cobre, que tem sua carga negativa aumentada.

Dessa maneira, a ponte salina atua para restabelecer o equilíbrio: como o sal presente na
ponte salina é formado por íons positivos e negativos, ocorre migração dos íons positivos da
ponte, no sentido do eletrodo de cobre, e migração dos íons negativos da ponte para o eletrodo
de zinco, de modo que a variação de cargas seja neutralizada.

A continuidade do processo reacional é o maior de todos os benefícios da ponte salina, pois, se
ela não existisse, o desequilíbrio de cargas provocaria parada da reação química e da geração
de energia pela pilha.
Um outro detalhe importante é o potencial que aparece quando a ponte salina é usada. Este é
chamado de potencial de junção líquida (representado por Ej), e tende a ser menor quanto
mais próximas forem as mobilidades dos íons presentes na ponte e na pilha. Escolher bons
sais para compor a ponte salina é item importante para a correta determinação das medidas
eletroquímicas.
REPRESENTAÇÃO DE UMA PILHA
ELETROQUÍMICA
É razoável que a representação da pilha de Daniell facilite o entendimento do fenômeno,
entretanto, não é a forma mais simples. A notação mais usada para expressarmos as pilhas
eletroquímicas é:
Par envolvido na oxidação || Par envolvido na redução
Em que || simboliza a ponte salina.
Usaremos novamente a reação genérica entre A e B:
A + B ⇌ A + 1( AQ ) + B
- 1
( AQ )
Podemos escrever as semirreações:
Oxidação: A → A+1(aq) + elétron
Redução: B + elétron → B-1(aq)
A notação para esta pilha fica:
A|A+1 || B|B-1
 COMENTÁRIO
Observação: A representação || significa a presença de ponte salina entre os eletrodos A e B, e
| significa a separação entre reagentes e produtos de cada reação química componente da
pilha.
SISTEMAS NÃO ESPONTÂNEOS: PROCESSOS
ELETROLÍTICOS
Veremos agora os processos que não são espontâneos! Eles são chamados de processos
eletrolíticos ou eletrólise. Em outras palavras, podemos dizer que é uma reação química que
ocorre pela ação de uma corrente elétrica. Esse processo pode ocorrer com soluções que
contenham íons ou com compostos iônicos fundidos. Apesar de a eletrólise apresentar alguma
semelhança com a pilha eletroquímica, as diferenças entre esses processos são bem mais
significativas. São elas:
Presença de gerador de corrente: como a eletrólise é um processo que necessita de energia
para acontecer, o uso de gerador de energia é obrigatório, pois, do contrário, a reação química
não se iniciará;
Assim como a pilha eletroquímica, a eletrólise apresenta um catodo e um anodo, porém, aqui,
o anodo é positivo e o catodo, negativo.
TIPOS DE ELETRÓLISE
Conforme dissemos anteriormente, os processos eletrolíticos podem ocorrer com duas
configurações: em meio de solução que contenha sal, chamada de eletrólise aquosa, ou em
meio de composto iônico fundido. Vamos estudar, particularmente, cada sistema?
Eletrólise aquosa
Os processos eletrolíticos que ocorrem em solução são chamados de processos eletrolíticos
em meio aquoso ou eletrólise aquosa. Nesse sistema, existe um eletrólito que está solúvel
em água. Não há necessidade de ponte salina, pois os dois eletrodos estarão imersos na
mesma solução, fato que favorece o equilíbrio de cargas por migração. Como no anodo ocorre
a oxidação, parte desse eletrodo vai sendo perdido ao longo do processo da eletrólise. Já no
catodo, eletrodo onde ocorre a redução, há formação de metal puro. Nesse caso, os eletrodos
são chamados de eletrodos ativos. Os eletrodos também podem ser de materiais inertes ou
metais estáveis, como platina. Nesses casos, os eletrodos funcionam apenas como condutores
dos elétrons e não participam da reação eletrolítica. A figura 4 mostra o esquema de uma
eletrólise genérica em meio aquoso.
 
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 Figura 4 – Eletrólise.
Para esclarecer melhor esse processo, vamos estudar a eletrólise de um sal solúvel em água,
como o sulfato de cobre. Instalam-se dois eletrodos de cobre metálico ligados por um fio a uma
fonte de energia (bateria). Após a imersão desses eletrodos na solução de sulfato de cobre
(CuSO4), a bateria pode ser ligada. Com o início da corrente elétrica sendo fornecida ao
sistema, reações não espontâneas começam a ocorrer. Para entendermos as reações
possíveis, devemos analisar o que ocorre quando dissolvemos um sal em água. A reação de
dissociação (sendo o sal o soluto e a água o solvente) é:
CUSO4 ( AQ ) + H2O ( L ) ⇋ CU
2 +
( AQ ) + SO
2 -
4 ( AQ )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Essa reação de dissociação ocorre de forma espontânea e não faz parte do processo
eletrolítico. Quando a bateria é ligada e a energia é fornecida ao sistema eletrolítico, pode-se
observar dois fenômenos:
Reações de oxidação e de redução envolvendo o cobre metálico e o cobre presente na
solução.
Reações de oxidação e de redução envolvendo o solvente (H2O).
Ainda sem identificarmos quais eletrodos são responsáveis pelas reações, podemos dizer que
as seguintes reações podem ocorrer:
CU ( S ) → CU
2 +
( AQ ) + 2 ELÉTRONS
CU 2 + ( AQ ) + 2 ELÉTRONS → CU ( S )
2H2O ( L ) → O2 ( G ) + 4H
+
( AQ ) + 4 ELÉTRONS
4H2O ( L ) + 4 ELÉTRONS → 2H2 ( G ) + 4OH
-
( L )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
QUAIS REAÇÕESREALMENTE OCORREM E QUAIS
SÃO OS ELETRODOS RESPONSÁVEIS POR CADA
UMA?
Vamos analisar quais reações podem ocorrer?
No anodo, podem ocorrer reações de oxidação:
CU ( S ) → CU
2 +
( AQ ) + 2 ELÉTRONS (REAÇÃO DE
OXIDAÇÃO DO COBRE)
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
2H2O ( L ) → O2 ( G ) + 4H
+
( AQ ) + 4 ELÉTRONS
 (REAÇÃO DE REDUÇÃO DA ÁGUA)
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
As reações de redução ocorrem no catodo. Podem ocorrer as seguintes reações de redução:
CU 2 + ( AQ ) + 2 ELÉTRONS → CU ( S ) (REAÇÃO DE
REDUÇÃO DO COBRE)
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
2H2O ( L ) + 2 ELÉTRONS → H2 ( G ) + 2OH
-
( L )
 (REAÇÃO DE REDUÇÃO DA ÁGUA)
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Conforme dito anteriormente, o polo positivo da eletrólise é a parte do sistema na qual ocorrem
as reações de oxidação (anodo), e o polo negativo é aquele no qual ocorre a redução. Em
função do sinal e da necessidade de elétrons, o fluxo de elétrons é em direção ao catodo
(eletrodo negativo).
POR QUE AS REAÇÕES DO COBRE OCORREM
PREFERENCIALMENTE?
 RESPOSTA
Nesse momento, podemos dizer que as reações envolvendo o cobre são preferenciais, pois a
demanda energética para a eletrólise do cobre é menor do que a demanda para a eletrólise da
água.
CU ( S ) → CU
2 +
( AQ ) + 2 ELÉTRONS (REAÇÃO DE
OXIDAÇÃO DO COBRE)
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
CU 2 + ( AQ ) + 2 ELÉTRONS → CU ( S ) (REAÇÃO DE
REDUÇÃO DO COBRE)
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
O sistema eletrolítico descrito pode ser visto na figura 5. Nela, podemos ver o fluxo de elétrons
em direção ao catodo, a bateria que alimenta o sistema, os eletrodos e as reações que
ocorrem:
 
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 Figura 5 − Eletrólise aquosa de CuSO4.
Eletrólise ígnea
Se o processo eletrolítico tem ausência de solvente água e o composto líquido presente é o sal
fundido, dizemos que se trata de uma eletrólise ígnea. Nesse processo, ocorrem as mesmas
reações presentes na eletrólise aquosa, entretanto, não existem reações alternativas como a
oxidação e redução do próprio solvente. Vamos ver como isso acontece?
Imaginemos a eletrólise ígnea do sal NaCl. A célula eletrolítica (mostrada na figura 6) é
preparada por dois eletrodos inertes (de grafite) ligados por um fio de cobre. Esses eletrodos
são imersos em NaCl fundido, ou seja: o NaCl que sofreu aquecimento e se transformou em
NaCl líquido. Os dois eletrodos inertes são ligados a uma bateria que fornecerá energia ao
sistema. Assim que a bateria for ligada e a energia começar a ser fornecida ao sistema, as
reações a seguir começarão a ocorrer:
Reação no anodo – reação de oxidação (eletrodo de carga negativa):
2CL -( AQ ) → CL2 ( G ) + 2 ELÉTRONS
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Reação no catodo – reação de redução (eletrodo de carga positiva):
NA +( AQ ) + 1 ELÉTRON → NA ( S )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Com o passar do tempo, o gás cloro (Cl2) será liberado da célula eletrolítica e o sódio metálico
começará a se depositar no catodo. Podemos dizer que a eletrólise ígnea de NaCl é um
processo de produção de gás cloro e sódio metálico, com uso de energia externa proveniente
de uma bateria ou pilha. A figura 6 mostra a célula eletrolítica de NaCl fundido:
 
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 Figura 6 – Eletrólise ígnea do NaCl.
COMPARAÇÃO ENTRE PROCESSOS
ESPONTÂNEOS E NÃO ESPONTÂNEOS: PILHAS
E ELETRÓLISE
Um fato observado é que tanto a pilha como a eletrólise apresentam comportamentos
semelhantes de seus eletrodos: oxidação no anodo, redução no catodo. Porém, algumas
particularidades devem ser esclarecidas. Os dados comparativos entre os processos
eletroquímicos e eletrolíticos são apresentados no quadro 1. Nele, podemos perceber que,
embora os sinais sejam invertidos quando comparamos os sinais das pilhas e das eletrólises,
os processos de oxidação e redução continuam os mesmos. O mesmo ocorre com o fluxo de
elétrons. É importante lembrar que as reações espontâneas ou pilhas são geradoras de
energia. As eletrólises, por sua vez, são processos não espontâneos que ocorrem somente se
energia for fornecida a eles, ou seja, a eletrólise consome energia para ocorrer.
Parâmetro / Tipo de
célula
Pilha
eletroquímica
Eletrólise
aquosa
Eletrólise
ígnea
Espontaneidade
reacional
Espontânea
Não
espontânea
Não
espontânea
Reação do catodo Redução Redução Redução
Reação do anodo Oxidação Oxidação Oxidação
Sinal do catodo Positivo (+) Negativo (-) Negativo (-)
Sinal do anodo Negativo (-) Positivo (+) Positivo (+)
Uso de solvente Sim Sim Não
Uso de ponte salina Sim Não Não
Fluxo de elétrons
Anodo para o
catodo
Anodo para o
catodo
Anodo para o
catodo
Quadro 1: Parâmetros de comparação entre as células eletroquímicas e eletrolíticas 
Adaptado de: Skoog et al. (2010)
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
A figura 7 mostra as principais diferenças entre a pilha eletroquímica e a eletrólise, e
complementa os dados apresentados no quadro 1. Note que o fluxo de elétrons se mantém
igual em ambos os casos e que a redução ocorre sempre no catodo.
 
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 Figura 7 − Comparação entre célula eletrolítica (eletrólise) e célula eletroquímica
(galvânica).
PROCESSOS ELETROQUÍMICOS X
PROCESSOS ELETROLÍTICOS
Neste vídeo, o especialista Marcio Franco explicará o que são reações de redox. A partir daí,
vai apresentar e comparar os sistemas eletroquímicos e eletrolíticos, mostrando exemplos em
que cada um é aplicado. Vamos lá!
VEM QUE EU TE EXPLICO!
Reações redox: conceito
Sistemas espontâneos: pilhas eletroquímicas ou pilhas galvânicas
Sistemas não espontâneos: processos eletrolíticos
VERIFICANDO O APRENDIZADO
1. UMA REAÇÃO REDOX É UM SISTEMA REACIONAL EM QUE DUAS
SEMIRREAÇÕES COM CARACTERÍSTICAS COMPLEMENTARES
OCORREM SIMULTANEAMENTE. A UMA DELAS É ATRIBUÍDO O NOME
DE SEMIRREAÇÃO DE OXIDAÇÃO, E À OUTRA, SEMIRREAÇÃO DE
REDUÇÃO. SOBRE OS FENÔMENOS DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO,
PODEMOS DIZER QUE:
A) O processo de oxidação ocorre com perda de elétrons e o processo de redução com ganho
dos elétrons perdidos pela semirreação de oxidação. Na oxidação, ocorre aumento de carga, e
na redução, diminuição da carga negativa.
B) O processo de oxidação ocorre com perda de elétrons e o processo de redução com ganho
dos elétrons perdidos pela semirreação de redução. Na oxidação, ocorre aumento de carga, e
na redução, diminuição da carga do íon.
C) O processo de oxidação ocorre com perda de elétrons e o processo de redução com ganho
dos elétrons perdidos pela semirreação de oxidação. Na oxidação, ocorre redução de carga, e
na redução, diminuição da carga do íon.
D) O processo de oxidação ocorre com perda de elétrons e o processo de redução com ganho
dos elétrons perdidos pela semirreação de oxidação. Na oxidação, ocorre aumento de carga, e
na redução, diminuição da carga.
E) O processo de oxidação ocorre com perda de elétrons e o processo de redução com ganho
dos elétrons perdidos pela semirreação de oxidação. Na oxidação, ocorre aumento de carga, e
na redução, diminuição da carga presente na reação química.
2. A ELETROQUÍMICA SE DIVIDE EM DOIS PROCESSOS: O PRIMEIRO,
CHAMADO DE PROCESSO ESPONTÂNEO OU PILHA
GALVÂNICA/ELETROQUÍMICA. O SEGUNDO É CHAMADO DE PROCESSO
NÃO ESPONTÂNEO OU SISTEMA ELETROLÍTICO. SOBRE AS PILHAS E
OS PROCESSOS ELETROLÍTICOS, PODEMOS DIZER QUE:
A) As pilhas galvânicas são processos que fornecem energia a partir de uma reação química e
podem ser de dois tipos: transferência de elétrons direta e indireta. Os processos eletrolíticos,
por sua vez, são processos não espontâneos e, porisso, não fornecem energia a partir de sua
reação química.
B) As pilhas galvânicas são processos que fornecem energia a partir de uma reação química e
podem ser de dois tipos (transferência de elétrons direta e indireta). Os processos eletrolíticos,
por sua vez, são processos não espontâneos e fornecem energia a partir de sua reação
química da mesma maneira que a pilha.
C) As pilhas galvânicas são processos que fornecem energia a partir de uma reação química.
Os processos eletrolíticos, por sua vez, são processos espontâneos que também fornecem
energia a partir de sua reação química, da mesma maneira que a pilha.
D) As pilhas galvânicas são processos que não fornecem energia a partir de uma reação
química, embora sejam de dois tipos: transferência de elétrons direta e indireta. Os processos
eletrolíticos, por sua vez, são processos não espontâneos que fornecem energia a partir de sua
reação química.
E) As pilhas galvânicas são processos que não fornecem energia a partir de uma reação
química. Da mesma forma são os processos eletrolíticos: não espontâneos e, por isso, não
fornecem energia a partir de sua reação química.
GABARITO
1. Uma reação redox é um sistema reacional em que duas semirreações com
características complementares ocorrem simultaneamente. A uma delas é atribuído o
nome de semirreação de oxidação, e à outra, semirreação de redução. Sobre os
fenômenos de oxidação e redução, podemos dizer que:
A alternativa "D " está correta.
 
As reações de oxirredução, redução-oxidação ou redox são reações globais em que as
semirreações de oxidação e redução ocorrem, simultaneamente, para que a transferência de
elétrons ocorra. As semirreações de oxidação ocorrem sempre com perda de elétrons e
aumento da carga. As semirreações de redução, por sua vez, ocorrem com ganho de elétrons
e redução da carga. A perda de elétrons ocorre sempre com aumento da carga, pois a saída de
elétrons (negativos) implica no aparecimento ou aumento das cargas positivas. Fato oposto
ocorre na reação de redução.
2. A eletroquímica se divide em dois processos: o primeiro, chamado de processo
espontâneo ou pilha galvânica/eletroquímica. O segundo é chamado de processo não
espontâneo ou sistema eletrolítico. Sobre as pilhas e os processos eletrolíticos,
podemos dizer que:
A alternativa "A " está correta.
 
Os processos redox são aqueles baseados em reações de oxirredução. Nessas reações, há
possibilidade da reação global (reação formada por duas semirreações – oxidação e redução)
gerar energia. Essa geração de energia somente é possível em processos espontâneos (caso
das pilhas galvânicas ou eletroquímicas). Os processos eletrolíticos, por serem não
espontâneos, necessitam de energia para ocorrer.
MÓDULO 2
 Definir a espontaneidade reacional por meio da determinação de potenciais padrão
de eletrodos
POTENCIAL PADRÃO DE ELETRODO E
DIFERENÇA DE POTENCIAL EM CÉLULAS
GALVÂNICAS E ELETROLÍTICAS
O potencial de eletrodo é a medida de tendência de uma reação de oxidação (ou redução)
ocorrer. Quanto maior for o potencial, maior será essa tendência. Embora os potenciais,
por si, indiquem isso, devemos entender que as condições em que as medidas de potencial
são verificadas podem variar. Nessa questão, temos dois potenciais em destaque: o potencial
padrão de eletrodo, medido em condições específicas, e o potencial de eletrodo medido em
células eletroquímicas que apresentam concentrações de reagentes diferentes da condição
padrão. Vamos estudar um pouco sobre isso? Vamos lá!
CORRENTES EM CÉLULAS ELETROQUÍMICAS
Como estudamos, uma célula galvânica ou pilha é um processo espontâneo que promove a
geração de energia a partir de duas semirreações baseadas na transferência de elétrons.
A eletricidade gerada é transportada pelos ânions e cátions presentes no sistema. No anodo,
são gerados elétrons livres que se movimentam pelo fio em direção ao catodo. Neste, há
redução dos íons presentes na solução com formação de metal sobre sua superfície. Esse
processo é espontâneo e a corrente elétrica produzida na pilha fornece energia para
alimentação de outros processos. Na eletrólise, a corrente elétrica é gerada por uma fonte
externa e a energia gerada por essa corrente é usada para a reação não espontânea presente
na eletrólise.
A figura 8 mostra o uso de uma bateria em que sua energia é usada para acender uma
lâmpada convencional.
 
Imagem: Shutterstock.com
 Figura 8 − Ação de uma bateria como fornecedora de energia elétrica: alimentação 
de uma lâmpada convencional.
POTENCIAL PADRÃO DE ELETRODO DE
HIDROGÊNIO: O ELETRODO PADRÃO DE
HIDROGÊNIO OU EPH
Em um sistema em que a concentração de espécies que fazem parte do sistema estão em
concentração de 1 mol.L-1, chamamos os potenciais medidos de potenciais padrão de
eletrodo. Também podem ser chamados de potenciais padrão. Estudamos no módulo
anterior que as pilhas, ou células galvânicas, e a eletrólise são constituídos por dois eletrodos
distintos, um chamado de catodo e outro, de anodo. Nesses sistemas, o potencial medido é
resultante da diferença de potencial entre os dois eletrodos. Não há possibilidade de medida de
potencial do eletrodo isolado.
ENTÃO, COMO SABER O POTENCIAL DE CADA
ELETRODO?
 RESPOSTA
Escolheu-se um eletrodo de referência (para ser usado contra todos os outros, atribuindo-se o
valor de potencial 0 (zero) volts para ele). O eletrodo escolhido foi o de hidrogênio, sendo
chamado de eletrodo padrão de hidrogênio (EPH).
A figura 9 mostra como esse eletrodo é construído:
O metal condutor é um fio de platina, finamente dividida, chamada de negro de platina.
O eletrodo é imerso numa solução ácida que contém íons H+ (estes apresentam concentração
e mobilidade conhecidas na solução).
A platina não participa das reações químicas e é usada como suporte para as reações.
Podemos observar a seguinte semirreação no eletrodo:
 2 H +( AQ ) + 2 ELÉTRONS → H2 ( G )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
A representação do processo que ocorre na semirreação pode ser escrita da mesma maneira
que a apresentada para a reação global da pilha eletroquímica. Lembremos da notação para a
reação global de um sistema eletroquímico:
PAR ENVOLVIDO NA OXIDAÇÃO || PAR ENVOLVIDO NA
REDUÇÃO
Como desejamos escrever apenas a semirreação de oxidação que ocorre no EPH, esse
eletrodo pode ser escrito por (embora tal notação seja pouco usada):
PT, H2 (P = 1 ATM) | H+1 ( 1,0 MOL. L-1) ||
 
Imagem: Shutterstock.com
 Figura 9 − Eletrodo padrão de hidrogênio ou EPH.
O potencial padrão de qualquer eletrodo (e o EPH também) depende de temperatura, pois esta
influencia a mobilidade dos íons e moléculas. Para o EPH, a mobilidade dos íons (também
chamada de atividade iônica) é igual à unidade (1), e as mobilidades das moléculas são
proporcionais à pressão parcial do gás, assumindo o valor de 1 atmosfera (1atm). Por
convenção, o EPH tem seu potencial definido como 0,00 volts em qualquer temperatura, fato
que permite que a diferença de potencial lida em células galvânicas revele o valor do potencial
do outro eletrodo ligado contra o EPH.
O POTENCIAL PADRÃO DE ELETRODO E AS
DIFERENÇAS DE POTENCIAL PADRÃO
Vamos definir o potencial padrão de eletrodo? É aquele em que as concentrações de todos os
íons presentes são 1 mol. L-1. Essa condição vale para o EPH e para o eletrodo que estamos
tentando definir o potencial. Na medição da diferença de potencial, como o sistema é formado
por dois eletrodos, um deles, obrigatoriamente, é o eletrodo de hidrogênio, sendo o outro
aquele que estamos querendo medir o potencial.
 EXEMPLO
Vamos pensar em uma pilha na qual o eletrodo de níquel se apresenta contra o eletrodo de
referência de hidrogênio. Nessa situação, determinaremos o valor do potencial padrão do
eletrodo de níquel. Esse sistema apresenta o eletrodo de hidrogênio imerso em água e o
eletrodo de níquel imerso em solução de sal de níquel (NiNO3, por exemplo). Com objetivode
manter o equilíbrio de cargas, é adicionada uma ponte salina entre os eletrodos que contém
solução saturada de KCl.
Quando o fio é conectado aos eletrodos, são percebidas as seguintes reações:
Reação no anodo – oxidação do níquel a níquel (II)
NI ( S ) → NI
2 +
( AQ ) + 2 ELÉTRONS
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
 COMENTÁRIO
Observa-se aumento da intensidade de cor azul na solução, fato proveniente do aumento da
concentração de íons de níquel.
Reação no catodo – redução do H+ a H2(g)
2H +( AQ ) + 2 ELÉTRONS → H2 ( G )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
 COMENTÁRIO
Observa-se liberação de gás, fato justificado pela formação do gás hidrogênio, ocorrida pela
redução dos íons H+.
POR QUE A REAÇÃO DE REDUÇÃO OCORRE NO
ELETRODO DE HIDROGÊNIO? E POR QUE A
OXIDAÇÃO OCORRE NO ELETRODO DE NÍQUEL?
 RESPOSTA
A resposta mais simples para essas duas perguntas é que as reações ocorrerão,
preferencialmente, em função da espontaneidade. Nessa pilha, ocorre, preferencialmente, a
oxidação do níquel e a redução dos íons H+.
Lembre-se sempre: as pilhas são sistemas espontâneos, ok? Podemos escrever tanto as
semirreações como a reação completa da pilha. A reação completa da pilha é expressa pelo
somatório das duas semirreações envolvidas e recebe o nome de reação global. Note que os
elétrons formados na reação de oxidação do níquel são consumidos pela reação de redução do
íon H+ e, dessa maneira, podem ser cancelados da reação global.
 
A diferença de potencial entre os eletrodos de hidrogênio e níquel é de +0,25 volts. Esse valor
de diferença de potencial foi atribuído à semirreação do níquel, pois foi convencionado que o
eletrodo de hidrogênio apresenta potencial padrão igual a 0,00 volts. Contudo, de onde vem o
sinal? Vamos aprender como calcular esse potencial?
Aqui, devemos lembrar que estamos tratando de um processo espontâneo e, nestes, a
diferença de potencial apresentará sempre valor positivo. Logo, é razoável imaginar que a
diferença de potencial que apresente como resultado um valor positivo seja calculada da
seguinte maneira:
∆ E° = E OMAIOR - E
O
MENOR, EM QUE:
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Eo = diferença de potencial padrão da reação global
Eomaior = potencial maior de redução
Eomenor = potencial menor de redução
Outra coisa importante é que a comparação dos potenciais envolvidos deve ser entre dois
potenciais de mesma natureza: ou comparamos dois potenciais de redução ou dois potenciais
de oxidação. Por convenção, usa-se a comparação de potenciais de redução. Logo,
utilizaremos, como padrão, o potencial de redução das duas semirreações: o valor zero para o
eletrodo de hidrogênio e o valor de + 0,25 volts para a diferença de potencial. Logo, o valor da
diferença de potencial é calculado por:
∆ E° = E OCATODO - E
O
ANODO
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
ou:
∆ E° = E OMAIOR - E
O
MENOR
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Efetuando-se as substituições:
+0,25 = E OMAIOR - E
O
MENOR
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Para a definição de qual das duas semirreações ocorre no sentido da redução, em outras
palavras, aquela em que o potencial de redução é maior, devemos prestar atenção às duas
reações de redução que estamos trabalhando:
2H +( AQ ) + 2 ELÉTRONS → H2 ( G )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
NI 2 +( AQ ) + 2 ELÉTRONS → NI ( S )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Observamos na pilha a formação de hidrogênio gasoso. Logo, essa reação de redução é
preferencial, ou seja, o seu potencial padrão de redução é MAIOR do que o potencial da
semirreação do níquel. Substituímos o potencial na posição de Eomaior:
+0,25 = 0,00 - E OMENOR
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Resolvendo a equação:
E OMENOR = - 0,25 VOLTS, EM QUE:
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Eomenor = potencial de redução do eletrodo de níquel
Usando esse mesmo procedimento, pôde-se construir uma tabela de potenciais de redução
para vários eletrodos (todos usando o eletrodo de hidrogênio como referência). Se as
condições de temperatura, pressão e concentração forem mantidas (temperatura de 25oC,
pressão de 1atm e concentração de reagente igual a 1,0 mol. L-1). A tabela 1 mostra os valores
tabelados dos potenciais de redução para os eletrodos mais comuns:
Semirreação de redução
E0 
(volts)
Li +( aq ) + 1 elétron → Li ( s ) -3,05
K +( aq ) + 1 elétron → K ( s ) -2,93
Ba 2 +( aq ) + 2 elétrons → Ba ( s ) -2,90
Sr 2 +( aq ) + 2 elétrons → Sr ( s ) -2,89
Ca 2 +( aq ) + 2 elétrons → Ca ( s ) -2,87
Na +( aq ) + 1 elétron → Na ( s ) 2,71
Mg 2 +( aq ) + 2 elétrons → Mg ( s ) -2,37
Be 2 +( aq ) + 2 elétrons → Be ( s ) -1,85
Al 3 +( aq ) + 3 elétrons → Al ( s ) -1,66
Mn 2 +( aq ) + 2 elétrons → Mn ( s ) -1,18
2H2O ( l ) + 2 elétrons → H2 ( g ) + 2OH
-
( aq ) -0,83
Zn 2 +( aq ) + 2 elétrons → Zn ( s ) -0,76
Cr 3 +( aq ) + 3 elétrons → Cr ( s ) -0,74
Fe 2 +( aq ) + 2 elétrons → Fe ( s ) -0,44
Cd 2 +( aq ) + 2 elétrons → Cd ( s ) -0,40
PbSO4 ( s ) + 2 elétrons → Pb ( s ) + SO
2 -
4 ( aq ) -0,31
Co 2 +( aq ) + 2 elétrons → Co ( s ) -0,28
Ni 2 +( aq ) + 2 elétrons → Ni ( s ) -0,25
Sn 2 +( aq ) + 2 elétrons → Sn ( s ) -0,14
Pb 2 +( aq ) + 2 elétrons → Pb ( s ) -0,13
2H +( aq ) + 2 elétrons → H2 ( g ) 0,00
Sn 4 +( aq ) + 2 elétrons → Sn
2 +
( aq ) +0,13
Cu 2 +( aq ) + 1 elétron → Cu ( s ) +0,15
 SO 2 -4 ( aq ) + 4H
+
( aq ) + 2 elétrons → SO2 ( g ) + 2H2O ( l ) +0,20
AgCl ( s ) + e
- → Ag ( s ) s + Cl
-
( aq ) +0,22
Cu 2 +( aq ) + 2 elétrons → Cu ( s ) +0,34
O2 ( g ) + 2 H2O ( l ) + 4 elétrons → 4 OH
-
( aq ) +0,40
I2 ( s ) + 2 elétrons → 2I
-
( aq ) +0,53
MnO -4 ( aq ) + 2H2O ( l ) + 3 elétrons → MnO2 ( s ) + 4 OH
-
( aq ) +0,59
O2 ( aq ) + 2H
+
( aq ) + 2 elétrons → H2O2 ( aq ) +0,68
Fe 3 +( aq ) + elétron → Fe
2 +
( aq ) +0,77
Ag + 1 elétron → Ag ( s ) +0,80
(Hg2
2 +
( aq )
+ 2 elétrons → 2Hg ( l ) +0,85
( )
)
2Hg 2 +( aq ) + 2 elétrons → (Hg)
2 +
2 ( aq ) +0,92
NO -3 ( aq ) + 4H
+
( aq ) + 3 elétrons → NO ( g ) + 2H2O ( l ) +0,96
Br2 ( l ) + 2 elétrons → 2Br
-
( aq ) +1,07
O2 ( g ) + 4H
+
( aq ) + 4 elétrons → 2H2O ( l ) +1,23
MnO2 ( s ) + 4H
+
( aq ) + 2 elétrons → Mn
2 +
2 ( aq ) + 2H2O ( l ) +1,23
Cr2O 2 -7 ( aq ) + 14H
+
( aq ) + 6 elétrons → Cr
3 +
( aq ) + 7H2O ( l ) +1,33
Cl2 ( g ) + 2 elétrons → 2Cl
-
( aq ) +1,36
Au 3 +( aq ) + 3 elétrons → Au ( s ) +1,50
MnO -4 ( aq ) + 8H
+
( aq ) + 5 elétrons → Mn
2 +
2 ( aq ) + H2O ( l ) +1,51
Ce 4 +( aq ) + elétron → Ce
3 +
( aq ) +1,61
H2O2 ( aq ) + 2H
+
( aq ) + 2 elétrons → 2 H2O ( l ) +1,77
Co 3 +( aq ) + elétron → Co
2 +
( aq ) +1,82
O3 ( g ) + 2H
+
( aq ) + 2 elétrons → O2 ( g ) + H2O ( l ) +2,07
F2 ( g ) + 2 elétrons → 2F
-
( aq ) +2,87
Tabela 1: Valores tabelados de potencial padrão de redução 
Adaptado de: Skoog et al. (2010)
 Atenção! Para visualização completa da tabela utilize a rolagem horizontal
A CONVENÇÃO DO USO DE POTENCIAIS DE
REDUÇÃO EM SISTEMAS ELETROQUÍMICOS
A convenção que utilizamos em relação ao uso de potenciais de redução foi determinada pela
IUPAC em 1953.
IUPAC
União Internacional de Química Pura e Aplicada.
 ATENÇÃO
Embora os potenciais possam ser atribuídos às reações de oxidação, a partir da convenção
instituída, o termo potencial padrão de eletrodo deve ser usado somente para nos referirmos às
semirreações de redução.
O sinal da diferença de potencial de eletrodo é definido pelo sinal da semirreação que está
ocorrendo contra o eletrodo padrão de hidrogênio.Logo, quando a semirreação que estamos
analisando contra o EPH apresenta sinal positivo, ela se comporta como catodo e nela ocorre a
redução.
MEDIDAS DE DIFERENÇA DE POTENCIAL EM
SISTEMAS ELETROLÍTICOS
javascript:void(0)
Embora a eletrólise pareça um processo pouco interessante, em função de ser não espontânea
e ser necessário gasto energético para que ela ocorra, é usada como sistema gerador de
diversas substâncias. Um exemplo clássico é a produção de gás hidrogênio e oxigênio a partir
da água. As semirreações envolvidas podem ser descritas como:
Reação de redução (com formação de gás H2):
2H +( AQ ) + 2 ELÉTRONS → H2 ( G )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Reação de redução (com formação de O2):
2O -( AQ ) → O2 ( G ) + 2 ELÉTRONS
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
VAMOS CALCULAR O POTENCIAL DESSA
ELETRÓLISE?
Nesse caso, devemos observar que se trata de um fenômeno não espontâneo. Logo, os fatos
observados determinarão as reações que ocorrerão:
Consultando a tabela 1, podemos observar suas semirreações de redução de interesse:
2H +( AQ ) + 2 ELÉTRONS → H2 ( G ) , E
O = 0,00 VOLTS
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
O2 ( G ) + 4H
+
( AQ ) + 4 ELÉTRONS → 2 H2O ( L ) , E
O
=+1,23 VOLTS
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Contudo, como a eletrólise apresenta formação de gases de hidrogênio e oxigênio a partir do
fornecimento de energia à água líquida, é razoável que escrevamos:
Reação no catodo (redução)
2H +( AQ ) + 2 ELÉTRONS → H2 ( G )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Reação no anodo (oxidação)
2 H2O ( L ) → O2 ( G ) + 4H
+
( AQ ) + 4 ELÉTRONS 
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Como os elétrons gerados na reação de oxidação devem ser totalmente consumidos na reação
de redução, devemos multiplicar toda a reação que ocorre no catodo por 2 para que o número
de elétrons fique igual ao fornecido pela reação de oxidação:
2H +( AQ ) + 2 ELÉTRONS → H2 ( G ) X2
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
4H +( AQ ) + 4 ELÉTRONS → 2H2 ( G )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Agora, somemos as semirreações de oxidação e redução algebricamente:
 
A diferença de potencial da eletrólise é calculada por:
∆ E° ∆ E° = E OCATODO - E
O
ANODO
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
∆ E° ∆ E° = 0,00 - (+1,23) = - 1,23 VOLTS
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Note que o potencial é negativo, típico de uma reação não espontânea como a eletrólise. A
figura 10 mostra o esquema da eletrólise da água:
 
Imagem: Shutterstock.com
 Figura 10 – Eletrólise da água.
Embora tenhamos calculado o potencial da eletrólise, não é comum esse cálculo. Como os
processos eletrolíticos são não espontâneos, não é interessante o valor desses potenciais.
TIPOS DE ELETRODO
Estudamos a utilização de eletrodos diversos contra o eletrodo padrão de hidrogênio (EPH).
Podem ser ativos (participam da reação) ou inativos se forem estáveis ou inertes. Porém,
existem outros tipos: os indicadores de membrana, o combinado de vidro e os eletrodos de
referência de calomelano e prata-cloreto de prata. Vamos estudar um pouco sobre eles?
ELETRODO INDICADOR METÁLICO
São eletrodos sensíveis à espécie iônica de interesse. Quando em contato com a amostra,
respondem em função da mobilidade iônica que está sendo analisada. Devem ser usados
contra um eletrodo de referência que apresenta potencial conhecido e fixo. São divididos em
eletrodos de primeira classe, segunda classe, terceira classe e eletrodos redox.
ELETRODOS DE PRIMEIRA CLASSE
são aqueles em que há equilíbrio direto entre o cátion derivado do metal e o próprio metal.
Exemplo: eletrodo de prata para análise de cátions de prata (Ag+). São pouco seletivos e
dependentes do pH do meio.
ELETRODOS DE SEGUNDA CLASSE
são aqueles que respondem à mobilidade iônica do íon na presença de parte de seu sal
insolúvel. Exemplo: íon prata (Ag+) na presença de AgCl(s).
ELETRODOS DE TERCEIRA CLASSE
são aqueles que, embora tenham a composição metálica específica, podem responder a outros
íons. Exemplo: eletrodo de mercúrio usado na determinação de cálcio.
ELETRODOS REDOX
são construídos com materiais metálicos de alta estabilidade (platina, ouro ou paládio) e são
usados para transferir os elétrons gerados no sistema eletroquímico, da região onde ocorre a
oxidação para a região onde ocorre a redução. Essa denominação se justifica pela tendência a
uma reação redox ocorrer na superfície do eletrodo.
ELETRODOS INDICADORES DE MEMBRANA
Os eletrodos de membrana também são chamados de eletrodos de determinação direta ou
eletrodos íon-seletivos, e o potencial lido se deve à diferença de potencial entre o interior do
eletrodo e o exterior. As membranas usadas devem ter baixa solubilidade em água, sílica –
vidro ou resinas poliméricas, baixa condutividade elétrica e ser seletivas ao analito. Nesse
caso, não há necessidade de eletrodo de referência, pois a diferença de potencial é medida
entre as partes interna e externa do eletrodo.
ELETRODO DE VIDRO
Os eletrodos de vidro são específicos para o hidrogênio, pois a membrana de vidro imersa em
solução apresentará potencial dependente da concentração de íons H+ presentes na solução.
Existem dois tipos de eletrodo de vidro: o eletrodo padrão de hidrogênio, ou EPH, e o eletrodo
combinado de vidro. O EPH pode ser usado na determinação dos potenciais de eletrodos
metálicos e também serve para íons H+ em solução. Para isso, deve ser usado contra outro
eletrodo de referência: eletrodo de calomelano ou para cloreto de prata. O eletrodo combinado
de vidro apresenta, em seu interior, um eletrodo de referência interno e o indicador seletivo a
íons de hidrogênio, sendo, por isso, um eletrodo seletivo a íons de hidrogênio. A figura 11
mostra um eletrodo combinado para determinação de potencial hidrogeniônico (pH):
 
Imagem: Shutterstock.com
 Figura 11 – Eletrodo combinado 
de vidro para medição de pH.
Eletrodo de prata/cloreto de prata (Ag/AgCl):
O eletrodo de Ag/AgCl é um eletrodo de prata imerso em solução de KCl saturado com AgCl
saturado. Para o eletrodo saturado em AgCl, o potencial é fixo em 0,199 volts frente ao EPH. A
reação do eletrodo é descrita abaixo:
AGCL ( S ) + ELÉTRON → AG ( S ) + CL
-
( AQ )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Eletrodo de calomelano (Hg/Hg2Cl2)
O eletrodo de calomelano é um eletrodo baseado na reação do mercúrio com o cloreto
mercuroso. A fase aquosa em contato com o mercúrio á a solução de Hg2Cl2. É uma solução
KCl com concentração definida. O eletrodo de calomelano (com Hg2Cl2 na concentração de
3,5 mol.L-1) apresenta a reação potencial fixa de 0,250 volts.
CONCENTRAÇÃO
A solução de Hg2Cl2 presente no eletrodo de calomelano também pode estar nas
seguintes concentrações: 0,1 mol.L-1 (Eo = +0,226 volts) e solução saturada (E0 = 0,244
volts).
 SAIBA MAIS
Em sistemas eletrolíticos, usa-se os eletrodos de grafite, pois são inertes e não absorvem a
energia proveniente da fonte (responsável pela reação não espontânea). Nesse caso, a
energia é usada somente para realização da reação não espontânea.
LIMITAÇÃO AO USO DOS POTENCIAIS PADRÃO
DE ELETRODO
O uso dos potenciais padrão deve ser entendido como uso restrito nas condições impostas
pelas CNTP (condições normais de temperatura e pressão), ou seja: pressão atmosférica de
1atm e temperatura de 25oC (ou 298K).
Outro aspecto deve ser observado: a concentração das espécies foi fixada em 1 mol.L-1 , e os
valores dos potenciais medidos nessa condição. A questão é que os potenciais sofrem
javascript:void(0)dependência direta da mobilidade dos íons em solução, e não da concentração. Isso
ocorre pela elevada força iônica que existe nesses processos de oxirredução. A esta
mobilidade que um íon apresenta num ambiente repleto de outros íons, dá-se o nome de
atividade iônica. Em soluções diluídas, as atividades iônicas se aproximam dos valores de
concentração, fato que torna factível o uso da concentração para determinação dos potenciais.
 RESUMINDO
Em soluções diluídas, os potenciais podem ser calculados em função da concentração dos
íons de forma similar ao uso das atividades iônicas. Logo, a limitação do uso dos potenciais
padrão de eletrodo aparece quando as concentrações de reagente aumentam muito.
POTENCIAL PADRÃO DE ELETRODO E
DIFERENÇA DE POTENCIAL EM CÉLULAS
GALVÂNICAS E ELETROLÍTICAS
Neste vídeo, o especialista Marcio Franco apresentará os conceitos de potencial padrão de
eletrodo e diferença de potencial. Ele também vai mostrar exemplos e resolução de exercícios
aplicados. Vamos lá!
VEM QUE EU TE EXPLICO!
Potencial padrão de eletrodo de hidrogênio: o eletrodo padrão de hidrogênio ou EPH
O potencial padrão de eletrodo e as diferenças de potencial padrão
Medidas de diferença de potencial em sistemas eletrolíticos
Eletrodos indicadores de membrana
VERIFICANDO O APRENDIZADO
1. UM SISTEMA ELETROQUÍMICO FOI MONTADO ENTRE O ELETRODO
DE OURO (AU3+) E O DE ALUMÍNIO (AL3+). APÓS CONEXÃO ENTRE OS
ELETRODOS E O INÍCIO DA PILHA, PODEMOS AFIRMAR QUE: 
 
DADOS: 
 
AU 3 +( AQ ) + 3 ELÉTRONS → AU ( S ) , (EO = + 1,50 VOLTS) 
 
AL 3 +( AQ ) + 3 ELÉTRONS → AL ( S ) , (EO = - 1,66 VOLTS)
A) Ocorre a oxidação do ouro (Au), redução do alumínio +3 (Al3+) e a diferença de potencial é
– 3,16 volts.
B) Ocorre a oxidação do ouro (Au), redução do alumínio +3 (Al3+) e a diferença de potencial é
+ 3,16 volts.
C) Ocorre a redução do ouro +3 (Au3+), oxidação do alumínio (Al) e a diferença de potencial é
+ 3,16 volts.
D) Ocorre a redução do ouro +3 (Au3+), oxidação do alumínio (Al) e a diferença de potencial é -
3,16 volts.
E) Ocorre a redução do ouro +3 (Au3+), oxidação do alumínio (Al) e a diferença de potencial é
+ 0,16 volts.
2. O ELETRODO PADRÃO DE HIDROGÊNIO É USADO COMO
REFERÊNCIA CONTRA TODOS OS DEMAIS ELETRODOS. A PARTIR
DESSE PROCEDIMENTO, FOI CONSTRUÍDA A TABELA DE POTENCIAIS
PADRÃO DE REDUÇÃO. SOBRE OS VALORES DE POTENCIAL,
ASSINALE A OPÇÃO CORRETA:
A) Em uma célula galvânica ou pilha, a reação é não espontânea. A diferença de potencial tem
sinal positivo. Deve-se comparar apenas potenciais de oxidação.
B) Em uma célula galvânica ou pilha, a reação é não espontânea. A diferença de potencial tem
sinal positivo. Deve-se comparar apenas potenciais de redução.
C) Em um sistema eletrolítico, a reação é espontânea. A diferença de potencial tem sinal
negativo. Deve-se comparar apenas potenciais de redução.
D) Em uma célula galvânica ou pilha, a reação é espontânea. A diferença de potencial tem
sinal positivo. Deve-se comparar apenas potenciais de redução.
E) Em uma célula galvânica ou pilha, a reação é espontânea. A diferença de potencial tem
sinal negativo. Deve-se comparar os potenciais de redução e oxidação.
GABARITO
1. Um sistema eletroquímico foi montado entre o eletrodo de ouro (Au3+) e o de alumínio
(Al3+). Após conexão entre os eletrodos e o início da pilha, podemos afirmar que: 
 
Dados: 
 
Au 3 +( aq ) + 3 elétrons → Au ( s ) , (E
o = + 1,50 volts) 
 
Al 3 +( aq ) + 3 elétrons → Al ( s ) , (E
o = - 1,66 volts)
A alternativa "C " está correta.
 
As pilhas são processos espontâneos que sempre apresentam diferenças de potencial com
valores positivos. As semirreações de redução são:
Au 3 +( aq ) + 3 elétrons → Au ( s ) , (E
o = + 1,50 volts)
Al 3 +( aq ) + 3 elétrons → Al ( s ) , (E
o = - 1,66 volts)
Como a semirreação de redução do ouro apresenta maior potencial, escrevemos a mesma no
sentido da redução:
Au 3 +( aq ) + 3 elétrons → Au ( s )
Como a reação do alumínio apresenta potencial de redução menor, ela deverá ser escrita no
sentido da oxidação:
Al ( s ) → Al 
3 +
( aq ) + 3 elétrons
A soma algébrica das semirreações nos dá a reação global:
A diferença de potencial deve ser calculada por:
∆ E° = E OMAIOR - E
O
MENOR
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
∆OE = (+1,50) - (-1,66) = + 3,16 VOLTS
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
2. O eletrodo padrão de hidrogênio é usado como referência contra todos os demais
eletrodos. A partir desse procedimento, foi construída a tabela de potenciais padrão de
redução. Sobre os valores de potencial, assinale a opção correta:
A alternativa "D " está correta.
 
Em uma célula galvânica ou pilha, o processo é espontâneo e, por isso, a diferença de
potencial para este é sempre maior que zero. Para os processos eletrolíticos, os valores de
diferença de potencial são negativos, pois os processos são não espontâneos. Em ambos os
processos, a redução ocorre no catodo e a oxidação ocorre no anodo. Foi convencionado pela
IUPAC que as tabelas devem expressar os valores dos potenciais de redução.
MÓDULO 3
 Descrever a equação de Nernst e as leis de Faraday, bem como suas aplicações na
eletroquímica
EQUAÇÃO DE NERNST, LEI DE FARADAY E
SUA APLICAÇÃO INDUSTRIAL
Quando as condições das medidas de potencial mudarem e as concentrações forem diferentes
de 1,0 mol.L-1, como ficam os potenciais de redução? Eles sofrem alguma alteração? Em
relação à corrente elétrica, sabe-se que esta é originada por movimentação de elétrons por um
fio. Essas pilhas são fontes de energia elétrica proveniente de reações químicas de
oxirredução. Contudo, a quantidade de energia gerada pela pilha padrão é suficiente para
suprir a necessidade de nossa sociedade? E sobre os processos não espontâneos: há como
viabilizarmos sua realização com gasto energético controlado?
O POTENCIAL MEDIDO EM CÉLULAS
GALVÂNICAS OU PILHAS COM
CONCENTRAÇÕES VARIADAS DE REAGENTE: A
EQUAÇÃO DE NERNST
O potencial de eletrodo que discutimos até aqui é uma medida da extensão das semirreações
que estão presentes em um sistema de oxirredução. Dizemos extensão para medir a tendência
de determinada reação ocorrer, por exemplo: uma reação mais extensa apresenta maior
tendência de ocorrer. Estudamos até este momento que os potenciais podem ser calculados a
partir de um sistema padronizado em que as concentrações das espécies são iguais a 1 mol. L-
1. Vamos ver um caso prático em que a mudança de concentração de reagentes modifica o
potencial? Imaginemos uma pilha eletroquímica entre o hidrogênio e a prata. As semirreações
são:
2H +( AQ ) + 2 ELÉTRONS → H2 ( G ) , EO = 0,00 VOLTS
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
AG +( AQ ) + 1 ELÉTRON → AG ( S ) , E
O = +0,80 VOLTS
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
A reação global da pilha é:
 
A diferença de potencial padrão deve ser calculada por:
∆ E° = E OMAIOR - E
O
MENOR
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Ou:
∆ E° = E OCATODO - E
O
ANODO
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
∆ E° = (+0,80) - (0,00) = + 0,80 VOLTS
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Sabe-se que se as concentrações mudarem, esses potenciais também mudam. Isso ocorre,
pois a extensão ou tendência em determinada reação dependerá da concentração das
espécies em solução. A equação de Nernst é uma equação que tem por objetivo calcular os
potenciais das semirreações (e, consequentemente, a diferença de potencial da reação global)
em condições distintas das condições padrão: concentração variável de espécies. A equação
de Nernst pode ser escrita por:
E = E0 -
RT
nF ln
[ produtos ]
[ reagentes ]
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Em que:
E = potencialem concentração da espécie diferente de 1 mol.L-1
E0 = potencial padrão de eletrodo
R = constante do gás ideal igual a 8,314J.K-1. mol-1
T = temperatura em Kelvin (K)
n = número de mols de elétrons que aparecem na semirreação da maneira como está escrito
F = constante de Faraday, que vale 96.485C (coulombs) por mol de elétrons
ln = logaritmo natural. Vale 2,303log (logaritmo de base 10)
Substituindo as constantes pelos valores numéricos e aplicando o logaritmo de base 10, temos
a seguinte equação:
E = E0 -
0,0592
n log
[ produtos ]
[ reagentes ]
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
 ATENÇÃO
Observação 1: a equação de Nernst responde em relação à mobilidade iônica dos íons que
estão reagindo. Como a determinação dessa mobilidade (ou atividade iônica) nem sempre é
simples, os valores de concentração usados devem ser de soluções diluídas. Isso é uma
condição de contorno para que a equação de Nernst seja usada.
AIÔNICA ≈ CONCENTRAÇÃO
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
 ATENÇÃO
Observação 2: na equação de Nernst, as concentrações de produtos e reagentes devem ser
elevados aos seus coeficientes estequiométricos.
Veja os exemplos:
Exemplo 1: 
Semirreação do zinco:
ZN 2 +( AQ ) + 2 ELÉTRONS → ZN ( S )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Equação de Nernst para a semirreação do zinco:
E = E0 -
0,0592
2 LOG
1
ZN2 +
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Exemplo 2: 
Semirreação do alumínio:
AL 3 +( AQ ) + 3 ELÉTRONS → AL ( S )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Equação de Nernst para a semirreação do alumínio:
[ ]
E = E0 -
0,0592
3 LOG
1
AL3 +
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Exemplo 3: 
Semirreação do hidrogênio:
2H +( AQ ) + 2 ELÉTRONS → H2 ( G )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Equação de Nernst para a semirreação do hidrogênio:
E = E0 -
0,0592
1 log
1
 H + ( aq )
2
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
A DIFERENÇA DE POTENCIAL E O EFEITO DA
CONCENTRAÇÃO: APLICAÇÃO DA EQUAÇÃO
DE NERNST
Vamos imaginar uma reação redox entre duas espécies que apresentam concentrações, antes
que a reação comece, diferentes de 1 mol.L-1 entre os eletrodos de hidrogênio e de zinco. As
semirreações e os potenciais padrão são:
ZN 2 +( AQ ) + 2 ELÉTRONS → ZN ( S ) , E
O = -0,76 VOLTS
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
[ ]
[ ]
2H +( AQ ) + 2 ELÉTRONS → H2 ( G ) , EO = 0,00 VOLTS
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Conforme estudamos no módulo anterior, a reação que ocorre entre essas duas semirreações
e sua diferença de potencial é:
2H +( AQ ) + ZN ( S ) → H2 ( G ) + ZN
2 +
( AQ )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
∆OE = E OCATODO - E
O
ANODO
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
∆OE = (0,00) - (-0,76) = + 0,76 VOLTS
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Mas esse potencial é válido apenas para as concentrações de 1 mol. L-1, para todos os
reagentes solúveis. Vamos calcular o novo potencial para a seguinte condição:
[H+] = 0,02 MOL.L-1
[ZN2+] = 0,06 MOL.L-1
Devemos, então, usar a equação de Nernst:
E = E0 -
RT
nF ln
[ produtos ]
[ reagentes ]
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Ou:
E = E0 -
0,0592
n log
[ produtos ]
[ reagentes ]
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Para isso, devemos escrever as semirreações e as equações de cada eletrodo.
Para o eletrodo de hidrogênio, temos:
Redução do íon hidrogênio a hidrogênio gasoso (catodo):
2H +( AQ ) + 2 ELÉTRONS → H2 ( G )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Semirreação de Nernst para o catodo:
E = E0 -
0,0592
1 LOG
1
 H + ( AQ )
2
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Para o eletrodo de zinco: 
Oxidação do zinco metálico a íon zinco (anodo):
ZN 2 +( AQ ) + 2 ELÉTRONS → ZN ( S )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
[ ]
Semirreação de Nernst para o anodo:
E = E0 -
0,0592
2 LOG
1
ZN2 +
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
 COMENTÁRIO
Observação: note que, mesmo para a reação de oxidação, devemos comparar duas de mesma
natureza, ou seja, se estamos escrevendo a reação do hidrogênio para a redução, deveremos
usar a equação de Nernst para a redução (mesmo que a reação que ocorre seja a contrária).
A diferença de potencial deve ser calculada da mesma maneira:
∆ E = Ecatodo - Eanodo
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Ou:
∆ E = Esemirreação do catodo - Esemirreação do anodo
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Efetuando-se as substituições pelas equações de cada eletrodo:
∆ E = E0 -
0,0592
1 log
1
 H + ( aq )
2
- E0 -
0,0592
2 log
1
Zn2 +
=
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
∆ E = 0,00 -
0,0592
1 log
1
[ 0,02 ] 2
- -0,76 -
0,0592
2 log
1
[ 0,06 ] =
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
∆ E = -
0,0592
1 log(0,02)
- 2 - -0,76 -
0,0592
2 log(0,06)
- 1 =
[ ]
[ ] ( [ ] )
( )
( )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
∆ E = -
0,0592
1 (-2). log(0,02) - -0,76 -
0,0592
2 (-1). log 0,06 =
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
∆ E =
( 2 ) . ( 0,0592 )
1 . log(0,02) - -0,76 +
0,0592
2 . log 0,06 =
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
∆ E = 0,1184 . log(0,02) - ( - 0,76 + 0,0296. log(0,06)) =
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
∆ E = 0,1184 . (-1,6989) - [ - 0,76 + 0,0296. (-1,2218)] =
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
∆ E = - 0,2011 - ( - 0,76 - 0,0361) =
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
∆ E = - 0,2011 - ( - 0,7961) =
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
∆ E = - 0,2011 + 0,7961 =
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
∆ E = + 0,595 volts
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
 RESUMINDO
Percebe-se, claramente, que ocorre mudança de diferença de potencial quando as
concentrações de íons mudam. Em condições da pilha com os reagentes na concentração de 1
mol. L-1, a diferença de potencial era + 0,76 volts. Nas condições adotadas agora, ([H+] = 0,02
mol. L-1 e [Zn2+] = 0,06 mol.L-1), o novo potencial é + 0,595 volts.
( ( ))
( ( ))
A PRIMEIRA LEI DE FARADAY
Estudamos dois processos eletroquímicos: um chamado pilha e outro, eletrólise. Esta última
ocorre de forma não espontânea e, por isso, começa a partir do fornecimento de energia para o
sistema. Nos processos eletrolíticos, há formação de produto na superfície do catodo, fato que
não é esperado em processos convencionais.
A LEI DE FARADAY FAZ UMA RELAÇÃO ENTRE A
ENERGIA FORNECIDA AO PROCESSO ELETROLÍTICO
E A MASSA DE PRODUTO DEPOSITADO NA
SUPERFÍCIE DO CATODO. VAMOS ESTUDAR?
Michael Faraday descobriu que íons de um metal são reduzidos no sistema eletrolítico quando
uma corrente circula por meio de uma solução iônica de um sal, em que o seu cátion é do
mesmo material do eletrodo. Um exemplo clássico é a eletrólise de íons de prata (Ag+) que se
deposita sobre um eletrodo de prata ou osíons Cu+2 na superfície do eletrodo de cobre. As
reações de redução para esses metais são:
AG + 1 ELÉTRON → AG ( S )
CU 2 +( AQ ) + 2 ELÉTRONS → CU ( S )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Mas como essa lei acontece?
Faraday percebeu que a massa formada em cada caso é proporcional ao número de elétrons
necessário para haver a redução. Para a redução desses dois cátions aos metais sólidos, é
necessário um mol de elétrons para a redução do cátion de prata e 2 mols de elétrons para a
redução de 2 mols de íons de cobre. Aqui, foi percebida a dependência da corrente elétrica na
determinação da massa depositada em cada catodo. A unidade usada para relacionar a
corrente elétrica é o ampère (A), que se refere à carga que passa por um ponto em dada
unidade de tempo. A equação é dada por:
Q = I. T
em que: 
Q (carga) medido em coulombs (C) 
t (tempo) medido em segundos (s) 
i (corrente) medida em ampères
O enunciado da primeira lei de Faraday pode ser traduzido pela seguinte equação:
M = K1. Q
em que: 
m = massa depositada no catodo da eletrólise 
K1 = constante de proporcionalidade K = 
1
96485 
Q = carga (em coulombs)
Sabendo que Q = i.t , o enunciado da primeira lei de Faraday é dado por:
M = K1. I. T
 COMENTÁRIO
Observação: Robert Andrews Millikan determinou que 1 mol de elétrons transportava a carga
de 96500C. Mais tarde, esse valor foi denominado de constante de Faraday (ou carga de 1 mol
( )
de elétrons).
Logo:
1 F = 96485 C. MOL - 1
Logo, o enunciado da primeira lei de Faraday é:
DURANTE UMA ELETRÓLISE, A MASSA DE UMA
SUBSTÂNCIA LIBERADA EM QUALQUER UM DOS
ELETRODOS, ASSIM COMO A MASSA DA
SUBSTÂNCIA DECOMPOSTA, É DIRETAMENTE
PROPORCIONAL À QUANTIDADE DE ELETRICIDADE Q
QUE PASSA PELA SOLUÇÃO.
Vamos aplicar a primeira lei de Faraday?
Exemplo 1: 
Imaginemos que uma bijuteria banhada a prata e outra banhada a cobre sofreram um processo
de eletrólise para aumentar a massa de metal sobre cada peça. Sabendo-se que a quantidade
de carga aplicada na peça de prata foi de 0,04 Faraday, e na peça de cobre, de 0,08 Faraday,
calcule a massa de metal depositado em cada caso.
Cálculo para a peça banhada a prata 
Reação de redução:
AG +( AQ ) + 1 ELÉTRON → AG ( S )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Relação 1:1, ou seja: um mol de cátions de prata é totalmente reduzido quando recebe um mol
de elétrons. 
Sabendo-se que 1 mol de Ag = 108g:
95485C -----------1 mol de Ag 
96485C-------------108g de Ag 
Se 1F = 95485C:
1 Faraday-------------108g de Ag 
0,04 Faraday--------------x
x = (0,04). (108) = 4,32g
Cálculo para a peça banhada a cobre 
Reação de redução:
Cu 2 +( aq ) + 2 elétrons → Cu ( s )
Relação 1:2, ou seja: um mol de cátions de cobre é totalmente reduzido quando recebe dois
mols de elétrons. 
Sabendo-se que 1 mol de Cu = 63,5g:
2 Faraday (F) -----------1 mol de Cu
2 Faraday -------------------------63,5g de Cu 
0,08 Faraday--------------x
x =
( 0,08 ) . ( 63,5 )
2 = 2,54g
Exemplo 2: 
Quanto tempo é necessário para que se depositem 32,0g de zinco em uma eletrólise de
solução aquosa de cloreto de zinco realizada com uma corrente de 3,5A?
Usamos a fórmula da Lei de Faraday:
Q = i. t
Como não sabemos o valor de Q, devemos expressar a reação no catodo:
ZN 2 +( AQ ) + 2 ELÉTRONS → ZN ( S )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Relação 1:2, ou seja: um mol de cátions de zinco é totalmente reduzido quando recebe dois
mols de elétrons.
Sabendo-se que 1 mol de Zn = 65,38g, podemos dizer que 2 mols de elétrons fornecem 65,38g
de zinco metálico. A quantidade de carga transportada (Q) é de 96500C (1F) por mol de
elétrons. Como são usados 2 mols:
1 mol de elétron----------96485C 
2 moles----------------------y 
y = 2. (96485) = 192970C
Podemos criar a relação entre Q e massa:
192970C------------------ 65,38g de Zn (1 mol de zinco) 
z------------------------------32g de Zn
z = 
( 192970 ) . ( 32 )
65,38 = 94448,46
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Apliquemos esse valor na equação da primeira lei de Faraday:
Q = i. t
t =
Q
i = 
94448,46
3.5 = 26985,27
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Se 1 h = 3600s:
1h------------3600s 
x --------------26985,27
x =
1 . ( 26985,27 )
3600 = 7,50h
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
A SEGUNDA LEI DE FARADAY
Faraday também percebeu que se duas substâncias diferentes forem depositadas no catodo
da eletrólise, as massas depositadas serão proporcionais aos equivalentes-gramas (Eqg) de
cada uma em processos de oxirredução.
Exemplo 
Vamos calcular o equivalente-grama para os metais prata e cobre:
javascript:void(0)
Semirreação da prata:
AG +( AQ ) + 1 ELÉTRON → AG ( S )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Massa molar da prata = 108 g.mol-1
EqgAg =
massa molar g . mol - 1
número de elétrons usado na redução = 
108
1 = 108g
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Semirreação do cobre:
CU 2 +( AQ ) + 2 ELÉTRONS → CU ( S )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Massa molar do cobre = 63,5g.mol-1
EqgCu =
massa molar g . mol - 1
número de elétrons usado na redução = 
63,5
2 = 31,75g
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
A proporcionalidade entre as massas e os equivalentes-gramas pode ser descrita por:
mA
EqgA
= 
mB
EqgB
= K2
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Resumindo, a segunda lei de Faraday pode ser descrita por:
m = K2. Eqg, em que: 
m = massa em gramas; 
K2 = constante de proporcionalidade; 
Eqg = equivalente-grama.
Se quisermos expressar a corrente na expressão, podemos dizer que:
( )
( )
m = Eqg
i . t
96485
ou
m =
Eqg
96485 i. t
A relação entre o equivalente-grama e a constante de Coulomb é chamada de equivalente
isoelétrica e pode ser descrita por:
EQG
96485 = E
A segunda lei de Faraday é:
m = e. i. t
em que: 
m = massa depositada em grama; 
e = equivalente isoelétrica; 
i = intensidade de corrente; 
t = tempo (s).
Logo, o enunciado da segunda lei de Faraday é:
EQUIVALENTES-GRAMAS (EQG)
O cálculo do equivalente-grama é dado por: Eqg =
massa molar g . mol - 1
número de elétrons usado na redução
QUANDO UMA MESMA QUANTIDADE DE
ELETRICIDADE ATRAVESSA DIVERSOS
ELETRÓLITOS, AS MASSAS DAS ESPÉCIES QUÍMICAS
( )
LIBERADAS NOS ELETRODOS, ASSIM COMO AS
MASSAS DAS ESPÉCIES QUÍMICAS DECOMPOSTAS,
SÃO DIRETAMENTE PROPORCIONAIS AOS SEUS
EQUIVALENTES QUÍMICOS.
Vamos aplicar a segunda lei de Faraday?
Exemplo 1: 
Os metais alumínio e cádmio sofreram eletrólise para obtenção de maior massa de metal
sólido. Calcule a massa depositada de cada metal, sabendo-se que foi utilizada a corrente de
4,2A, por 12,5 horas, em uma solução que contém sais de alumínio e cádmio. Dados:
Massa molar do alumínio: 26,98g.mol-1 
Massa molar do cádmio: 112,41g.mol-1
Devemos calcular o equivalente-grama (Eqg) de cada metal:
Reação do alumínio:
Al 3 +( aq ) + 3 elétrons → Al ( s )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
EqgAl =
mol ( g )
número de elétrons usado na redução = 
26,98
3 = 8,99g
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Reação do cádmio:
Cd 2 +( aq ) + 2 elétrons → Cd ( s )
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
EqgCd =
mol ( g )
número de elétrons usado na redução = 
112,41
2 = 56,21g
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Cálculo da massa depositada de cada metal:
O tempo deve ser utilizado na expressão em segundos. Logo, deve ser convertido de unidade
em horas para segundos, de acordo com a equação:1h = 3600s
1h----------------3600s 
12,5 h--------------x
x = (12,5). (3600) = 45000s
Alumínio:
m =
Eqg
96485 i. t
m =
8,99
96485 4,2 . 45000 = 17,61g 
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
Cádmio:
m =
Eqg
96485 i. t
m =
56,21
96485 4,2 . 45000 = 110,11g 
 Atenção! Para visualização completa da equação utilize a rolagem horizontal
APLICAÇÃO INDUSTRIAL DAS LEIS DE
FARADAY
Muitas atividades industriais apresentam algum gasto energético, porém, a partir do momento
que esse gasto passa a ser previsível, os processos passam a ser interessantes para a
indústria. A aplicação das leis de Faraday à eletrólise permitiu a previsão do gasto energético
nesses processos e, com isso, o aumento de seu uso industrial. As leis de Faraday apresentam
duas vertentes: uma relacionada à aplicação de processo de indução eletromagnética e outra à
possibilidade do cálculo de massas de produtos em sistemas eletrolíticos. Aqui, daremos
enfoque ao uso das leis de Faraday nessa segunda vertente.
Eletrólise ígnea de NaCl 
A eletrólise ígnea é aquela em que o processo eletrolítico ocorre sem a presença do solvente
água. Vários produtos podem ser obtidos nesse processo, mas o sódio metálico e o gás cloro
são os mais importantes.
( )
( )
O primeiro tem grande utilização em processos químicos de produção de soda cáustica e
barrilha.
O segundo, em processos químicos baseados em reações de oxidação pelo gás cloro.
Como o consumo de sódio metálico e gás cloro é extremamente elevado nas indústrias,
como sanitizantes ou indústria soda-cloro, o gasto energético é compensado pelo alto
valor agregado do produto.
Tratamento de efluentes 
O processo industrial atual é extremamente poluidor. Sob vigilância dos órgãos ambientais,
toda indústria (química, petroquímica, do petróleo, farmacêutica ou de alimentos) deve realizar
o tratamento de seus resíduos industriais. Vários processos podem ser utilizados: processos de
tratamento por lodo ativado (aeróbio), processos anaeróbios, biorremediação, processos
oxidativos, tais como FENTON, e processos eletrolíticos para contaminantes inorgânicos. Estes
últimos utilizam a eletrólise para obtenção de produtos menos poluentes com o uso de energia
elétrica.
FENTON
Meio reacional que consiste em solução de peróxido de hidrogênio e um catalisador de
ferro, utilizada na oxidação de águas residuais e impurezas.
TRATAMENTO DE RESÍDUOS DE MINERAÇÃO
A mineração é uma das atividades de maior agressão ao meio ambiente. O simples fato de
movimentar o solo já é motivo de preocupação ambiental, entretanto, a questão piora quando
altas concentrações de metais pesados são descartados no local da atividade. Os metais
oxidados têm caráter extremamente poluidor, pela facilidade de dispersão no próprio solo ou
em rios ou lençóis freáticos. Esse caráter poluidor cai consideravelmente quando os metais são
reduzidos. Outro motivo para esse processo é a possibilidade de utilização dos metais
javascript:void(0)
reduzidos como matéria-prima para diversos processos industriais. Nessa questão, o uso de
eletrólises se configura como um dos principais processos de obtenção de metais a partir
desses resíduos.
EQUAÇÃO DE NERNST, LEI DE FARADAY E
SUA APLICAÇÃO INDUSTRIAL
Neste vídeo, o especialista Marcio Franco apresentará a equação de Nernst e a Lei de
Faraday, e sua aplicação na eletroquímica por meio de resolução de exercícios aplicados.
Vamos lá!
VEM QUE EU TE EXPLICO!
A diferença de potencial e o efeito da concentração: aplicação da equação de Nernst
Vamos aplicar a primeira lei de Faraday?
Vamos aplicar a segunda lei de Faraday?
VERIFICANDO O APRENDIZADO
1. EMBORA A ELETRÓLISE SEJA UM PROCESSO NÃO ESPONTÂNEO,
PASSOU A SER MUITO UTILIZADA EM VÁRIOS PROCESSOS
INDUSTRIAIS PELA POSSIBILIDADE DE DIMENSIONAMENTO PRÉVIO DA
ENERGIA GASTA PARA OBTENÇÃO DE UM PRODUTO. SOBRE A
APLICAÇÃO DAS LEIS DE FARADAY EM PROCESSOS ELETROLÍTICOS,
PODEMOS DIZER QUE:
A) A primeira lei de Faraday possibilita a obtenção da massa depositada no anodo da eletrólise
(massa em função da carga elétrica fornecida ao sistema).
B) A segunda lei de Faraday possibilita o cálculo das massas depositadas de metais diferentes
no anodo da eletrólise. Embora a carga fornecida seja a mesma, as massas depositadas
dependerão do equivalente-grama de cada metal.
C) A primeira lei de Faraday possibilita o cálculo das massas depositadas de metais diferentes
no catodo da eletrólise. Embora a carga fornecida seja a mesma, as massas depositadas
dependerão do equivalente-grama de cada metal.
D) A segunda lei de Faraday possibilita a obtenção da massa depositada no catodo da
eletrólise (massa em função da carga elétrica fornecida ao sistema).
E) A segunda lei de Faraday possibilita o cálculo das massas depositadas de metais diferentes
no catodo da eletrólise. Embora a carga fornecida seja a mesma, as massas depositadas
dependerão do equivalente-grama de cada metal.
2. AS CÉLULAS GALVÂNICAS OU PILHAS SÃO PROCESSOS
ESPONTÂNEOS E OS POTENCIAIS PADRÃO DE ELETRODO PERMITEM O
CÁLCULO DA DIFERENÇA DE POTENCIAL. QUANTO MAIOR ESSA
DIFERENÇA, MAIOR A TENDÊNCIA DE A REAÇÃO OCORRER. ESSES
POTENCIAIS PADRÃO FORAM OBTIDOS EM CONDIÇÕES
CONTROLADAS E A CONCENTRAÇÃO DE REAGENTES É A MAIS
CRÍTICA DE TODAS: VALOR CONTROLADO EM 1,0 MOL.L -1. COMO, NA
MAIORIA DAS VEZES, AS REAÇÕES OCORREM COM CONCENTRAÇÕES
VARIADAS DE REAGENTES, OS POTENCIAIS DEVEM SER CALCULADOS
PELA EQUAÇÃO DE NERNST. SOBRE ESSA EQUAÇÃO, ASSINALE A
ALTERNATIVA CORRETA:
A) A equação de Nernst relaciona as concentrações iônicas das espécies que estão reagindo
com o potencial padrão, permitindo o cálculo da diferença de potencial para qualquer valor de
concentração de reagentes (se a solução for diluída).
B) A equação de Nernst relaciona as concentrações iônicas das espécies que estão reagindo
com o potencial padrão, permitindo o cálculo da diferença de potencial para qualquer valor de
concentração de reagentes (se a solução for concentrada).
C) A equação de Nernst relaciona as concentrações iônicas das espécies que estão reagindo
com o potencial padrão do EPH, permitindo o cálculo da diferença de potencial para qualquer
valor de concentração de reagentes (se a solução for concentrada).
D) A equação de Nernst relaciona as concentrações iônicas das espécies que estão reagindo
com o potencial padrão de calomelano, permitindo o cálculo da diferença de potencial para
qualquer valor de concentração de reagentes (se a solução for concentrada).
E) A equação de Nernst relaciona as concentrações iônicas das espécies que estão reagindo
com o potencial padrão do EPH, permitindo o cálculo da diferença de potencial para qualquer
valor de concentração de reagentes (se a solução for diluída).
GABARITO
1. Embora a eletrólise seja um processo não espontâneo, passou a ser muito utilizada
em vários processos industriais pela possibilidade de dimensionamento prévio da
energia gasta para obtenção de um produto. Sobre a aplicação das leis de Faraday em
processos eletrolíticos, podemos dizer que:
A alternativa "E " está correta.
 
A primeira lei de Faraday permite que se conheça a massa depositada de um metal no sistema
eletrolítico em função da carga elétrica fornecida ao sistema. Na eletrólise, a redução (região
onde ocorre a deposição de metais) ocorre no catodo. A relação matemática que permite
prevermos a massa é:
m = K1. Q, em que:
m = massa depositada no catodo da eletrólise;
K1 = constante de proporcionalidade K = 
1
96485 ;
Q = carga (em coulombs).
A segunda lei permite a previsão de deposição (novamente no catodo) de 2 metais distintos,
contudo, a massa depositada dependerá do equivalente-grama de cada metal. O cálculo de
equivalente-grama depende do número de elétrons transferidos ao metal e, por isso, a mesma
carga fornecida gerará massas diferentes de metal depositado. O equivalente-grama é
calculado por:
Eqg =
massa molar g . mol - 1
número de elétrons usado na redução