497591-ELETROQUÍMICA_IFRN

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ABRANTES CÉSAR
	3
	Eletroquímica
 
Neste capítulo vamos ser apresentados a eletroquímica que estuda o aproveitamento prático do fenômeno da transferência de elétrons, entre diferentes substâncias para transformar energia química em energia elétrica e vice-versa.
Na eletroquímica estudamos dois tipos de processos que envolvem essa transformação:
Processos espontâneos – onde temos uma reação química produzindo energia elétrica (pilhas). Esses dispositivos também são denominados cela (ou célula) galvânica (ou voltaica).
Processos não espontâneos – onde temos uma reação química que ocorre consumindo energia elétrica (eletrólise). Esses dispositivos também são denominados cela eletrolítica.
Antes de começar o estudo da eletroquímica vamos relembrar os principais conceitos envolvidos no fenômeno da transferência de elétrons que está associado as reações químicas que denominamos de oxirredução
Oxidação e redução
As reações de oxidação-redução são caracterizadas pela transferência de elétrons entre átomos constituintes das espécies químicas envolvidas na reação.
A transferência de elétrons pode ser identificada pela modificação do número de oxidação( Nox) dos átomos constituintes das espécies químicas durante a reação.
A Oxidação é a perda de elétrons (o NOX do elemento aumenta).
A Redução é o ganho de elétrons (o NOX do elemento diminui).
Considere o exemplo a seguir: Reação entre o zinco metálico e solução aquosa contendo cátion cobre II.
0
+2
+2
0
redução
oxidação
	O Zinco (Zn) sofre oxidação, ou seja, perde elétrons, enquanto o cátions Cu2+ sofre redução, ou seja, ganha elétrons
Agentes oxidante e redutor:
	Oxidação e redução ocorrem ao mesmo tempo, não existindo uma sem a outra, pois o total de elétrons perdidos por uma espécie química deve ser igual ao total de elétrons ganhos por outra espécie.
	Com isso podemos afirmar que se uma espécie sofre redução provoca a oxidação de outra espécie, atuando nesse caso como agente oxidante e se uma espécie sofre oxidação, provoca a redução de outra espécie, atuando nesse caso como agente redutor.
	No exemplo anterior temos:
0
+2
+2
0
redução
oxidação
Nesse caso o Zn atua como agente redutor sofrendo com isso oxidação, enquanto o Cu2+ atua como agente oxidante, sofrendo com isso redução.
Balanceamento das Equações de oxirredução 
No balanceamento das equações de oxirredução, ideia principal é que a quantidade de elétrons cedida pelo agente redutor seja igual ao número de elétrons recebida pelo agente oxidante.
Vamos analisar a reação a seguir:
 
0
+3
redução =2
0
+2
Oxidação =3
Cada átomo de alumínio perde três elétrons e cada íon Cu2+ ganha dois elétrons.
O número de elétrons perdidos ou recebidos é dado pelo módulo da variação do número de oxidação dos elementos, representado por .
De acordo com o balanceamento três íons Cu2+ devem reagir com dois átomos de alumínio. Com isso os íons cobre Cu2+ recebem a mesma quantidade de elétrons, no caso seis elétrons, fornecida pelos átomos de Al.
1 átomo Al 2 átomo Al3+
 perde 3 elétrons perde 6 elétrons
1 íon Cu2+ 3 íons Cu2+
 ganha 2 elétrons ganha 6 elétrons
	Perceba que, empregando o do elemento alumínio como coeficiente do Cu2+ e o do íon Cu2+ como coeficiente do alumínio, realizamos o correto balanceamento da equação, que, nesse caso, expressa a conservação de átomos e também a conservação de elétrons.
	Com isso a o balanceamento da equação será:
Exemplos do balanceamento de equações de oxirredução
1º Exemplo
H2S + HNO3H2SO4 + NO + H2O
	Primeiramente determinamos os números de oxidação de todos os elementos A seguir destacamos os elementos que sofrem oxidação e redução e o módulo dessas variações ():
 H2S + HNO3H2SO4 + NO + H2O-2
+6
+2
+5
redução =3
Oxidação =8
	
Adicionando o coeficiente 3 na frente do H2S e o coeficiente 8 na frente do HNO3, asseguramos que o balanceamento expresse que o número de elétrons perdidos é igual ao número de elétrons recebidos. Com isso temos:
3H2S + 8HNO3H2SO4 + NO + H2O
	O restante do balanceamento pode ser feito por tentativa e erro. A equação corretamente balanceada é:
3H2S + 8HNO33H2SO4 + 8NO + 4H2O
2º Exemplo
Br2 +HClO + H2O HBrO3 + HCl
Primeiramente determinamos os números de oxidação de todos os elementos A seguir destacamos os elementos que sofrem oxidação e redução e o módulo dessas variações ():
 Br2 +HClO + H2O HBrO3 + HCl+5
-1
+1
0
redução =2
Oxidação =5
Nesse exemplo temos um complicador. O indice de atomicidade do bromo na molécula de Br2 é 2, o que significa que o número de elétrons envolvidos na oxidação do bromo é o dobro da variação do Nox desse elemento. Para que a contabilidade de elétrons seja correta, precisamos levar isso em conta. Assim, ao calcular o para o bromo, multiplicamos 5 por 2, como podemos ver na equação a seguir:
 Br2 +HClO + H2O HBrO3 + HCl+5
-1
+1
0
redução =2
Oxidação =5.2=10
Adicionando o coeficiente 10 na frente do HClO e o coeficiente 2 na frente do Br2, asseguramos que o balanceamento expresse que o número de elétrons perdidos é igual ao número de elétrons recebidos. Com isso temos:
2Br2 +10HClO + H2O HBrO3 + HCl
O restante do balanceamento pode ser feito por tentativa e erro. A equação corretamente balanceada é:
2Br2 +10HClO + 2H2O 4HBrO3 + 10HCl
Simplificando os coeficientes ( dividido-os por 2), obtemos finalmente :
1Br2 +5HClO + 1H2O 2HBrO3 + 5HCl
Resumindo as etapas para balancear equações pelo método de oxirredução
1º Passo – Calcular o total de elétrons perdidos ou recebidos () pelas espécies que sofreram oxidação e redução. Para esse cálculo, multiplica-se o módulo da variação do número de oxidação pela maior atomicidade com qual o elemento que sofre o processo aparece na equação, esteja essa atomicidade nos reagentes ou produtos.
2º Passo – O coeficiente estequiométrico colocado na espécie que contém o elemento que sofre oxidação será igual ao da espécie que contém o elemento que sofre redução, e vice versa. Esses coeficientes devem ser colocados nas espécies químicas utilizadas para o cálculo, estejam elas nos reagentes ou produtos da equação. Se um elemento apresentar atomicidade diferente entre o primeiro e o segundo membro da equação, colocar o coeficiente na espécie onde o elemento apresentar maior atomicidade.
3º Passo – Esses coeficientes são o ponto de partida. O restante do balanceamento é realizado por tentativas.
Atividade : balancear as seguintes equações:
a)	KMnO4 + H2O2 + H2SO4 K2SO4 + MnSO4 + H2O + O2
b)	Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
c)	HIO3 + HI I2 + H2O
d)	Cr2O72- + Cl- + H+ Cr3+ + H2O + Cl2
e)	MnO4–1 + Cl- + H+ Mn+2 + Cl2
Células galvânicas : As pilhas
No tópico anterior relembramos o conceito de reação de oxirredução, agora veremos que há reações de oxirredução que podem ser empregadas para produzir corrente elétrica, através de dispositivos denominados células galvânicas ou pilhas
Reações de oxirredução e a produção de energia elétrica
Inúmeras reações de oxirredução ocorrem espontaneamente. Um exemplo é a reação do zinco metálico com uma solução aquosa contendo íons cátions Cu2+(aq).
Zn(s)
Zn(s)
ZnSO4(aq)
CuSO4(aq)
CuSO4(aq)
Cu(s)
Os íons Cu2+ , em solução, reagem com uma placa de zinco metálico(Zn(s)). São produzidos íons Zn2+, e um depósito de cobre metálico (Cu(s)). Os íons Cu2+ dão a solução uma coloração azulada a solução que tende a desaparecer com a ocorrência da reação já que os íons Cu2+ são consumidos na reação com a placa de zinco
A equação que representa a reação é:solução
depósito
solução
placa
Trata-se de uma reação de oxirredução em que o zinco sofre oxidação e o cobre sofre redução:
0
+2
0
+2
redução
oxidação
Mas será que poderíamos fazer essa transferência de elétrons ocorrer por meio de um fio metálico? Gerando com isso uma corrente elétrica?
Para isso, basta montar um dispositivo que chamamos de pilha ou célula galvânica.
Observação:
A primeira célula galvânica, construída pelo cientista italiano Alessandro Volta, era uma pilha de placas de cobre e zinco intercaladas fazendo com o nome pilha ficasse até os dias atuais como sinônimo de células galvânicas. Já o termo bateria é utilizado para a associação de duas ou mais pilhas.
A pilha de Daniell
	Do ponto de vista didático, uma das pilhas cujo funcionamento é mais simples de se compreender é a pilha de Daniell, construída pelo cientista inglês John Daniell em 1836, numa época em que a expansão dos telégrafos com fio necessitava fontes de corrente elétrica para seu funcionamento.
A pilha realizada e construída por Daniell era formada por uma placa de zinco(Zn) mergulhada num recipiente contendo uma solução de sulfato de zinco(ZnSO4) e por uma placa de cobre(Cu) mergulhada num recipiente contendo uma solução de sulfato de cobre(CuSO4) .As placas de zinco e cobre são os eletrodos da pilha.
Essas placas eram unidas por um fio condutor, e as soluções eram conectadas por um tubo de vidro em U, aberto nas extremidades e contendo gelatina saturada com um sal, chamado de ponte salina.
.
Pilha de Daniell
Analisando as soluções e as placas metálicas dessa pilha em funcionamento, adaptando o fio condutor uma lâmpada observamos que:
A lâmpada acende o que prova a existência de corrente elétrica (por convenção, o sentido da corrente é o inverso ao fluxo de elétrons)
Após certo tempo, a barra de zinco diminui de tamanho e a de cobre torna-se maior.
A concentração de Zn2+ na solução de ZnSO4(aq) aumenta
A concentração de Cu2+ na solução de CuSO4(aq) diminui
Esse fatos indicam que elétrons fluem, pelo fio metálico, da placa de zinco para a placa de cobre. Mas como isso ocorre?
Os átomos de Zn abandonam o eletrodo sob a forma de Zn2+. Os dois elétrons gerados na oxidação de cada átomo de Zn migram através do circuito externo e chegam ao eletrodo de Cu, onde reduzem um Cu2+ da solução a Cu0, que se deposita no eletrodo. Com o passar do tempo o eletrodo de Zn será consumido e o de Cu terá sua massa aumentada. 
Os processos que ocorrem em cada recipiente podem ser representados da seguinte maneira:
Zn(s) Zn2+(aq) + 2 e- (semirreação de oxidação)
Cu2+(aq) + 2 e- Cu(s) (semirreação de oxidação)
O eletrodo de zinco, onde ocorre o processo de oxidação, é o polo negativo da pilha. E o eletrodo de cobre, onde ocorre o processo de redução, é o polo positivo da pilha.
Para todas as cela eletroquímica, vale a seguinte convenção:
O eletrodo no qual ocorre o processo de oxidação é chamado ânodo
O eletrodo no qual ocorre o processo de redução é chamado cátodo
A soma das duas equações de semirreação resulta na equação geral da pilha:
No ânodo Zn(s) Zn2+(aq) + 2 e- (semirreação de oxidação)
No cátodo Cu2+(aq) + 2 e- Cu(s) (semirreação de oxidação)
Note que todos os elétrons provenientes da oxidação estão envolvidos na redução, havendo conservação de elétrons e, consequentemente, da carga elétrica total do sistema.
A União internacional de Química pura e aplicada (IUPAC) prôpos uma maneira esquemática para representar uma célula galvânica.
Vamos exemplificar essa representação para pilha de Daniell:
Zn Zn2+ Cu2+ Cu
Onde:
Fluxo de elétrons pelo fio metálico
 Zn Zn2+ Cu2+ Cu
.Polo -
Polo +
Ponte salina
A função da ponte salina
A ponte salina, que geralmente é um tubo de vidro em U preenchida por algodão e embebida em algum eletrólito, normalmente o KCl, tem a tarefa de manter a neutralidade das soluções através da migração do Zn2+ ou do K+ para o frasco da direita, substituindo os Cu2+ que se depositaram. Ao mesmo tempo, os íons SO42– ou Cl– migram do frasco da direita para o da esquerda para equilibrar o aumento da concentração dos íons Zn2+. A ponte salina pode ser substituída por uma placa porosa separando duas porções de um mesmo recipiente.
 Sem ponte salina ou placa porosa qualquer pilha só pode funcionar por um intervalo de tempo muito pequeno, pois o acumulo de carga positiva na solução de Zn2+ atrairia os elétrons do fio metálico para a placa de zinco (cargas de sinais opostos se atraem) e o acumulo de carga negativa na solução contendo Cu2+ repeliria os elétrons do fio metálico.
O perigoso descarte de pilhas e baterias
Nos últimos anos, o grande aumento do uso de telefones celulares, computadores, filmadoras, aparelhos de som e outros aparelhos eletrônicos portáteis provocou um crescimento extraordinário no uso de pilhas e baterias. Muitas dessas pilhas e baterias contêm metais pesados, como mercúrio, níquel, cádmio, etc. e seus compostos. Essas substâncias são altamente tóxicas e de efeito cumulativo no organismo. Dependendo da concentração, podem causar, a longo prazo, doenças no sistema nervoso, nos rins, nos ossos e até câncer. O perigo surge quando essas pilhas e baterias são descartadas de maneira inadequada e vão parar nos lixões comuns. Com o tempo, as pilhas e baterias descartadas deixam vazar líquidos, que contaminam o solo, as águas subterrâneas, podendo chegar a rios e lagos. Algumas soluções para evitar o descarte inadequado de pilhas e baterias são reciclar esses metais e criar lixões próprios para resíduos químicos perigosos. É necessário também orientar o consumidor para devolver a pilha ou bateria
usada sempre que comprar uma nova. O Conselho Nacional do Meio Ambiente (Conama), desde 2000, vem estabelecendo resoluções para solucionar esses problemas. Infelizmente, a implantação de medidas ainda está muito lenta.
Fonte : Físico-Química – Ricardo feltre
O conceito do potencial padrão de um eletrodo
Reações de óxido-redução ocorrem com transferência de elétrons entre as espécies químicas envolvidas. Dada a seguinte reação:
Zn0  +  Cu2+    Cu0  +  Zn2+
Como a reação demonstra, os processos de oxidação e de redução são sempre simultâneos.
Verificamos que tanto os íons Cu+2 como os íons Zn+2 têm certa tendência a sofrer redução, porém a análise da pilha de Daniell permite concluir que os íons Cu2+ apresentam maior tendência a receber elétrons que os íons Zn2+ já que são eles que sofrem redução.
Essa tendência pode ser medida e é chamada de potencial de redução.
O potencial de redução (E red) indica a capacidade que o cátion do elemento metálico possui de ganhar elétrons, ou seja, sofrer redução. Esses potenciais são medidos em volts(V).
	
	Potencial de redução
(Ered)
	
	Capacidade de sofrer redução
	
	Potencial de redução
(E red)
	
	Capacidade de sofrer oxidação
Nas pilhas os elétrons fluem do eletrodo onde ocorre oxidação (ânodo) para o eletrodo onde ocorre redução (cátodo), através do fio externo. Se colocarmos nesse fio um aparelho chamado voltímetro, conseguiremos medir a força eletromotriz da pilha que também poder ser chamada de diferença de potencial (E).
O E de uma pilha corresponde à diferença entre os potencias de redução das espécies envolvidas, e o seu cálculo pode ser feito pela equação a seguir:
Eo = Eo red (eletrodo sofre redução) – Eo red (eletrodo sofre oxidação)
A diferença de potencial da pilha depende das espécies químicas envolvidas, das suas concentrações e da temperatura. Por esse motivo, o E medido na chamada condição padrão, que corresponde a espécies com concentração 1 mol/L e possíveis gases envolvidos com a pressão de 1 atm a 25º C. na condição padrão, a diferença de potencial da pilha será representada por Eo .
É impossível medir o potencial(E) de um eletrodo isolado. O que se faz é compararo potencial de diferentes eletrodos com o de um determinado eletrodo que serve de referência que por esse motivo é chamado de eletrodo padrão.
Eletrodo padrão de hidrogênio
Para determinar os Ered das diversas espécies, foi escolhido como padrão o eletrodo de hidrogênio, que consiste de um fio de platina (Pt) no interior de um tubo de vidro preenchido com gás hidrogênio (H2) à pressão de 1 atm. O fio de platina se liga-se a uma placa de platina em que o H2(g) fica adsorvido e a platina não participa das reação. O conjunto está imerso em uma solução ácida, em que a concentração dos íons H+ é 1 mol/L, à pressão de 1 atm.
Por convenção, foi atribuído a este eletrodo o valor zero para seu Eored.
	Eooxi H2(g), H+ = 0
Eored H+, H2(g) = 0
	
Medida de Potencial de Redução de um Eletrodo (Relativo)
 Figura 1 Figura 3
 Figura 2 Figura 4
	No caso da pilha formada pelos eletrodos de zinco e hidrogênio, a ddp registrada foi de 0,76 V(Figura 1). Com o funcionamento da pilha, percebemos que no eletrodo de zinco ocorre corrosão do Zn(s) (Figura 2).Concluímos então que este sofre oxidação.
Zn(s) Zn+2 (aq) + 2e–
Assim, o Ered do eletrodo de hidrogênio (Ered = zero) é maior que o do eletrodo de zinco.
Como:
ddp = Eo red (maior) – Eo red (menor), temos
0,76V = zero – Eo red Zn+2/Zno
Eo red Zn+2/Zno= –0,76V
	No caso da pilha formada pelos eletrodos de cobre e hidrogênio, a ddp registrada foi de 0,34 V (Figura 3). Com o funcionamento da pilha, percebemos que no eletrodo de cobre ocorreu deposição do metal na placa(Figura 4). Concluímos que houve redução do íon Cu+2.
Cu+2 (aq) + 2e– Cu(s)
Assim, o Ered do eletrodo de hidrogênio (Ered = zero) é menor que o do eletrodo de cobre.
Como:
ddp = Eo red (maior) – Eo red (menor), temos
0,34V = Eo red Cu+2/Cuo – zero
Eo red Zn+2/Zno= 0,34V
Como percebemos nos exemplos descritos, o eletrodo de hidrogênio pode ser o cátodo ou o ânodo de uma pilha. Se combinarmos o eletrodo de hidrogênio com eletrodos dos mais variados metais, perceberemos que alguns se comportam como o eletrodo de cobre (Eored > 0), já outros como o eletrodo de zinco (Eored < 0)
Assim, experimentalmente, é possível construir uma tabela de Eored.
	Equação da semirreação
	Eo(V)
	Li+(aq) + e–Li(s)
	-3,05 V
	K+(aq) + e–K(s)
	-2,93 V
	Ca+2(aq) + 2e– Ca(s)
	–2,87 V
	Mg+2(aq) + 2e– Mg(s)
	–2,38 V
	Zn+2(aq) + 2e– Zn(s)
	–0,76 V
	2H+2(aq) + 2e– H2(g)
	0,00 V
	Cu+2(aq) + 2e– Cu(s)
	+0,34 V
	O2(aq) + 2H2O(l) +4e- 4OH-(aq)
	+0,40 V
	Ag+(aq) + e– Ag(s)
	+0,80 V
	Cl2(g) + 2e- 2Cl-(aq)
	+ 1,36 V
	Au+3(aq) + 3e– Au(s)	
	+1,50 V
 Tabela 1 – Potenciais padrão ( 1mol/L e 1 atm) para alguns eletrodos
Observações:
Eletrodos com E° red > 0 têm capacidade de atrair elétrons do eletrodo de hidrogênio. Tais eletrodos têm sua massa aumentada.
Eletrodos com E° red < 0 têm seus elétrons atraídos pelo eletrodo de hidrogênio. Tais eletrodos têm as suas massas diminuídas, pois sofrem corrosão.
O eletrodo de maior E° red é o que atrai elétrons
Toda vez que um metal estiver em contato com uma solução na qual exista um íon cujo E° red é maior que o do metal, ocorre corrosão do metal.
Aplicações da tabela de potenciais-padrão de redução
Apresentaremos a seguir as relevantes aplicações dos potenciais de redução para a Química do ensino médio.
 
Previsão da força eletromotriz de uma pilha
A força eletromotriz(fem) de uma pilha é a diferença de potenciais elétricos medida entre os seus terminais quando ela não está sendo usada para gerar corrente.
Quando maior o valor dessa grandeza, maior a tendência de uma pilha gerar corrente elétrica.
A força eletromotriz é dada pela diferença dos potenciais padrão de redução dos eletrodos.
Eo = Eo red (eletrodo sofre redução) – Eo red (eletrodo sofre oxidação)
Por exemplo, no caso da pilha de Daniell temos:
E = Eo (Cu2+/Cuo) – Eo(Zn2+/Zno) = + 0,34 V – (0,76 v) = 1,1 V
Importante:
	A medida em uma célula voltaica (pilha) é descarregada, os reagentes da reação são consumidos e os produtos são formados, de modo que as concentrações dessas substâncias variam. A força eletromotriz (E) cai progressivamente até E =0, o ponto no qual dizemos que a pilha acabou. Nesse ponto as concentrações de reagentes e produtos param de variar; eles estão em equilíbrio.
	Comparação das forças de oxidantes e redutores
Os potenciais de redução (Ered) estão relacionado as a tendência das espécies químicas para atuarem como agentes oxidantes e redutores.
	Alto
Eo redução
	
	Alta Tendência para atuar como agente oxidante
	
	
	
	Baixo
Eo redução
	
	Alta Tendência para atuar como agente redutor
Analisando as espécies a seguir com os respectivos potenciais:
Mg+2(aq) + 2e– ⇌ Mg(s) Eo = – 2,38 V
Fe+2(aq) + 2e– ⇌ Fe(s) Eo = – 0,44 V
Cu+2(aq) + 2e– ⇌ Cu(s) Eo = + 0,34 V
O Mg(s) é melhor agente redutor que Fe(s) e Cu(s), pois apresenta menor Ered.
O cátion Cu2+ é melhor agente oxidante que Mg2+ e Fe2+, pois apresenta maior Ered
Espontaneidade das Reações de oxirredução
Quanto maior o potencial de redução de um elemento, maior a tendência em ganhar elétrons. Portanto, ele recebe elétrons de um outro elemento de menor potencial de redução. Para o potencial de oxidação, quanto maior o valor de E0, maior a tendência em perder elétrons e, portanto, ceder elétrons para outro elemento de menor potencial de oxidação.
Por exemplo:
Zn(s) + Cu+2(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)
Dados:		Cu2+ + 2 e– Cu°	E = +0,34 V
			Zn2+ + 2 e–   Zn°	E = –0,76 V
Para sabermos se a reação é espontânea ou não, devemos adotar a seguinte conduta:
Verificar, no sentido indicado da reação, a espécie que sofre oxidação (perde e–) e a espécie que sofre redução (ganha e–);
Se a espécie que sofre redução apresentar um Eored maior que o da espécie que sofre oxidação, a reação é espontânea; caso contrário, não.
O fato de o íon Cu2+ apresentar um Ered maior significa que ele possui capacidade de atrair e– do Zn(s), e, sendo assim, a reação será espontânea.
 
Em uma reação de oxirredução que ocorre espontaneamente, os elétrons são transferidos de uma espécie química com menor potencial de redução para outra com maior potencial de redução. Portanto se calcularmos a diferença de potencial para esse processo, chegaremos a um valor positivo.
Eo = Eo red (espécie rebece elétrons) – Eo red (espécie ganha létrons) > 0
Reação espontânea
Se, por outro lado, a subtração resultasse em um valor menor que zero, isso significaria que elétrons estariam sendo transferidos de uma espécie de maior potencial de redução para outra com menor potencial de redução. E isso não está de acordo com a tendência natural da transferência de elétrons.
Eo = Eo red (espécie rebece elétrons) – Eo red (espécie ganha létrons) < 0
Reação não espontânea
Prever uma reação de oxirredução pode acontecer espontaneamente permitem que os químicos antecipem reações indesejáveis (por exemplo a corrosão metálica) e tomem medidas para evitar que ocorram.
Células de combustíveis
Nos próximos anos, uma nova tecnologia de geração limpa de energia elétrica deve ganhar espaço para uso em veículos e estações geradoras de energia em residências, hospitais e pequenas indústrias. É a tecnologia das células a combustível (também conhecidas como pilhas a combustível), dispositivos silenciosos que transformam energia química em energia elétrica sem causar danos ao ambiente.
Como funcionam?
As células a combustível são células galvânicas nas quais a energia de Gibbs de uma reação química é transformada em energia elétrica (por meioda geração de uma corrente).
Com a tecnologia atual, o único combustívelque proporciona correntes de interesse prático é o hidrogênio, apesar de já existirem células que utilizam diretamente metanol como combustível. Mas, neste caso, as correntes obtidas ainda são relativamente baixas.
A estrutura básica de todas as células a combustível é semelhante: a célula unitária consiste em dois eletrodos porosos, cuja composição depende do tipo de célula, separados por um eletrólito e conectados por meio de um circuito externo. 
Os eletrodos são expostos a um fluxo de gás (ou líquido) para suprir os reagentes (o combustível e o oxidante). 
Um esquema de uma célula a combustível hidrogênio/oxigênio é apresentado na Figura abaixo.
O hidrogênio gasoso (o combustível) penetra através da estrutura porosa do anodo, dissolve-se no eletrólito e reage nos sítios ativos da superfície do eletrodo, liberando elétrons e formando prótons (H+). Os elétrons liberados na oxidação do hidrogênio chegam ao catodo por meio do circuito externo e ali participam da reação de redução do oxigênio. 
Os prótons formados no anodo são transportados ao catodo, onde reagem formando o produto da reação global da célula a combustível: água.
Em outras palavras, nessa célula a combustível a reação que ocorre no anodo é a oxidação de hidrogênio e a reação que ocorre no catodo é a redução de oxigênio, usualmente do ar.
Em meio ácido as reações são:
H2 2H+ + 2e– (ânodo)
½O2 + 2H+ + 2e– H2O (cátodo)
Consequentemente, a reação global da célula a combustível é:
H2 + ½O2 H2O
Em condições práticas de operação, a voltagem da célula a combustível se aproxima de 0,7 V.
Equinox: carro movido a hidrogênio
Vantagens da utilização de células a combustível.
As células a combustível são sistemas de conversão de energia química em energia elétrica que podem contribuir de maneira muito significativa com a geração de energia. As células a combustível têm vantagens em comparação com outros dispositivos de geração de energia porque são mais eficientes e porque os produtos gerados pelo funcionamento das células que operam com hidrogênio são água e calor, ou seja, são dispositivos essencialmente não contaminantes.
Uma célula de combustível pode converter mais do que 90% da energia contida num combustível em energia elétrica e calor
Desvantagens da utilização de células a combustível.
O elevado custo atual em comparação com as fontes de energia convencionais. 
Os interesses econômicos associados às indústrias de combustíveis fósseis.
Os problemas e os custos associados ao transporte e distribuição de novos combustíveis como, por exemplo, o hidrogênio.
1) (Uern) O balanceamento de uma equação química obedece à lei da conservação da massa. Se uma espécie química, em uma reação de oxirredução, perde determinado número de elétrons, outra ganha o mesmo número de elétrons. Desse modo, obedecendo a esses princípios, é possível balancear a equação química, na forma iônica, entre os íons dicromato e cloreto, em meio ácido.
A partir do balanceamento da equação química iônica abaixo com os menores coeficientes estequiométricos inteiros, é correto afirmar:
Cr2O72-(aq) + Cl-(aq) + H+ (aq) Cr3+(aq) + H2O(l) + Cl2(g)
a) A soma das massas moleculares das espécies químicas no primeiro membro da equação química é diferente da soma das massas moleculares das espécies químicas no segundo membro, de acordo com a lei da conservação de massas.
b) O número de elétrons perdidos pelo íon cloreto é igual ao número de elétrons ganhos pelo próton.
c) O total da carga elétrica no primeiro membro da equação química é −8.
d) O coeficiente estequiométrico do próton é igual a 14.
2) (Uern) Considere uma pilha formada pelos metais alumínio de prata, imersos em soluções de seus respectivos íons, conforme apresentado a seguir:
Conhecendo os potenciais de eletrodo:
Ag + + e- Agº Eº = 0,80 V
Al+3 + 3e Alº Eº = - 1,66 V
Pode-se afirmar que:
a) O eletrodo de alumínio é o catodo.
b) O eletrodo de Prata é o polo negativo da pilha.
c) O sentido do fluxo de elétrons é do Alumínio para a Prata.
d) A diferença de potencial da pilha vale + 0,86 V
3) (Espcex (Aman) 2012) Considere o esquema a seguir, que representa uma pilha, no qual foi colocado um voltímetro e uma ponte salina contendo uma solução saturada de cloreto de potássio. No Béquer 1, correspondente ao eletrodo de alumínio, está imersa uma placa de alumínio em uma solução aquosa de sulfato de alumínio (1 mol/L) e no Béquer 2, correspondente ao eletrodo de ferro, está imersa uma placa de ferro em uma solução aquosa de sulfato de ferro ( 1 mol/L) Os dois metais, de dimensões idênticas, estão unidos por um fio metálico.
Dados:
Potenciais padrão de redução a e 
 
 
Considerando esta pilha e os dados abaixo, indique a afirmativa correta. 
a) A placa de ferro perde massa, isto é, sofre “corrosão”. 
b) A diferença de potencial registrada pelo voltímetro é de (volts). 
c) O eletrodo de alumínio é o cátodo. 
d) O potencial padrão de oxidação do alumínio é menor que o potencial padrão de oxidação do ferro. 
e) À medida que a reação ocorre, os cátions K+ da ponte salina se dirigem para o béquer que contém a solução de Al2(SO4)3 
4) (Enem cancelado 2009) Pilhas e baterias são dispositivos tão comuns em nossa sociedade que, sem percebermos, carregamos vários deles junto ao nosso corpo; elas estão presentes em aparelhos de MP3, relógios, rádios, celulares etc. As semirreações descritas a seguir ilustram o que ocorre em uma pilha de óxido de prata.
Zn (s) + OH- (aq) ZnO (s) + H2O () + e-
Ag2O (s) + H2O () + e- Ag (s) + OH- (aq)
Pode-se afirmar que esta pilha 
a) é uma pilha ácida. 
b) apresenta o óxido de prata como o ânodo. 
c) apresenta o zinco como o agente oxidante. 
d) tem como reação da célula a seguinte reação: Zn(s) + Ag2O(s) ZnO(s) + 2Ag(s). 
e) apresenta fluxo de elétrons na pilha do eletrodo de Ag2O para o Zn. 
5) (Pucmg) Considere as seguintes reações eletroquímicas:
I. Pb + Sn2+ Pb2+ + Sn		II. Ni + Sn2+ Ni2+ + Sn
III. Fe + Sn2+ Fe2+ + Sn	IV. Cu + Sn2+ Cu2+ + Sn
Se barras de chumbo, ferro, níquel e cobre forem colocadas em contato com uma solução de nitrato de estanho (II), podem ocorrer as reações:
Dados: 
E0 (Pb2+/Pb) = - 0,13 V		E0 (Sn2+/Sn) = - 0,14 V
E0 (Ni2+/Ni) = - 0,23 V		E0 (Cu2+Cu) = + 0,34 V
E0 (Fe2+/Fe) = - 0,44 V
a) I, II, III e IV. 			b) I, II e III apenas. 
c) II e III apenas. 		d) I e II apenas. 
6)(Enem 2010) O crescimento da produção de energia elétrica ao longo do tempo tem influenciado decisivamente o progresso da humanidade, mas também tem criado uma séria preocupação: o prejuízo ao meio ambiente. Nos próximos anos, uma nova tecnologia de geração de energia elétrica deverá ganhar espaço: as células a combustível hidrogênio/oxigênio.
Com base no texto e na figura, a produção de energia elétrica por meio da célula a combustível hidrogênio/oxigênio diferencia-se dos processos convencionais porque 
a) transforma energia química em energia elétrica, sem causar danos ao meio ambiente, porque o principal subproduto formado é a água. 
b) converte a energia química contida nas moléculas dos componentes em energia térmica, sem que ocorra a produção de gases poluentes nocivos ao meio ambiente. 
c) transforma energia química em energia elétrica, porém emite gases poluentes da mesma forma que a produção de energia a partir dos combustíveis fósseis. 
d) converte energia elétrica proveniente dos combustíveis fósseis em energia química, retendo os gases poluentes produzidos no processo sem alterar a qualidade do meio ambiente. 
e) converte a energia potencial acumulada nas moléculas de água contidas no sistema em energia química, sem que ocorra a produção de gases poluentes nocivos ao meio ambiente
Corrosão
A corrosão é um processo que resulta da ação do meio sobre um determinado material, causando sua deterioração. Podemos tomarcomo exemplo de processo de corrosão o aparecimento da ferrugem, a camada de cor marrom-avermelhada, que se forma em superfícies constituídas de ferro metálico como mostramos na figura a seguir:
Placa metálica após sofrer o processo de corrosão formando ferrugem
Apesar da estreita relação com os metais, esse fenômeno ocorre em outros materiais, como concreto e polímeros orgânicos, entre outros. Sem que se perceba, processos corrosivos estão presentes direta ou indiretamente no nosso dia a dia, pois podem ocorrer em grades, automóveis, eletrodomésticos, computadores e instalações industriais.
Fábio Merçon, Pedro Ivo Canesso Guimarães e Fernando Benedito Mainier; Corrosão: Um exemplo usual de fenômeno Químico; QUÍMICA NOVA NA ESCOLA; N° 19, MAIO 2004
O termo corrosão tem sido utilizado para definir o processo de destruição total, parcial, superficial ou estrutural dos materiais por um ataque eletroquímico, químico ou eletrolítico. Com base nesta definição, pode-se classificar a corrosão em: eletroquímica, química e eletrolítica.
A corrosão eletroquímica é um processo espontâneo, passível de ocorrer quando o metal está em contato com um eletrólito, onde acontecem, simultaneamente, reações de oxidação e redução, formando uma pilha. É mais frequente na natureza e se caracteriza por realizar-se necessariamente na presença de água, na maioria das vezes a temperatura ambiente e com a formação de uma pilha de corrosão. Exemplo : formação da ferrugem
A corrosão química, também conhecida como seca, por não necessitar de água, corresponde ao ataque de um agente químico diretamente sobre o material.
Exemplo: degradação de polímeros pela ação de agentes oxidantes.
A corrosão eletrolítica se caracteriza por ser um processo eletroquímico, que se dá com a aplicação de corrente elétrica externa, ou seja, trata-se de uma corrosão não-espontânea. Esse fenômeno é provocado por correntes de fuga, geralmente, essas correntes são devidas a deficiências de isolamento.
Exemplo : Ocorre com frequência em tubulações de petróleo e de água potável, em cabos telefônicos enterrados, em tanques de postos de gasolina etc.
Corrosão de metais e proteção de metais
A corrosão metálica é a corrosão não desejada de um metal. O principal responsável pela corrosão é a água com oxigênio dissolvido ou o ar úmido.
Corrosão do ferro
O ferro na presença de água isenta de ar ou na presença de ar seco, praticamente não enferruja (ausência de corrosão). Contudo o comum é o ferro é o ferro ficar exposto a um ambiente com água contendo oxigênio dissolvido, é ai que está o problema.
A água na superfície do ferro pode originar o meio eletrolítico para a corrosão gerando uma pequena célula galvânica (pilha)
Os átomos de Fe° são oxidados a Fe2+ e os átomos do oxigênio, contidos sob a forma de O2 no ar atmosférico, são reduzidos a O2– sob a forma de OH–. 
Reação anódica (oxidação)		Reação catódica (redução)
Fe(s)    Fe2+  +  2e–				O2  +  2H2O  +  4e–    4 OH–
A soma das duas semirreações permite obter a reação global:
2 Fe(s)    2 Fe2+  +  4e–
O2(g)  +  2 H2O  +  4e–    4 OH1–(aq)
——————————————————————
2 Fe(s)  +  O2(g)  +  2 H2O      2 Fe(OH)2
O produto da corrosão do ferro é o Fe(OH)2, que posteriormente é oxidado a Fe(OH)3.
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O 4Fe(OH)3 (ferrugem)
Geralmente, o produto da corrosão do ferro é representado por:
Fe2O3 · 3H2O .
Observações:
1) A presença de íons dissolvidos na água facilita o fluxo de elétrons, favorecendo a formação da ferrugem. Isto explica por que em regiões litorâneas a ferrugem se forma mais rapidamente.
2) A ferrugem ao ser formada na superfície do ferro ou do aço, solta-se em flocos, deixando o ferro novamente exposto sujeito a oxidação.
 Alguns metais, tais como alumínio, zinco e chumbo, sofrem somente corrosão superficial. Essa camada que se agrega a superfície do metal impede que o processo de corrosão avance para o interior do material. No caso do ferro, a baixa aderência dos produtos da corrosão e sua solubilidade em água fazem com que a corrosão deste metal seja bastante pronunciada.
Proteção contra corrosão
A proteção de um metal contra a corrosão pode ser feita através de revestimentos de proteção, como tintas, graxas óleos, esmaltes ou alguns metais mais resistentes a corrosão. Podem ser usados também, metais que, apesar de serem mais reativos que o ferro,quando se oxidam, formam um óxido que adere ao ferro, revestindo-o e protegendo-o.
Revestimento de ferro com zinco (galvanização)
No processo de galvanização, o ferro é recoberto por uma fina película de zinco. 
O zinco protege o ferro do contato com água e oxigênio e atua como redutor na pilha formada por ele e o ferro, no caso da cobertura ser riscada. O Fe exposto ao ar, se transforma em Fe2+, que é imediatamente reduzido pelo zinco contido no recobrimento.
	Fe Fe+2 + 2e- (oxidação do ferro)
Zn Zn +2 + 2e-
Fe+2 + 2e- Fe
	O zinco do revestimento oxida, fazendo com que o íon Fe+2 se reduza a Fe
Em contato com a água e ao ar, o Zn+2 origina o Zn(OH)2, o qual se deposita sobre o ferro anteriormente exposto, impedindo, assim, que a corrosão do ferro prossiga.
Podemos explicar essas reações pela análise dos potencias de redução do ferro e do zinco representados pelas semirreações a seguir:
Fe2+   +   2e–      Fe°     E°red = –0,44 V
Zn2+   +   2e–       Zn°     E°red = –0,76 V
Podemos perceber que o zinco se oxida mais facilmente que o ferro.
Revestimento de ferro com estanho
Uma outra forma de proteção contra a corrosão é a que é utilizada nas latas de conservas que encontramos nos supermercados. Um revestimento de estanho tem por objetivo proteger o ferro da lata. A camada de estanho impede o contato do ferro com as substâncias que podem gerar a corrosão do mesmo. 
Deve-se evitar a compra de latas amassadas, pois a proteção de estanho pode ter sido danificada e, neste caso, o ferro forma uma pilha com o estanho do recobrimento. Como o estanho apresenta potencial de redução mais alto que o do ferro, ele atuará como semi-reação de redução e o ferro como oxidação.
Sn2+   +   2e-     Sn°     E°red = –0,14 V
Fe2+   +   2e-       Fe°     E°red = –0,44 V
Numa pilha com o estanho, o ferro sofreria oxidação de acordo com a reação:
Feo   Fe2+   +   2e–     E°oxid = +0,44 V
O material contido na lata seria contaminado com íons Fe2+.
Proteção com eletrodo ou com metal de sacrifício
Uma outra forma de  proteger o ferro da corrosão é mantê-lo em contato com um metal que seja mais propenso à corrosão que ele (metal com potencial de redução menor que o do ferro). Normalmente se utiliza o metal magnésio para esta finalidade, devido ao seu baixo potencial de redução. Este metal é conhecido como metal de sacrifício. Enquanto existir este metal em contato com o ferro, este será protegido do processo de corrosão. A proteção cessa quando o metal de sacrifício se dissolve totalmente. Este tipo de proteção é muito utilizado em cascos de embarcações.
Mg2+  +   2e–     Mg°     E°red = –2,37 V
Fe2+   +   2e–       Fe°     E°red = –0,44 V
Qual é a diferença entre proteção anódica ou proteção catódica contra a corrosão?
Proteção catódica:
É uma forma de proteger o metal da corrosão, forçando-o a ser o cátodo, não o ânodo, de uma pilha eletroquímica. Usualmente se acopla o metal a outro, que possui um maior potencial de oxidação, isto é, oxida-se mais facilmente. O melhor exemplo é a galvanização, onde o ferro é revestido por zinco. Esta película de zinco se oxida antes do ferro — ela é chamada de ânodo de sacrifício. Poderia ser acoplada através de um fio condutor, como é o caso das barras de magnésio ligadas aos emissários submarinos.
Proteção anódica:
É uma forma de inibir a reação anódica (oxidação do ferro). O procedimento mais comum é revestir a superfície do metal por uma camada de tinta ou de óxido protetor. O método atual consiste em oxidar a superfíciedo ferro com um sal de cromo (IV) para formar o ferro (III) e cromo (III). Estes óxidos são impermeáveis a água e ao oxigênio, e a oxidação do ferro (reação anódica) torna-se impossível.
OS DE 
1) (Cps) A durabilidade dos materiais empregados em construções está relacionada à região em que se encontram.
Para que ocorra a corrosão do ferro (com formação de ferrugem) são necessárias as presenças de oxigênio e de umidade. Além disso, o sal e poluentes atmosféricos aceleram o processo.
Uma forma de proteção contra a corrosão, por exemplo, é a pintura com tinta esmaltada.
Em relação ao processo de corrosão, analise as seguintes situações sobre quatro residências cujos portões são de ferro.
• A residência 1 tem portões pintados e se localiza em região industrial de clima seco.
• A residência 2 tem portões pintados e se localiza em região residencial de clima seco.
• A residência 3 tem portões sem pintura e se localiza em região litorânea de clima úmido.
• A residência 4 tem portões com pintura descascada e se localiza em região industrial de clima úmido.
As duas residências cujos portões estão mais protegidos da corrosão são 
a) 1 e 2. 	b) 1 e 3.	 	c) 1 e 4. 	d) 2 e 3. 	e) 2 e 4. 
2) (Upf) A corrosão metálica é a oxidação não desejada de um metal. Ela diminui a vida útil de produtos de aço, tais como pontes e automóveis, e a substituição do metal corroído acarreta, todos os anos, grande gasto de dinheiro em todo o mundo. A corrosão é um processo eletroquímico, e a série eletroquímica nos dá uma indicação de por que a corrosão ocorre e como pode ser prevenida. Para a proteção de certas peças metálicas podem-se colocar pedaços de outro metal usado como metal de sacrifício. Assim, considerando alguns metais com seus respectivos potenciais-padrão de redução: 
Qual o mais adequado para ser usado como metal de sacrifício se a peça a ser protegida for de alumínio? 
a) Ag(s) 	b) Zn(s) 	c) Pb(s) 	d) Cu(s) 	e) Mg(s) 
3) (Enem 2012) O boato de que os lacres das latas de alumínio teriam um alto valor comercial levou muitas pessoas a juntarem esse material na expectativa de ganhar dinheiro com sua venda. As empresas fabricantes de alumínio esclarecem que isso não passa de uma “lenda urbana”, pois ao retirar o anel da lata, dificulta-se a reciclagem do alumínio. Como a liga do qual é feito o anel contém alto teor de magnésio, se ele não estiver junto com a lata, fica mais fácil ocorrer a oxidação do alumínio no forno. A tabela apresenta as semirreações e os valores de potencial padrão de redução de alguns metais:
	Semirreação
	Potencial Padrão de Redução (V)
	
	–3,05
	
	–2,93
	
	–2,36
	
	–1,66
	
	–0,76
	
	+0,34
	
Disponível em: www.sucatas.com. Acesso em: 28 fev. 2012 (adaptado).
Com base no texto e na tabela, que metais poderiam entrar na composição do anel das latas com a mesma função do magnésio, ou seja, proteger o alumínio da oxidação nos fornos e não deixar diminuir o rendimento da sua reciclagem ? 
a) Somente o lítio, pois ele possui o menor potencial de redução. 
b) Somente o cobre, pois ele possui o maior potencial de redução. 
c) Somente o potássio, pois ele possui potencial de redução mais próximo do magnésio. 
d) Somente o cobre e o zinco, pois eles sofrem oxidação mais facilmente que o alumínio. 
e) Somente o lítio e o potássio, pois seus potenciais de redução são menores do que o do alumínio. 
Eletrólise
Como já foi visto, há dois tipos de célula eletroquímicas : as celas galvânicas (pilhas) e as celas eletrolíticas.
Passaremos, agora, ao estudo das celas eletrolíticas nas quais ocorre uma reação de oxirredução não espontânea que consome corrente elétrica de uma bateria ligada ao sistema.
 As eletrólises são realizadas em cubas eletrolíticas, nas quais a corrente elétrica é produzida por um gerador.
A bateria garante o fluxo de elétrons do polo positivo para o negativo. O ânodo é o polo positivo, os íons negativos da solução ou sal fundido (no caso da eletrólise ígnea) são atraídos para ele e nele se descarregam. Os elétrons fornecidos ao eletrodo positivo são enviados pela bateria para o cátodo (ou eletrodo negativo). No eletrodo negativo os íons positivos da solução são reduzidos através do recebimento de elétrons. O fluxo de íons através da solução permite o fechamento do circuito.
Nesse sistema os eletrodos são geralmente inertes, formados por platina ou grafita (carvão).
	Na eletrólise: 
Ânodo: é onde ocorre a oxidação.(polo positivo) 
Cátodo: é onde ocorre a redução. (polo negativo)
 
 Célula eletrolítica
As substâncias que serão submetidas à eletrólise podem estar liquefeitas (fundidas) ou em solução aquosa. A seguir vamos estudar as duas possibilidades.
Eletrólise Ígnea
O termo ígnea vem do latim igneu: ardente. Na eletrólise ígnea, a substância que vai ser eletrizada está liquefeita (fundida) e não existe água no sistema.
A eletrólise ígnea exige eletrodos inertes que possuam elevado ponto de fusão. Geralmente são usados a platina ou grafita.
A eletrólise do NaCl é um processo economicamente importante. O NaCl se funde à temperatura de 808 ºC.
NaCl(sólido)   NaCl(líquido)
Através de dissociação...
NaCl      Na1+   +   Cl1–
Os íons Cl1– se dirigem para o ânodo (polo positivo), perdem seus elétrons e são transformados em gás cloro, Cl2 .
2 Cl1–      Cl2  +   2 e–   (oxidação)
Os íons Na1+ se dirigem para o cátodo (polo negativo), recebem um elétron e são transformados em sódio metálico (Na0). A equação foi multiplicada por 2 para igualar o número de elétrons na redução e na oxidação.
2 Na1+   +   2 e–      2 Na0    (redução)
A equação global da eletrólise é dada pela soma das reações de dissociação do sal e das reações que ocorrem nos eletrodos.
2 NaCl     2 Na1+   +  2 Cl1–
2 Cl1–      Cl2   +   2 e–   (oxidação)
2 Na1+   +   2 e–      2 Na0    (redução) 
Reação global			2 NaCl    Cl2  +  2 Na0
A eletrólise ígnea permite a obtenção do alumínio a partir da bauxita (Al2O3). Em condições normais a bauxita funde a 2050 ºC. Com a utilização da criolita (Na3AlF6) como fundente, esta temperatura cai para 1000 ºC. 
Al2O3      2 Al3+   +   3 O2–
O gás oxigênio formado na oxidação reage com o carbono do eletrodo de grafita produzindo CO2.
No pólo negativo...
4 Al3+   +   12 e–      4 Al0
No pólo positivo...
6 O2–      3 O2   +   12e–
Equação global...
2 Al2O3      4 Al3+   +   6 O2-
4 Al3+   +   12 e–      4 Al0
6 O2–     3 O2   +   12e–
2 Al2O3     4 Al0   +   3 O2
Eletrólise em solução aquosa
Uma substância qualquer pode gerar íons em solução aquosa. Neste caso, os íons que podem vir a sofrer eletrólise podem se originar dessa substância ou da própria auto-ionização da água. Apesar da auto-ionização da água ocorrer em baixa extensão, ela oferece esta possibilidade de um ou outro íon vir a se descarregar.
Experimentalmente, verificou-se que somente um dos cátions e um dos ânions sofre descarga nos eletrodos e que essa descarga segue a seguinte ordem de prioridade:
	Metais alcalinos
Metais alcalinos terrosos
Alumínio
	< H+ <
	Demais metais (Mn+2, Zn+2, Fe+2, Ni+2, Cu+2...
	
	
	
	Ânions oxigenados
Fluoreto (F–)
	< OH– <
	Ânions não oxigenados (Cl–, Br–, I–)
Hidrogeno-sulfato) HSO4–
Exemplos de eletrólise aquosa
1) A eletrólise do NaCl em solução aquosa
	Dissociação do NaClPrioridade de descarga
H+ > Na+
Cl– > OH–
2 NaCl     2 Na+   +   2 Cl–
Auto-ionização da água
2 H2O     2 H+   +   2 OH–
	
	
ânodo
 2 Cl–     Cl2   +   2 e–
cátodo
2 H+    +   2 e–      H2
Reação global
2 NaCl(aq)  +  2 H2O(l)     2 Na+ (aq) +  Cl2   +  H2  +  2OH–(aq)
Importante:
A eletrólise do NaCl(aq) é um processo que permite obter soda cáustica (NaOH), gás hidrogênio (H2) e gás cloro (Cl2).Note que a presença de OH– na solução final da eletrólise caracteriza soluções básicas.
2) A eletrólise do CuSO4 em solução aquosa 
	Dissociação do CuSO4Prioridade de descarga
Cu+2 > H+
OH– > SO4–2
CuSO4   Cu+2   +   SO4–2
Auto-ionização da água
2 H2O      2 H+   +   2OH–
	
	
ânodo
2OHl–     H2O   +   ½ O2(g) + 2e–
cátodo
Cu+2    +   2 e–   Cu
Reação global
CuSO4(aq) + H2O(l) 2H+(aq) + SO4–2(aq) + Cu(s) + ½ O2(g)
Importante:
Note que, pela eletrólise do CuSO4, obtivemos cobre metálico (Cu) e gás oxigênio (O2), e que a solução final apresenta caráter ácido devido aos íons H+.
3) A eletrólise do NiBr2 em solução aquosa 
	Dissociação do NiBr2Prioridade de descarga
Ni+ > H+
Br – > OH–
NiBr2   Ni+2   +   2Br –
Auto-ionização da água
H2O     H+   +   OH–
	
	
ânodo
2 Br –     Br2   +   2 e–
cátodo
Ni+2    +   2 e–     Nio
Reação global
NiBr2 (aq) + H2O(l) H+(aq) + OH–(aq) + Ni(s) + Br2 (l)
Importante:
Note que só o soluto brometo de níquel (NiBr2) foi consumido durante a eletrólise, o que irá acarretar uma diminuição da concentração da solução à medida que ocorre a reação.
4) A eletrólise do KOH em solução aquosa
	Dissociação do KOHPrioridade de descarga
H+ > K+
Br – > OH–
KOH    K+   +   OH–
Auto-ionização da água
2H2O     2H+   +   2OH–
	
	
ânodo
2OHl–     H2O   +   ½ O2(g) + 2e–
cátodo
2 H+    +   2 e–      H2
Reação global
KOH(aq) + H2O(l) K+(aq) + OH–(aq) + H2(g) + ½O2(g)
Importante:
Note que o KOH não participa da eletrólise, que está ocorrendo com a água, produzindo H2 e O2. Logo ao final da reação, a solução de KOH estará mais concentrada.
Aplicações da eletrólise
Galvanoplastia
Consiste em revestir a superfície de uma peça metálica com uma fina camada de outro metal por meio da eletrólise aquosa de seu sal. A peça atuará como cátodo, e o sal deve conter o íon do metal que se deseja depositar. Os exemplos mais conhecidos são o revestimento por crômio, a cromação, ou por níquel, a niquelação.
Semirreação do cátodo (niquelação) Ni2+(aq) + 2 e-Nio(s)
Semirreação do cátodo (cromação) Cr3+(aq) + 3 e-Cro(s)
						
Anodização
Uma forma de proteger certos metais contra a corrosão é a formação de uma camada protetora superficial de um óxido do próprio metal. Tal proteção pode ser feita por meio de um processo eletrolítico, que é denominado anodização. Um exemplo de anodização bastante conhecido envolve o alumínio.
A peça de alumínio a ser anodizada é colocada no ânodo de uma cuba eletrolítica contendo uma solução aquosa de H2SO4 
A água é ionizada               2H2O        2H+ + 2OH- 
Reação no ânodo             4OH-  2H2O + O2 + 4e-
O gás oxigênio produzido no ânodo ataca o metal constituinte do ânodo (peça de alumínio), formando óxido de alumínio ( Al2O3)
3O2 + 4Al     2Al2O3 (óxido de alumínio)
A camada de Al2O3 além de proteger o metal da corrosão é bastante porosa, o que permite a retenção de corantes em seus poros.
Obtenção de substâncias de interesse
Por meio da eletrólise são obtidas várias substâncias industrialmente de grande importância nos dias atuais. Entre elas podemos destacar as substâncias simples, como hidrogênio(H2), cloro(Cl2) e flúor (F2), metais alcalinos, metais alcalinos terrosos e alumínio.
Estequiometria das reações eletroquímicas
Podemos prever a massa de uma substância formada em uma eletrólise em função do tempo e da corrente elétrica empregada no processo? Podemos prever o desgaste de um eletrodo de pilha à medida que ela é usada para gerar corrente? Em ambos os casos a resposta é sim e é isso que vamos aprender a seguir.
Lei de Faraday
Por meio de experimentos o cientista inglês Michael Faraday chegou a seguinte conclusão em relação a massa da substância que participa de um processo de eletrólise e a carga elétrica que atravessa o sistema.
A massa, m, de uma substância, formada ou transformada por eletrólise, é diretamente proporcional à quantidade de carga elétrica, Q, que atravessa o sistema de um eletrodo a outro.
Essa lei pode ser compreendida como uma decorrência da proporcionalidade estequiométrica que existe entre a quantidade, em mols, de elétrons que chega ou sai de um eletrodo e a quantidade, em mols, da substância nele formada.
Vejamos alguns exemplos de semirreações de redução em eletrólise:
Ag+ + 1e- Ago
1 mol Ag+ é reduzido por 1 mol de elétrons e produz 1 mol Ag, os seja, 108 g de Ag
Cu2+ + 2e- Cuo
1 mol Cu2+ é reduzido por 1 mol de elétrons e produz 1 mol Cu, os seja, 63,5 g de Ag
Cada elétron transporta uma carga de 1,6 · 10–19 C. Com isso 1 mol de elétrons transportam, aproximadamente, uma carga de 96500 C denominada de 1 Faraday (F).
Constante de Faraday 
Quantidade de carga transportada por 1 mol de elétrons = 96500 C = 1 Faraday (1 F)
A carga que atravessa o circuito é calculada da seguinte maneira: 
Q  =  i · t
            
Q =  carga em coulombs
 i  =  corrente em ampères
 t  =  tempo em segundos
1º Exemplo
Um a bandeja recebeu um banho de prata (prateação) por meio de um processo eletrolítico. Sabendo-se que nessa deposição o Ag+ se reduz a Ago e que a quantidade de carga envolvida no processo é de 9650 C, qual é a massa de prata depositada? (Ag = 108 g/mol)
Ag+ + 1e- Ago
1 mol e- 1 mol Ag
96500 C 108 g Ag
9650 C x
X= 18 gramas de Ag
2º Exemplo
Numa pilha, o eletrólito está contido numa lata de zinco que funciona como um dos eletrodos. Que massa de zinco é oxidada a Zn2+ durante a descarga desse tipo de pilha, por um período de 30 minutos, envolvendo uma corrente de 0,536 A? (Zn = 65 g;mol)
i = 0,563 A					Q= i.t
t = 30 min = 1800 seg			Q = 0,536 A . 1800 s = 965 C
Zno Zn2+ + 2e-
1 mol Zn 2 mol e-
65 g Zn 2 x 96500 C
x 965 C
X= 0,325 gramas de Zn
Eletrolise utilizando eletrodos não-inertes
Se realizarmos uma eletrólise utilizando eletrodos de um metal não-inerte, ele irá participar da reação química, funcionando como eletrodo positivo, o ânodo.
A reação que irá ocorrer no eletrodo pode ser representada por:
Vamos considerar a eletrólise de uma solução aquosa de CuSO4, com eletrodos de cobre (Cu):
No ânodo, teremos a oxidação do cobre:
Já no cátodo, os íons Cu2+ presentes na solução se reduzem:
Após o término da eletrólise, teremos:
Esse processo, chamado purificação eletrolítica, pode ser utilizado para a purificação do cobre.
Para entender a purificação do cobre, vamos estudar uma célula eletrolítica contendo esse metal com diferentes impurezas.
Cobre impuro (Cu + Fe + Zn)
Devemos ligar a amostra de cobre impuro ao polo positivo do gerador para que ela constitua o ânodo e uma lâmina de cobre puro irá constituir o cátodo, devendo os eletrodos estar mergulhados numa solução aquosa de CuSO4.
A reação que ocorre no polo negativo (cátodo) é a redução do Cu2+.
No ânodo ocorreu a oxidação tanto do cobre como do ferro e do zinco e por isso existem, na solução, Cu2+, Zn2+ e Fe2+; porém, inicialmente ocorre a redução do Cu2+. Isso se deve ao fato de que o Cu2+ apresenta maior tendência em receber elétrons, ou seja, possui maior potencial de redução do que os outros dois metais:
	
Cu2+ + 2 e–			Cu		E0 = +0,34 V
Fe2+ + 2 e–			Fé		E0 = –0,41 V
Zn2+ + 2e–			Zn		E0 = –0,76V
Enquanto existir cobre na solução irá ocorrer sua deposição no ânodo. Quando o cobre da solução terminar, a eletrólise deverá ser interrompida, senão poderá ocorrer a deposição dos outros metais.
• Cobre impuro (Cu + Ag + Au)
Repetindo o mesmo procedimento feito com a amostra anterior, após um certo tempo, teremos ao final a situação abaixo.
No ânodo ocorre só a oxidação do cobre, que passa a Cu2+, enquanto nem a prata nem o ouro sofrem oxidação, por apresentarem elevado potencial de redução. A medida que ocorre a eletrólise, os íons Cu2+ se reduzirão no cátodo (polo negativo):
Cu2+ + 2 e–  Cu0Os metais Ag e Au são depositados abaixo do ânodo, formando a “lama anódica”.
1) (Fgv) O Brasil não é só o país do futebol, mas também um campeão de reciclagem de alumínio. A reciclagem de latas de alumínio, além de gerar rendas para milhares de pessoas, contribui para a preservação do meio ambiente e
para a redução nos gastos de energia elétrica. O alumínio é produzido a partir da bauxita por um processo de
eletrólise ígnea. As reações envolvidas nesse processo podem ser representadas por três equações:
I. 2Al2O3 → 4Al3+ + 6O2–
II. 4Al3+ + 12e– → 4Al
III. 6O2– → 12e– + 3O2
Quanto ao processo da eletrólise na produção do alumínio metálico, é correto afirmar que
a) é um processo espontâneo.
b) a semi-reação de formação de alumínio metálico é de oxidação.
c) a semi-reação de formação de oxigênio gasoso é de redução.
d) no compartimento catódico ocorre a formação de alumínio metálico.
e) a reação representada na equação I fornece energia necessária para a produção de alumínio metálico.
2) (Fuvest Uma solução aquosa de iodeto de potássio (KI) foi eletrolisada, usando-se a aparelhagem esquematizada na figura a seguir. 
Após algum tempo de eletrólise, adicionaram-se algumas gotas de solução de fenolftaleína na região do eletrodo A e algumas gotas de solução de amido na região do eletrodo B. Verificou-se o aparecimento da cor rosa na região de A e da cor azul (formação de iodo) na região de B.
Nessa eletrólise:
I. no pólo negativo, ocorre redução da água com formação de OH- e de H2.
II. no pólo positivo, o iodeto ganha elétrons e forma iodo.
III. a grafite atua como condutora de elétrons.
Dessas afirmações, apenas a:
a) I é correta.
b) II é correta.
c) III é correta.
d) I e a III são corretas.
e) II e a III são corretas.
3) (Ufrn 2013) A purificação do cobre é essencial para sua aplicação em fios condutores de corrente elétrica. Como esse metal contém impurezas de ferro, zinco, ouro e platina, é preciso realizar um processo de purificação na indústria para obtê-lo com mais de 99% de pureza. Para isso, é necessário colocá-lo no anodo de uma cuba com solução aquosa de sulfato de cobre e aplicar corrente elétrica de forma a depositá-lo no catodo, fazendo-o atingir essa pureza. Apesar de ser um método lento e de consumir grande quantidade de energia, os custos de produção são compensados pelos subprodutos do processo, que são metais como ouro, platina e prata. O método de purificação do cobre é conhecido como 
a) pilha galvânica, sendo que, no anodo, ocorre a oxidação do cobre metálico, e o metal que se deposita no catodo é resultado da redução dos íons Cu2+ da solução aquosa. 
b) eletrólise, sendo que, no anodo, ocorre a oxidação do cobre metálico, e o metal que se deposita no catodo é resultado da redução dos íons Cu2+ da solução aquosa. 
c) eletrólise, sendo que, no anodo, ocorre a redução do cobre metálico, e o metal que se deposita no catodo é resultado da oxidação dos íons Cu2+ da solução aquosa. 
d) pilha galvânica, sendo que, no anodo, ocorre a redução do cobre metálico, e o metal que se deposita no catodo é resultado da oxidação dos íons Cu2+ da solução aquosa. 
 
4) (Unesp) O silício metalúrgico, purificado até atingir 99,99% de pureza, é conhecido como silício eletrônico. Quando cortado em fatias finas, recobertas com cobre por um processo eletrolítico e montadas de maneira interconectada, o silício eletrônico transforma-se em microchips.
A figura reproduz uma das últimas etapas da preparação de um microchip.
As fatias de silício são colocadas numa solução de sulfato de cobre. Nesse processo, íons de cobre deslocam-se para a superfície da fatia (cátodo), aumentando a sua condutividade elétrica.
(http://umumble.com. Adaptado.) 
 A semirreação na superfície da fatia de silício, cátodo, é representada por: 
a) 
b) 
c) 
d) 
e) 
5) (Enem 2010) A eletrólise é muito empregada na indústria com o objetivo de reaproveitar parte dos metais sucateados. O cobre, por exemplo, é um dos metais com maior rendimento no processo de eletrólise, com uma recuperação de aproximadamente 99,9%. Por ser um metal de alto valor comercial e de múltiplas aplicações, sua recuperação torna-se viável economicamente.
Suponha que, em um processo de recuperação de cobre puro, tenha-se eletrolisado uma solução de sulfato de cobre (II) (CuSO4) durante 3 h, empregando-se uma corrente elétrica de intensidade igual a 10A. A massa de cobre puro recuperada é de aproximadamente
Dados: Constante de Faraday F = 96 500 C/mol; Massa molar em g/mol: Cu = 63,5. 
a) 0,02g. 
b) 0,04g. 
c) 2,40g. 
d) 35,5g. 
e) 71,0g. 
1. (Upe 2013) Realizou-se um experimento para recuperar metais a partir de placas de circuito impresso de sucatas de microcomputadores e aparelhos de TV, utilizando-se do método denominado eletro-obtenção. A mistura metálica foi previamente separada dos demais componentes e dissolvida em H2SO4 concentrado e, depois, diluída em água. Montou-se uma célula para os ensaios de eletro-obtenção, usando-se uma placa de cobre como cátodo e uma placa de platina como ânodo. O gráfico a seguir se refere à variação da concentração dos metais na solução, ao longo do período de passagem da corrente pela solução.
As informações contidas no gráfico acima indicam que, nessa eletro-obtenção, 
a) o chumbo foi depositado na placa de platina. 
b) a deposição do estanho no ânodo foi mais acentuada. 
c) a pilha apresentou um melhor rendimento para a deposição do estanho. 
d) os íons cobre que estavam em solução se depositaram no cátodo. 
e) o método se mostrou pouco eficiente para a reciclagem do cobre a partir da sucata. 
 
2. (Espcex (Aman) 2013) Duas cubas eletrolíticas distintas, uma contendo eletrodos de níquel (Ni) e solução aquosa de e outra contendo eletrodos de prata (Ag) e solução aquosa de estão ligadas em série, conforme mostra a figura a seguir.
Esse conjunto de cubas em série é ligado a uma bateria durante um certo intervalo de tempo, sendo observado um incremento de de massa de prata em um dos eletrodos de prata. Desse modo, o incremento da massa de níquel em um dos eletrodos de níquel é de
Dados: Constante de Faraday = 96500 Coulombs/mol de elétrons; Massa molar do níquel = 59 g/mol; Massa molar da prata = 108 g/mol. 
a) 59,32 g 
b) 36,25 g 
c) 14,75 g 
d) 13,89 g 
e) 12,45 g 
 
3. (Uel 2012) Baterias de íon-lítio empregam o lítio na forma iônica, que está presente no eletrólito pela dissolução de sais de lítio em solventes não aquosos. Durante o processo de descarga da bateria, os íons lítio deslocam-se do interior da estrutura que compõe o anodo (grafite) até a estrutura que compõe o catodo , enquanto os elétrons se movem através do circuito externo
Neste processo, o cobalto sofre uma alteração representada pela equação a seguir.
Com base no enunciado, assinale a alternativa correta. 
a) Durante a descarga, o número de oxidação do cobalto aumenta. 
b) O cobalto recebe elétrons, para haver a recarga da bateria. 
c) No catodo, o cobalto é reduzido durante a descarga. 
d) O íon de lítio se desloca para o catodo, durante a descarga, devido à atração magnética. 
e) O solvente utilizado entre os polos deve ser um líquido orgânico apolar. 
 
4. (Uepa 2012) Este ano foi noticiado pelo jornal Ventos do Norte que um aluno do ensino médio danificou um Opala Couper, ano 1975, do professor de História de uma escola pública de Belém. Entre as peças mais danificadas estava o para-choque cromado. Ao levar para cromagem, o técnico da empresa explicou para o professor que para recuperar o para-choque, seria necessário um banho de crômio por 6h, e que neste processo ele utilizaria uma corrente de 10A.
Para saber mais: O banho de crômio é uma solução aquosa de óxido de crômio VI O em água forma o ácido crômico que é consumido durantea deposição do crômio metálico. A equação abaixo representa a redução do crômio:
(Extraído e adaptado de: LUTFI, Mansur. Os ferrados e os cromados. Ijui-RS: Ed. UNIJUÍ, 2005.)
Dados: Constante de Faraday Massa molar do crômio
Com base no texto, julgue as afirmativas abaixo.
I. O banho de crômio é um exemplo de eletrólise empregado em indústrias de galvanoplastia.
II. A massa de crômio usada na recuperação do para-choque foi de 
III. Na equação de redução o crômio VI perde 6 elétrons.
IV. A redução do crômio ocorre no anodo.
De acordo com as afirmativas acima, a alternativa correta é: 
a) I, II e IV 	b) I, III e IV c) I e II 
d) I e III 
e) I e IV 
 
5. (Espcex (Aman) 2012) Dada a seguinte equação iônica de oxidorredução:
Considerando o balanceamento de equações químicas por oxidorredução, a soma total dos coeficientes mínimos e inteiros obtidos das espécies envolvidas e o(s) elemento(s) que sofrem oxidação, são, respectivamente, 
a) 215 e cloro. 
b) 187, crômio e iodo. 
c) 73, cloro e iodo. 
d) 92, cloro e oxigênio. 
e) 53 e crômio. 
 
6. (G1 - ifpe 2012) Três substâncias são de fundamental importância nas estações de tratamento de água (ETA): hipoclorito de sódio hipoclorito de cálcio e cloro gasoso que são utilizadas como agente bactericida e são adicionadas à água durante o processo de tratamento. Essas substâncias liberam o íon hipoclorito que é responsável pela eliminação das bactérias. O hipoclorito pode ser determinado em laboratório pela adição de iodeto em meio ácido, como mostra a reação abaixo:
Assinale a alternativa correta quanto a essa reação. 
a) O íon sofre oxidação. 
b) Depois de equilibrada a soma dos menores números inteiros dos coeficientes do e da é 3. 
c) O é o agente redutor. 
d) O sofre oxidação. 
e) O é o agente oxidante. 
 
7. (Udesc 2012) Uma importante aplicação das células galvânicas é seu uso nas fontes portáteis de energia a que chamamos de baterias. Considerando a reação espontânea de uma bateria alcalina descrita abaixo, é correto afirmar: 
a) Zinco metálico é o agente redutor, pois sofreu redução no ânodo, perdendo dois elétrons. 
b) O óxido de manganês sofre oxidação no cátodo, ao ganhar dois elétrons. 
c) O óxido de manganês sofre redução no ânodo, ao ganhar dois elétrons. 
d) Zinco metálico é o agente redutor, pois sofreu oxidação no cátodo, perdendo dois elétrons. 
e) Zinco metálico é o agente redutor, pois sofreu oxidação no ânodo, perdendo dois elétrons. 
 
8. (Ucs 2012) A descoberta da bateria de lítio viabilizou o uso de marca-passos cardíacos, possibilitando o prolongamento da vida humana. Entre as vantagens que as baterias de lítio oferecem, estão o seu pequeno tamanho, a baixa massa e o elevado conteúdo energético. Considerando as semirreações de redução representadas abaixo, assinale a alternativa correta.
a) O zinco metálico é oxidado espontaneamente, em presença do íon lítio. 
b) O lítio metálico é um agente redutor mais forte do que o zinco metálico. 
c) O lítio metálico é um agente oxidante mais forte do que o zinco metálico. 
d) O íon lítio e o zinco metálico, em solução eletrolítica, formam uma célula galvânica. 
e) O íon lítio sofre redução, em presença do zinco metálico. 
 
9. (Pucrj 2012) A partir dos valores de potencial padrão de redução apresentados abaixo, o potencial padrão do sistema formado por um anodo de Zn/Zn2+ e um catodo de seria:
 
a) −1,32 V 	b) −1,16 V 	c) −0,36 V 	d) +0,56 V 	e) +0,96 V 
 
10. (Udesc 2012) As baterias classificadas como células secundárias são aquelas em que a reação química é reversível, possibilitando a recarga da bateria. Até pouco tempo atrás, a célula secundária mais comum foi a bateria de chumbo/ácido, que ainda é empregada em carros e outros veículos. As semirreações padrões que ocorrem nesta bateria são descritas abaixo: 
I.
II.
Considerando a reação de célula espontânea, assinale a alternativa que apresenta a direção da semirreação I e seu eletrodo; a direção da semirreação II e seu eletrodo; e o potencial-padrão da bateria, respectivamente. 
a) direção direta no ânodo; direção inversa no cátodo; +1,33 V 
b) direção inversa no ânodo; direção direta no cátodo; +2,05V 
c) direção inversa no cátodo; direção direta no ânodo; + 2,05 V 
d) direção direta no ânodo; direção inversa no cátodo; +2,05 V 
e) direção inversa no ânodo; direção direta no cátodo; +1,33V 
11. (Pucrj 2012) Considerando 1 F = 96.500 C (quantidade de eletricidade relativa a 1 mol de elétrons), na eletrólise ígnea do cloreto de alumínio, a quantidade de eletricidade, em Coulomb, necessária para produzir 21,6 g de alumínio metálico é igual a: 
a) 61.760 C. 	b) 154.400 C. c) 231.600 C. d) 308.800 C. e) 386.000 C. 
 
12. (Pucsp 2012) Dados: Tabela de potenciais padrão de redução (E0 red)
	Zn2+ (aq) + 2e–Zn(s)
	– 0,76
	Fe2+ (aq) + 2e–Fe(s)
	– 0,44
	Cd2+ (aq) + 2e–Cd(s)
	– 0,40
	Co2+ (aq) + 2e–Co(s)
	– 0,28
	Sn2+ (aq) + 2e–Sn(s)
	– 0,14
	Pb2+ (aq) + 2e–Pb(s)
	– 0,13
	2H+ (aq) + 2e–H2(g)
	0,00
	Cu2+ (aq) + 2e–Cu(s)
	+ 0,34
	Ag+ (aq) + e–Ag(s)
	+ 0,80
Foram realizadas as seguintes observações experimentais a respeito da reatividade dos metais:
• O metal crômio (Cr) reage com solução aquosa contendo ferro (II), formando cátions crômio (III) em solução e ferro metálico.
• Ferro metálico (Fe) reage com solução contendo cátions níquel (II), formando níquel metálico (Ni) e cátions ferro (II).
• O metal cobre (Cu) não reage com solução contendo íons níquel (II).
Analisando a tabela de potenciais padrão de redução e os dados experimentais fornecidos, conclui-se que os melhores valores para os potenciais padrão de redução dos pares Cr3+/Cr e Ni2+/Ni são 
a) E0 red (Cr3+/Cr) = + 0,60 V; E0 red (Ni2+/Ni) = + 0,20 V. 
b) E0 red (Cr3+/Cr) = – 0,30 V; E0 red (Ni2+/Ni) = – 0,25 V. 
c) E0 red (Cr3+/Cr) = – 0,74 V; E0 red (Ni2+/Ni) = – 0,50 V. 
d) E0 red (Cr3+/Cr) = – 0,30 V; E0 red (Ni2+/Ni) = + 050 V. 
e) E0 red (Cr3+/Cr) = – 0,74 V; E0 red (Ni2+/Ni) = – 0,25 V. 
 
13. (Udesc 2012) Uma pilha de permanganato é baseada nas semirreações e nos seus respectivos potenciais padrões de redução mostrados abaixo:
Assinale a alternativa correta. 
a) O zinco metálico é o cátodo. 
b) O íon permanganato, é o agente redutor. 
c) O estado de oxidação do manganês no íon permanganato é +4. 
d) A tensão produzida por esta pilha em condições padrão é 
e) A tensão produzida por esta pilha em condições padrão é 
 
14. (Uespi 2012) Considere a tabela abaixo com os potenciais-padrão de redução e analise as afirmações a seguir. 
	Semirreação
	Eo(V)
	Cu2+ (aq) + 2e–Cu(s)
	+ 0,34
	Pb2+ (aq) + 2e–Pb(s)
	– 0,13
	Ni2+(aq) + 2e- Ni(s)
	- 0,23
1. Quando uma placa de níquel metálico é mergulhada numa solução aquosa contendo íons Pb+2, ocorre deposição do chumbo metálico sobre a placa de níquel.
2. Quando um fio de cobre é mergulhado numa solução aquosa contendo íons Pb+2, ocorre deposição do chumbo metálico sobre o fio de cobre.
3. Numa pilha montada com os pares Ni+2 /Ni e Cu+2 /Cu, o eletrodo de cobre metálico funcionará como cátodo.
Está(ão) correta(s): 
a) 1, 2 e 3 
b) 1 e 2 apenas 
c) 2 e 3 apenas 
d) 1 e 3 apenas 
e) 1 apenas 
 
15. (Fuvest 2012) Na década de 1780, o médico italiano Luigi Galvani realizou algumas observações, utilizando rãs recentemente dissecadas. Em um dos experimentos, Galvani tocou dois pontos da musculatura de uma rã com dois arcos de metais diferentes, que estavam em contato entre si, observando uma contração dos músculos, conforme mostra a figura:
Interpretando essa observação com os conhecimentos atuais, pode-se dizer que as pernas da rã continham soluções diluídas de sais. Pode-se, também, fazer uma analogia entre o fenômeno observado e o funcionamento deuma pilha. Considerando essas informações, foram feitas as seguintes afirmações:
I. Devido à diferença de potencial entre os dois metais, que estão em contato entre si e em contato com a solução salina da perna da rã, surge uma corrente elétrica.
II. Nos metais, a corrente elétrica consiste em um fluxo de elétrons.
III. Nos músculos da rã, há um fluxo de íons associado ao movimento de contração.
Está correto o que se afirma em 
a) I, apenas. b) III, apenas. c) I e II, apenas. d) II e III, apenas. e) I, II e III. 
 
16. (Uern 2012) Submetendo o cloreto de cálcio a uma eletrólise ígnea com uma corrente elétrica de intensidade igual a 20 ampères que atravessa uma cuba eletrolítica durante 1/4 da hora, o volume do gás cloro obtido é igual a 
a) 1,1 L. 	b) 2,1 L. 	c) 22,4 L. 	d) 44,8 L. 
 
17. (Pucsp 2012) Dado: Constante de Faraday (F) = 96500C
A célula combustível é um exemplo interessante de dispositivo para a obtenção de energia elétrica para veículos automotores, com uma eficiência superior aos motores de combustão interna.
Uma célula combustível que vem sendo desenvolvida utiliza o metanol como combustível. A reação ocorre na presença de água em meio ácido, contando com eletrodos de platina.
Para esse dispositivo, no eletrodo A ocorre a seguinte reação:
Enquanto que no eletrodo B ocorre o processo:
Para esse dispositivo, os polos dos eletrodos A e B, a ddp da pilha no estado padrão e a carga elétrica que percorre o circuito no consumo de 32 g de metanol são, respectivamente, 
a) negativo, positivo, = 1,21 V, Q = 579000 C. 
b) negativo, positivo, = 1,21 V, Q = 386000 C. 
c) negativo, positivo, = 1,25 V, Q = 96500 C. 
d) positivo, negativo, = 1,25 V, Q = 579000 C. 
e) positivo, negativo, = 1,87 V, Q = 96500 C. 
 
18. (G1 - ifpe 2012) O processo de eletrodeposição em peças metálicas como: talheres, instrumentos cirúrgicos, automóveis, não é utilizado apenas para embelezamento das mesmas, mas também para sua proteção contra a corrosão. Deseja-se niquelar 10 peças de aço idênticas utilizando-se uma solução de sulfato de níquel II. Para niquelar cada uma, gasta-se 1,18g de níquel utilizando uma corrente elétrica de 38,6 A. Devido às dimensões reduzidas do equipamento, só é possível niquelar uma peça por vez. Desprezando o tempo necessário para colocação das peças no equipamento, assinale a alternativa que indica corretamente o tempo gasto para fazer a niquelação das 10 peças.
Dados: 1F = 96.500C e Ni = 59g/mol. 
a) 16 min e 40 segundos 	b) 20 min e 50 segundos 
c) 42 min e 20 segundos 		d) 35 min. e 10 segundos 
e) 14 min. e 29 segundos 
 
19. (Espcex (Aman) 2012) Em uma eletrólise ígnea do cloreto de sódio, uma corrente elétrica, de intensidade igual a 5 ampères, atravessa uma cuba eletrolítica, com o auxilio de dois eletrodos inertes, durante 1930 segundos.
O volume do gás cloro, em litros, medido nas CNTP, e a massa de sódio, em gramas, obtidos nessa eletrólise, são, respectivamente:
Volume Molar nas CNTP = 
1 Faraday(F) = 96500 Coulombs(C) 
a) 2,4155 L e 3,5 g 
b) 1,1355 L e 2,3 g 
c) 2,3455 L e 4,5 g 
d) 3,5614 L e 3,5 g 
e) 4,5558 L e 4,8 g 
 
TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO: 
Atualmente há um número cada vez maior de equipamentos elétricos portáteis e isto tem levado a grandes esforços no desenvolvimento de baterias com maior capacidade de carga, menor volume, menor peso, maior quantidade de ciclos e menor tempo de recarga, entre outras qualidades. 
20. (Unicamp 2012) Desenvolveu-se, recentemente, uma bateria com uma grande capacidade de carga e número de ciclos, além de rapidez de recarga. Simplificadamente, no funcionamento dessa bateria ocorre uma deposição de lítio metálico num eletrodo de estanho e carbono (Sn/C), enquanto num eletrodo de carbono e sulfeto de lítio () liberam-se o íon lítio e o enxofre elementar. Considerando essas informações, pode-se afirmar que no funcionamento da bateria ocorre 
a) uma reação de redução no eletrodo de Sn/C e uma reação de oxidação no eletrodo , e essas reações não se invertem no seu processo de recarga. 
b) uma reação de oxidação no eletrodo de Sn/C e uma reação de redução no eletrodo , e essas reações se invertem no seu processo de recarga. 
c) uma reação de oxidação no eletrodo de Sn/C e uma reação de redução no eletrodo , e essas reações não se invertem no seu processo de recarga. 
d) uma reação de redução no eletrodo de Sn/C e uma reação de oxidação no eletrodo , e essas reações se invertem no seu processo de recarga. 
 
21. (Fuvest 2011) As naves espaciais utilizam pilhas de combustível, alimentadas por oxigênio e hidrogênio, as quais, além de fornecerem a energia necessária para a operação das naves, produzem água, utilizada pelos tripulantes. Essas pilhas usam, como eletrólito, o KOH(aq), de modo que todas as reações ocorrem em meio alcalino. A troca de elétrons se dá na superfície de um material poroso. Um esquema dessas pilhas, com o material poroso representado na cor cinza, é apresentado a seguir.
Escrevendo as equações das semirreações que ocorrem nessas pilhas de combustível, verifica-se que, nesse esquema, as setas com as letras a e b indicam, respectivamente, o sentido de movimento dos 
a) íons OH- e dos elétrons. 	b) elétrons e dos íons OH-. c) íons K+ e dos elétrons. 
d) elétrons e dos íons K+. 	e) elétrons e dos íons H+. 
 
22. (Unesp 2011) A obtenção de energia é uma das grandes preocupações da sociedade contemporânea e, nesse aspecto, encontrar maneiras efetivas de gerar eletricidade por meio de reações químicas é uma contribuição significativa ao desenvolvimento científico e tecnológico.
A figura mostra uma célula eletroquímica inventada por John Daniell em 1836. Trata-se de um sistema formado por um circuito externo capaz de conduzir a corrente elétrica e de interligar dois eletrodos que estejam separados e mergulhados num eletrólito. Uma reação química que ocorre nesse sistema interligado leva à produção de corrente elétrica.
Dados: Zn2+ (aq) + 2e– → Zn (s) E0 = – 0,76 V
Cu2+ (aq) + 2e– → Cu (s) E0 = + 0,34 V
Com base nessas informações, afirma-se que:
I. Nessa célula eletroquímica, a energia produzida pela reação de oxirredução espontânea é transformada em eletricidade.
II. Os elétrons caminham espontaneamente, pelo fio metálico, do eletrodo de zinco para o de cobre.
III. A reação de redução do Cu2+ consome elétrons e, para compensar essa diminuição de carga, os íons K+ migram para o cátodo através da ponte salina.
IV. A força eletromotriz gerada por essa célula eletroquímica a 25 oC equivale a –1,1 V.
É correto o que se afirma em 
a) I, II e III, apenas. 		b) I, II e IV, apenas. 	 c) I, III e IV, apenas. 
d) II, III e IV, apenas. 		e) I, II, III e IV. 
 
23. (Fatec 2010) Para responder à questão, considere os seguintes dados sobre potenciais padrão de redução.
	Semirreação
	
/ volt
	
Mg2+ (aq) + 2 e- Mg (s)
	- 2,37
	
Zn2+ (aq) + 2 e- Zn (s)
	- 0,76
	
Fe2+ (aq) + 2 e- Fe (s)
	- 0,44
	
Cu2+ (aq) + 2 e- Cu(s)
	0,34
	
Ag+ (aq) + e- Ag (s)
	0,80
Uma tubulação de ferro pode ser protegida contra a corrosão se a ela for conectada uma peça metálica constituída por 
a) magnésio ou prata. 	b) magnésio ou zinco. c) zinco ou cobre. 
d) zinco ou prata. 	e) cobre ou prata. 
 
24. (Fatec 2010) Boa parte do lixo eletrônico é constituída pelas pilhas comuns. São elas as principais fontes dos elementos zinco e manganês presentes nesse tipo de lixo. A figura mostra os principais componentes de uma pilha comum nova e sem uso.
O quadro seguinte mostra o que acontece com os constituintes de uma pilha comum, logo após sua utilização e depois de alguns meses exposta ao ambiente.
	Componente da pilha
	Período logo após sua utilização
	Depois de alguns meses exposta ao ambiente
	Invólucro de aço
	Permanece intacto.
	Torna-se enferrujado.
	Papelão que separa