AULA-06-QUÍMICA-TECNOLÓGICA

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QUÍMICA TECNOLÓGICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Olá!! 
 
A eletroquímica é um ramo da físico-química que estuda os elétrons e seus 
movimentos. O elétron é uma das partículas subatômicas e possui carga negativa. 
Em materiais metálicos, por exemplo, os elétrons estão “livres” da atração 
eletrostática positiva do núcleo, deste modo, os elétrons nos metais (aqui vale 
lembrar que os metais, principalmente do grupo d, possuem grande quantidade de 
elétrons) comportam-se de maneira desordenada. Porém, se ocorrer uma 
diferença de potencial no meio, acontecerá uma orientação dos elétrons e observa-
se um fluxo, o que chamamos de corrente elétrica. 
 
Bons estudos! 
AULA 6 – 
ELETROQUÍMICA 
 
 
6 ELETROQUÍMICA 
6.1 Reações oxirredução 
As reações de oxirredução formam a terceira das classes principais das 
reações químicas. Elas são extraordinariamente versáteis. Muitas reações comuns, 
como a combustão, a corrosão, a fotossíntese, o metabolismo dos alimentos e a 
extração de metais de minério parecem completamente diferentes, mas ao examinar 
essas reações ao nível molecular, sob a óptica de um químico, pode-se ver que elas 
são exemplos de um único tipo de processo. 
Em reações de precipitação, cátions e ânions associam-se para formar um 
composto iônico insolúvel. Em reações de neutralização, prótons são transferidos de 
um reagente para outro. Agora, vamos considerar um terceiro tipo de reação, no qual 
os elétrons são transferidos de um reagente para outro; chamamos essas reações de 
reações de oxirredução, ou reações redox (ATKINS; JONES, 2006). 
 Oxidação e redução 
A corrosão é uma das reações mais conhecidas e está presente no dia a dia, a 
ferrugem de portões, a escurecimento da prata, são exemplos de reações de processo 
oxidativos. A corrosão consiste na transformação do metal em um composto metálico 
através de uma substâncias em abundância no ambiente no qual encontra-se o objeto. 
A corroção do metal se dá pela saída do elétron, formando assim, um cátion que 
combina-se com um ânion presente no ambiente. A ferrugem contém cátions de 𝐹𝑒3+ 
combinados com ânions devirados do oxigênio e hidróxidos; as manchas escuras na 
prata contém cátions 𝐴𝑔+ combinados com ânions sulfeto. 
Quando um átomo, um íon ou uma molécula se torna mais carregado 
positivamente, ou seja, perde elétrons, dizemos que tal átomo, íon, ou molécula foi 
oxidado. A perda de elétrons por uma substância é chamada de oxidação. Muitos 
âtomos metálicos reagem com o oxigênio do ar por esta via, perdendo elétrons para 
a molecula de 𝑂2 presente, formando os respectivos óxidos. Exemplo clássico é a 
ferrugem, onde os átomos de ferro (𝐹𝑒) são oxidados pelo oxigênio formando o óxido 
de ferro(III), 𝐹𝑒𝑂3. 
Os alcalinos e alcalinos terroso reagem rapidamente quando expostos ao ar: 
 
 
2 𝐶𝑎(𝑠) + 𝑂2(𝑔) → 2𝐶𝑎𝑂(𝑠) 
Percebemos que o átomos de cálcio (𝐶𝑎) é oxidado a íons cálcio (𝐶𝑎2+) e o gás 
oxigênio neutro (𝑂2) transforma-se em íons óxido (𝑂2−). Quando o átomo, íon, ou 
molécula se torna carregada negativamente (ganha elétrons), falamos que ele foi 
reduzido. O ganho de elétrons por uma substância é chamado de redução. Logo, 
quando uma espécie é oxidada (perde elétrons), outra obrigatoriamente deve ser 
reduzida (ganhar os elétrons perdidos). Portanto, os elétrons saem do cálcio metálico 
e vão para no gás oxigênio, formando o óxido de cálcio (BROWN, et al., 2016). 
 Número de oxidação NOX 
O número de oxidação, ou estado de oxidação, é uma forma de saber o 
quantidade de elétrons ganhados pelas substâncias reduzidas e dos elétrons perdidos 
pelas substâncias oxidadas. Atribuimos os número de oxidação para cda átomo ou 
íon. Para íons monoatômicos, o número de oxidação é igual à sua carga. Para 
moléculas neutras e íons poliatômicos, o número de oxidação de um determiando 
átomo é representado por uma carga hipotética. Essa carga é atribuída ao dividir 
artificialmente os elétrons entre os átomos da molécula ou do íon, usando as seguintes 
regras para atribuição do número de oxidação (BROWN, et al., 2016): 
1. Átomo em sua forma elementar, o número de oxidação é sempre zero. Logo, 
o número de oxidação do 𝐻2 é zero, o fósforo na molécula 𝑃4 tem NOX igual 
a zero. 
2. Íons monoatômicos, o número de oxidação é igual à carga do íon. Portanto, o 
íon potássio (𝐾+) tem NOX igual à +1. Por outro lado, o íon sulfeto, 𝑆2−, tem 
número de oxidação igual à -2. Os elemtos alcalinos (grupo 1) terá sempre o 
NOX igual à +1, já os alcalinos terrosos (grupo 2) terão o número de oxidação 
igual à +2, o aluminio, por sua vez, terá NOX igual à +3. 
3. Os não metais: 
a. O número de oxidação do oxigênio é geralmente igual à -2, em compostos 
iônicos e moleculares. A excessão ocorre nos peróxidos 𝑂2
2− que 
apresentam número de oxidação igual à -1. 
 
 
b. O número de oxidação do hidrogênio é geralmente igual à +1, quando 
este está ligado a qualquer elemento não metálico. Entretanto, quando o 
hidrogênio está ligado a um metal, por exemplo nos hidretos, 𝑁𝑎𝐻, 𝐾𝐻, 
ele apresenta NOX igual à -1. 
c. O NOX do flúor é -1 em todos os casos. Os outros halogênios tem número 
de oxidação -1, na maioria dos compostos binários. Todavia, quando um 
halogênio está combinado com um átomo de oxigênio, oxiânions, ele 
passa a ter um número de oxidação positivo a depender da quantidade de 
oxigênios. 
4. A soma dos números de oxidação de todos os átomos de um composto neutro 
é igual a zero. A soma dos números de oxidação em um íon poliatômico é 
igual à carga do íon (BROWN, et al., 2016). 
 
Exemplo: 𝐻2𝑆𝑂4 , vamos determinar o número de oxidação do enxofre no ácido 
sulfúrico. 
1. Coloque os números de oxidação dos elementos conhecidos, hidrogênio 
(regra 3b) e oxigênio (regra 3a). 
 
2. Em seguida, multiplique pela quantidade de elementos presentes. 
 
3. Por fim, deve-se usar a quarta regra, a soma dos números de oxidação deve 
ser zero, pois trata-se de uma molécula neutra; logo: 
 
 
 
2 + 𝑥 − 8 = 0 
𝑥 − 6 = 0 
𝑥 = 6 
Portanto o valor do NOX do enxofre na molécula de ácido sulfúrico é +6. 
 
Exemplo: 𝐾2𝐶𝑟2𝑂7, vamos determinar o número de oxidação do cromo na molécula 
do dicromato de potássio. 
1. Primeiramente adiciona-se os números de oxidações fixos, segundo a regra 2 
(potássio é um metal alcalino) e a regra 3a (NOX do oxigênio é -2) 
 
2. Em seguida, multiplicamos o NOX pelas respectivas quantidades dos 
elementos, K e O. 
 
3. Seguindo a regra 4, a soma dos números de oxidações é igual à zero para 
moléculas. 
 
+2 + 𝑥 − 14 = 0 
𝑥 − 12 = 0 
𝑥 = +12 
4. No dicromato de potássio temos dois átomos de cromo, logo, deve-se dividir 
por dois o resultado final; 12 ÷ 2 = 6 
Temos que o NOX do átomo de cromo no dicromato é +6. 
 
 
 
Exemplo: 𝐶𝑙𝑂3
1−, determinar o número de oxidação do cloro no íon clorato. 
1. Coloca-se o número de oxidações fixos, no caso, apenas o oxigênio com valor 
de -2: 
 
2. Em seguida, multiplica-se pelas quantidades de oxigênios presentes no íon 
clorato. 
 
3. Seguindo a regra 4, a soma dos estados de oxidação deve ser igual à carga do 
íon, no caso do íon clorato, -1. 
 
𝑥 − 6 = −1 
𝑥 = −1 + 6 
𝑥 = +5 
Portanto, o número de oxidação do cloro no íon clorato é +5. 
Podemos aplicar o metodo acima para determinar que especies oxidou ou 
reduziu, conforme exemplo a baixo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exemplo: Identifique as espécies que oxida e a espécie que reduz na reação, 𝐹𝑒(𝑠) +
3 𝑂2(𝑔) → 2𝐹𝑒2𝑂3(𝑠) 
Os elementos Fe e o O2 são elementos com NOX fixo iguais a zero, segundo a regra 1, pois 
estão nas suas formas elementares. Já o óxido de ferro (III) devemos calcular o NOX do átomo 
de Fe uma vez que o NOX do oxigênio é fixo, conforme regra 3a. 
 
𝑥 − 6 = 0 ∴ 𝑥 = 6 
Divide-se por dois o resultado final, porque temos dois átomos deferro compondo o óxido. 
6 ÷ 2 = +3 
Portanto o NOX do Fe é +3 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6.2 Semi-reações 
Para mostrar a remoção de elétrons de uma espécie que está sendo oxidada 
em uma reação redox, escrevemos a equação química de uma semi-reação de 
oxidação. Uma semi-reação é a reação de oxidação ou de redução considerada 
separadamente. Por exemplo, para mostrar a oxidação do ferro, escrevemos: 
𝐹𝑒(𝑠) → 𝐹𝑒3+(𝑎𝑞) + 3𝑒− 
Uma semi-reação de oxidação é uma maneira conceitual de representar uma 
oxidação: os elétrons nunca estão realmente livres. Por exemplo, quando o oxigênio 
é usado para oxidar o ferro, como ocorre quando magnésio queima no ar, os elétrons 
movem-se diretamente dos átomos de magnésio para os átomos de oxigênio 
adjacentes. Na equação de uma semi-reação de oxidação, os elétrons perdidos 
sempre aparecem do lado direito da seta. Seu estado não é dado porque eles estão 
em trânsito e não têm um estado físico definido (ATKINS; JONES, 2006). 
As espécies reduzidas e oxidadas, juntas, formam um par redox. No exemplo, 
o par redox é Fe3+ e Fe, e é representado por Fe3+/Fe. Um par redox tem sempre a 
forma Ox/Red, em que o Ox é a forma oxidada da espécie e Red é a forma reduzida. 
Também podemos escrever semi-reações para a redução (ganho de elétrons). 
Por exemplo, para mostrar o ganho de elétrons na redução de íons prata. 
𝐴𝑔+(𝑎𝑞) + 𝑒− → 𝐴𝑔(𝑠) 
Esta semi-reação também é conceitual: os elétrons nunca estão realmente 
livres. Na equação de uma semi-reação de redução, os elétrons ganhos sempre 
aparecem à esquerda da seta. 
 
 
 
 
6.3 Célula galvânica 
Sempre que ligamos o aparelho celular, ou um computador, estamos 
completando um circuito que permite que uma reação química ocorra em uma bateria, 
um exemplo de célula eletroquímica. Em geral, uma célula eletroquímica é um 
dispositivo em que uma corrente elétrica – o fluxo de elétrons através de um circuito 
– é produzida por uma reação química espontânea ou é usada para forçar a ocorrência 
de uma reação não-espontânea. 
Uma célula galvânica é uma célula eletroquímica em que uma reação química 
espontânea é usada para gerar uma corrente elétrica. Tecnicamente, uma bateria é 
uma coleção de células galvânicas usadas em série para que a voltagem produzida – 
sua capacidade de forçar uma corrente elétrica através de um circuito – seja a soma 
das voltagens de cada célula. 
Como pode uma reação espontânea ser usada para gerar uma corrente 
elétrica? Podemos começar a responder esta questão examinando a reação redox 
entre o metal zinco e íons cobre(II). 
𝑍𝑛(𝑠) + 𝐶𝑢2+(𝑎𝑞) → 𝑍𝑛2+(𝑎𝑞) + 𝐶𝑢(𝑠) 
Se colocássemos um pedaço do metal zinco em uma solução de sulfato de 
cobre(II), 𝐶𝑢𝑆𝑂4 , em água, veríamos uma camada do metal cobre começar a se 
depositar sobre a superfície do zinco. Se pudéssemos acompanhar a reação no nível 
atômico, veríamos que, à medida que a reação ocorre, elétrons se transferem dos 
átomos de Zn para os íons Cu2+ que estão próximos na solução. 
Esses elétrons reduzem os íons Cu2+ a átomos de Cu, que permanecem na 
superfície do zinco ou formam um depósito sólido finamente dividido no béquer. O 
pedaço de zinco, por sua vez, desaparece lentamente à medida que seus átomos 
doam elétrons e formam íons Zn2+ incolores que passa para a solução (ATKINS; 
JONES, 2006). 
Suponha, porém que separamos os reagentes mas arranjamos um caminho 
que permite que os elétrons passem do metal zinco para os íons cobre(II). Os elétrons 
podem, agora, executar trabalho, por exemplo, acionar um motor elétrico, ou passar 
da espécie que oxida para a espécie que se reduz. Isso é o que acontece quando a 
reação ocorre em uma célula galvânica. Uma célula galvânica consiste de dois 
 
 
eletrodos, ou condutores metálicos, que fazem o contato elétrico com o conteúdo da 
célula, e um eletrólito, um meio condutor iônico, dentro da célula. 
Em um condutor iônico, uma corrente elétrica é carregada pelo movimento dos 
íons. O eletrólito é tipicamente uma solução de um composto iônico em água. A 
oxidação ocorre em um eletrodo, onde a espécie que está sendo oxidada cede 
elétrons para o condutor metálico. A redução acontece no outro eletrodo, onde a 
espécie que está sendo reduzida coleta elétrons do condutor metálico. 
Podemos imaginar a reação química total como elétrons sendo empurrados 
para um eletrodo e sendo puxado do outro eletrodo. Esse processo de empurra puxa 
provoca um fluxo de elétrons no circuito externo que une os dois eletrodos e essa 
corrente pode ser usada para realizar trabalho elétrico (ATKINS; JONES, 2006). 
O eletrodo em que a oxidação ocorre é chamado de anodo. O eletrodo em que 
ocorre a redução é chamado de catodo. Os elétrons são liberados pela semi-reação 
de oxidação no anodo, passam pelo circuito externo e reentrando na célula no catodo, 
no qual eles são usados na semi-reação de redução. Uma célula galvânica comercial 
tem o catodo marcado com o sinal + e o anodo com o sinal -. 
A pilha de Daniell é um exemplo antigo de célula galvânica que usa a oxidação 
do cobre pelos íons zinco, como na reação mostrada no início da seção. Ela foi 
inventada pelo químico britânico John Daniell, em 1836, quando o avanço da telegrafia 
criou a necessidade urgente de um forte de corrente elétrica confiável e estável. 
Daniell montou o arranjo mostrado na figura X, no qual os dois reagentes estão 
separados. Para que os elétrons passem dos átomos Zn para os íons Cu2+ e permitam 
que a reação espontânea ocorra, eles têm de passar pelo circuito externo. Os íons 
Cu2+ convertem-se em átomos de Cu no catodo através da semi-reação de redução 
(ATKINS; JONES, 2006). 
 
 
Figura 1 - Esquema da pilha de Daniell 
 
Fonte: MANUAL DA QUÍMICA (2023). 
𝐶𝑢2+(𝑎𝑞) + 2𝑒− → 𝐶𝑢(𝑠) 
Os átomos Zn se convertem em íons Zn2+ no anodo através da semi-reação 
de oxidação 
𝑍𝑛(𝑠) → 𝑍𝑛2+(𝑎𝑞) + 2𝑐− 
As duas soluções estão em contato através de uma parede poroso; os íons 
fornecidos pelo eletrólito movimentam-se entre os dois compartimentos e fecham o 
circuito elétrico. 
Os químicos usam uma notação especial para especificar a estrutura dos 
compartimentos dos eletrodos de células galvânicas. Os dois eletrodos na célula de 
Daniell, por exemplo, são descritos como:𝑍𝑛(𝑠)| 𝑍𝑛2+(𝑎𝑞) e 𝐶𝑢2+(𝑎𝑞)|𝐶𝑢(𝑠). Cada 
linha vertical representa uma interface entre as fases, neste caso, entre o metal sólido 
e os íons em solução. 
Descrevemos simbolicamente a estrutura de uma célula com o auxílio de um 
diagrama de célula, através das convenções da IUPAC, usadas por cientistas de todo 
o mundo. O diagrama da célula de Daniell, por exemplo, é 
𝑍𝑛(𝑠)|𝑍𝑛2+(𝑎𝑞)||𝐶𝑢2+(𝑎𝑞)|𝐶𝑢(𝑠) 
Para impedir a mistuta das soluções, os químicos usam uma ponte salina para 
unir os dois compartimentos de eletrodos e completar o circuito elétrico. Uma ponte 
salina típica é um gel contendo uma solução salina concentrada, colocada em um tubo 
 
 
em U invertido. A ponte permite o fluxo de íons e completa o circuito elétrico, mas os 
íons são escolhidos de forma a não afetar a reação da célula (normalmente é uma 
solução saturada de KCl) em um diagrama de célula, a ponte salina é indicada por 
duas barras verticais || (ATKINS; JONES, 2006). 
Figura 2 - Arranjo experimental da pilha de Daniell 
Fonte: ATKINS e JONES (2006). 
6.4 Eletrólise 
A eletrólise é um processo de oxirredução, não espontâneo, ou seja, não ocorre 
naturalmente, e forma compostos químicos a partir de uma substância utilizando 
eletricidade. O processo eletrolítico necessita de uma fonte externa, como uma bateria 
ou rede elétrica fornecendo corrente elétrica continua. A eletrólise pode ser 
classificada como ígnea, com formação de íons usando calor, ou aquosa, quando a 
água solubiliza os solutos/eletrólitos. Existe muitas aplicações, sendo as mais 
famosas o refino de determinados metais (produção do alumínio metálico), 
revestimentode peças e superfícies, tanto para fins estéticos, quanto para proteção 
contra corrosão. 
 
 
Figura 3 - Processo espontâneo (pilha) e não espontâneo (eletrólise) 
Fonte: Adaptado de Aparecida e Castanheira, 2023. 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
APARECIDA, M.; CASTANHEIRA, M. Conceitos fundamentais de eletroquímica: 
eletrólise. [S.l.]: SAGAH, 2023. 
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o 
Meio Ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 
BROWN, T. et al. Química: a ciência central. Porto Alegre: Pearson, 2016. 
MANUAL DA QUÍMICA. Pilhas. Manual da química, 2023. Disponivel em: 
https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/pilhas.htm. Acesso em: jan. 2023. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Pilha 
Eletrólise 
Energia 
Química
Energia 
Elétrica