AULA_ELETROQUIMICA_V02_2

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Prof. Nilson Bispo 
 
Química II 
Departamento de Química e Ambiental 
 Dúvidas:Sala306 -Lab Tec Ambiental 
nilson.bispo@gmail.com 
 
AULA- ELETROQUÍMICA 
 
 
 
 
BIBLIOGRAFIA 
 
 LIVRO - QUÍMICA TECNOLÓGICA 
(disponível na biblioteca). 
 RUSSEL – Química Geral - VOL.2 
 
 
 
 
 
 ELETROQUÍMICA 
1. Definição 
2. Tipos de células eletroquímicas: galvânicas e eletrolíticas 
3. CÉLULAS GALVÂNICAS (VOLTAICAS) 
4. Células galvânicas -diagramas de célula 
5. Potenciais padrão de redução e Potencial de célula - fem de 
uma célula. 
6. Equação de Nernst 
7. Exercícios – células galvânicas 
8. CÉLULAS ELETROLÍTICAS – Eletrólise 
9. Exercícios eletrólise 
 
O que iremos ver no tópico ELETROQUÍMICA: 
 Atualmente, em cada parte que se olhe, a eletroquímica se 
faz presente, desde as pilhas usadas em lanternas, a bateria 
de celulares, passando por processos de galvanização, 
produção industrial de alumínio, notebooks etc. 
ELETROQUÍMICA 
 Como o matéria é composta de partículas eletricamente 
carregadas, logo não é surpreendente que seja possível 
converter energia química em energia elétrica e vice-
versa. 
 Objetivo da ELETROQUÍMICA: Estudo da relação 
entre energia elétrica e transformação química. 
ELETROQUÍMICA 
 Uma célula eletroquímica é um dispositivo que 
utiliza reações de óxido-redução para produzir a 
interconversão de energia química e elétrica. 
 Tipos de células eletroquímicas: 
 CÉLULAS GALVÂNICAS (VOLTAICAS) 
 CÉLULAS ELETROLÍTICAS 
ELETROQUÍMICA 
 CÉLULAS GALVÂNICAS (pilhas): energia química é 
convertida em energia elétrica. Sistemas que possuem 
capacidade de produzir energia elétrica a partir de uma 
reação química. 
 CÉLULAS ELETROLÍTICAS: energia elétrica é convertida 
em energia química. 
 Reações espontâneas e a célula galvânica 
• Céluas voltaicas ou galvânicas são aparelhos nos 
quais a transferência de elétrons ocorre através de 
um circuito externo. 
• As células voltaicas são espontâneas. 
ELETROQUÍMICA 
Se uma fita de Zn é 
colocada em uma solução de 
CuSO4, o Cu é depositado 
no Zn e o Zn dissolve-se 
formando Zn2+. 
 Reações espontâneas e a célula galvânica 
ELETROQUÍMICA 
Zn(s) + Cu+2(aq) → Zn+2(aq) + Cu(s) 
• A medida que ocorre a oxidação, o Zn é convertido 
em Zn2+ e 2e-. Os elétrons fluem no sentido do anodo 
onde eles são usados na reação de redução. 
• Espera-se que o eletrodo de Zn perca massa e que o 
eletrodo de Cu ganhe massa. 
 Reações espontâneas e a célula 
galvânica 
ELETROQUÍMICA 
Cada íon metálico em solução apresenta uma diferente 
capacidade de atrair e–, e esta será denominada 
potencial de redução (Ered). 
 Reações espontâneas e a célula galvânica 
ELETROQUÍMICA 
• “Regras” para células voltaicas: 
1. No anodo os elétrons são produtos (oxidação). 
2. No catodo os elétrons são reagentes (redução). 
3. Os elétrons não conseguem fluir através da solução, eles 
têm que ser transportados por um fio externo. 
• Os ânions e os cátions movimentam-se através de uma 
barreira porosa ou ponte salina. 
• Os cátions movimentam-se dentro do compartimento 
catódico para neutralizar o excesso de íons carregados 
negativamente (Catodo: Cu2+ + 2e-  Cu, logo, o contra-íon 
do Cu está em excesso). 
• Os ânions movimentam-se dentro do compartimento 
anódico para neutralizar o excesso de íons de Zn2+ formados 
pela oxidação. 
 Reações espontâneas e a célula galvânica (voltaica) 
ELETROQUÍMICA 
 Reações espontâneas e a célula galvânica (voltaica) 
ELETROQUÍMICA 
Diagramas de célula: representação simplificada 
das células galvânicas. 
Presença de uma ponte 
salina 
 Reações espontâneas e a célula galvânica (voltaica) 
ELETROQUÍMICA 
• O fluxo de elétrons do anodo para o catodo é espontâneo. 
• Os elétrons fluem do anodo para o catodo porque o catodo tem 
uma energia potencial elétrica mais baixa do que o anodo. 
• A diferença potencial: é a diferença no potencial elétrico. É 
medida em volts. 
• Um volt é a diferença potencial necessária para conceder um 
joule de energia para uma carga de um coulomb: 
• A força eletromomitriz (fem) é a força necessária para empurrar 
os elétrons através do circuito externo. 
• Potencial de célula: Ecel é a fem de uma célula. 
• Para soluções 1 mol/L a 25 C (condições padrão), a fem padrão 
(potencial padrão da célula) é denominada Ecel. 
C 1
J 1
 V 1 
ELETROQUÍMICA 
 Reações espontâneas e a célula galvânica (voltaica) 
• Os dados eletroquímicos são convenientemente colocados em 
uma tabela. 
• Os potenciais padrão de redução, Ered são medidos 
em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio (EPH). 
ELETROQUÍMICA 
 Reações espontâneas e a célula galvânica (voltaica) 
• Os potenciais padrão de redução, Ered são medidos em relação 
ao eletrodo padrão de hidrogênio (EPH). 
• Ele consiste de um eletrodo de Pt em um tubo colocado em 
uma solução 1 mol/L de H+. O H2 é borbulhado através do 
tubo. 
• Para o EPH, determinamos 
2H+(aq, 1 mol/L) + 2e-  H2(g, 1 atm) 
• O Ered é zero. 
• A fem de uma célula pode ser calculada a partir de potenciais 
padrão de redução: 
ELETROQUÍMICA 
 Reações espontâneas e a célula galvânica (voltaica) 
• Os potenciais padrão de redução, Ered são medidos em relação 
ao eletrodo padrão de hidrogênio (EPH). 
ELETROQUÍMICA 
• Os potenciais padrão de redução, Ered 
ELETROQUÍMICA 
• Os potenciais padrão de redução, Ered 
 -Quanto mais positivo o Ered 
mais forte é o agente 
oxidante à esquerda. 
 -Quanto mais negativo o 
Ered, mais forte é o agente 
redutor à direita. 
 -Uma espécie na parte esquerda 
superior da tabela de potenciais 
padrão de redução oxidará 
espontaneamente uma espécie 
que está na parte direita inferior 
da tabela. 
 -Isto é, o F2 oxidará o H2 ou o Li; o 
Ni2+ oxidará o Al(s). 
 
• Os potenciais padrão de redução, 
Ered são medidos em relação ao 
eletrodo padrão de hidrogênio 
(EPH). 
ELETROQUÍMICA 
• Considere Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e-. Podemos medir o E°cel em 
relação ao EPH (catodo): 
Ecel = Ered(catodo) - Ered(anodo) 
0,76 V = 0 V - Ered(anodo). 
• Logo, o Ered(anodo) = -0,76 V. 
* E°red do eletrodo de hidrogênio (E°red = zero) é maior que o 
do eletrodo de zinco 
• O sinal negativo indica que o eletrodo de hidrogênio ao qual 
foi atribuído um E°red = zero possui capacidade de atrair e
–
 do eletrodo de zinco. 
• O íon H+(aq) é capaz de oxidar o zinco metálico, 
provocando a sua corrosão, pelo fato de possuir um E°red 
maior que o E°red eletrodo de zinco. 
• Os potenciais padrão de redução devem ser escritos como as 
reações de redução: Zn2+(aq) + 2e-  Zn(s), Ered = -0,76 V. 
ELETROQUÍMICA 
 Reações espontâneas e a célula galvânica (voltaica) 
 
• Uma vez que o Ered = -0,76 V, concluímos que a 
redução do Zn2+ na presença do EPH não é 
espontânea. 
• A oxidação do Zn com o EPH é espontânea. 
• A variação do coeficiente estequiométrico não afeta o 
Ered. 
• Portanto, 
2Zn2+(aq) + 4e-  2Zn(s), Ered = -0,76 V. 
• As reações com Ered > 0 são reduções 
espontâneas em relação ao EPH. 
ELETROQUÍMICA 
 Reações espontâneas e a célula galvânica (voltaica) 
• As reações com Ered < 0 são oxidações 
espontâneas em relação ao EPH. 
 
• Quanto maior a diferença entre os valores 
de Ered, maior é o Ecel. 
 
• Em uma célula (espontânea) voltaica (galvânica) o 
Ered(catodo) é mais positivo do que Ered(anodo). 
ELETROQUÍMICA 
 Reações espontâneas e a célula galvânica (voltaica) 
• Cada eletrodo e o meio onde está imerso forma uma 
SEMIPLIHA; 
• O circuito elétrico que conecta os dois eletrodos fora da 
célula é denominado de circuito externo; 
• cátodo: eletrodo onde ocorre a REDUÇÃO; 
• Ânodo: eletrodo onde ocorrer a OXIDAÇÃO; 
• A separação mediante material poroso: manter os íons 
Cu+2 afastados do ânodo de zinco, evitando a 
transferência direta de e do zinco para o cobre. O 
material poroso permite migração de íons entre os dois 
comportimentos:necessária para completar o circuito 
elétrico dentro da pilha. 
ELETROQUÍMICA 
 
• A reação espontânea não pode ocorrer se não há 
circulação dos elétrons entre o ânodo e o cátodo através 
do circuito externo; 
• o voltímetro lê a ddp ou tensão (volts) entre os dois 
eletrodos. 
 ddp (diferença de potencial): nos dá uma medida da 
tendência dos elétrons fluírem do ânodo para o cátodo 
através do circuito externo. 
• A ponte salina consiste de um tubo em U cheio de 
solução de KCl. Na ponte salina os íons Cl- migram em 
direção do ânodo e os íons K+ em direção ao cátodo, à 
medida que a célula se descarrega. 
ELETROQUÍMICA 
• Função da ponte salina: 
• separa fisicamente os compartimentos eletródicos; 
• provê a continuidade elétrica (um caminho 
contínuo para a migração dos ânions e dos cátions) 
na célula); 
• reduz o potencial de junção líquida (ddp 
produzida quando duas soluções diferentes são 
postas em contato entre si); 
Por que não podemos eliminar o potencial de junção 
líquida removendo a ponte salina? 
Se fizermos isso todos os processos das semi-reações 
de eletrodo param e a leitura do voltímetro cai a 
zero, já que a tendência de fluir dos elétrons 
através do circuito externo é eliminada. 
ELETROQUÍMICA 
• Uma ponte salina ou uma placa porosa é necessária para 
fornecer condições dos íons migrarem entre os compartimentos 
eletródicos e, assim, completar o circutio elétrico interno da 
célula. 
• A função da ponte salina é manter o equilíbrio elétrico de 
cargas positivas e negativas nas soluções dos eletrodos. 
Assim, K+ migra da ponte para o eletrodo de cobre e Cl–
 migra para o eletrodo de zinco. 
• Eletrodos nas células galvânicas: serve como dispositivos de 
remoção de elétrons do agente redutor (aquele que sofre 
oxidação) no ânodo e fonte de e para o agente oxidante (aquele 
que sofre redução) no cátodo. 
• eletrodo (que em grego significa "caminho para a 
eletricidade") é formado por um metal, mergulhado 
numa solução contendo cátions desse metal. 
 
ELETROQUÍMICA 
• Quanto maior for o potencial de 
redução ou de oxidação, maior será a 
tendência a sofrer redução ou 
oxidação, respectivamente; 
• O agente oxidante sofre redução e o 
agente redutor sofre oxidação. 
Portanto, o agente oxidante possui 
alto potencial de redução e o 
agente redutor alto potencial de 
oxidação; 
ELETROQUÍMICA 
• Quanto maior for o potencial de 
redução ou de oxidação, maior será a 
tendência a sofrer redução ou 
oxidação, respectivamente; 
 
• O agente oxidante sofre redução e o 
agente redutor sofre oxidação. 
Portanto, o agente oxidante possui 
alto potencial de redução e o agente 
redutor alto potencial de oxidação; 
ELETROQUÍMICA 
EXERCÍCIOS – CÉLULAS GALVÂNICAS (VOLTAICAS) 
1) A tensão produzida por uma célula galvânica, composta de um ânodo de 
cobre - íon cúprico e de um cátodo de prata - íon prata, é de 0,46 V a 25°C. Se 
o potencial de redução padrão para Cu2+(aq) + 2e → Cu(s) é igual a 0,34 V, qual 
o valor do potencial de redução padrão para Ag+(aq) + e → Ag(s) a esta 
temperatura? Resp.: 0,80 V. 
2) Numa célula galvânica que consiste em um eletrodo padrão de hidrogênio e 
um eletrodo padrão de zinco-íon de zinco, a tensão medida é de 0,76 V a 25°C. 
Se o eletrodo de hidrogênio for o cátodo, encontre o potencial de redução 
padrão a 25°C para: 2e + Zn+2 (aq) → Zn(s) 
 Resp: E°Zn+2|Zn = - 0,76 V 
3) Calcule a tensão produzida a 25°C por uma célula galvânica na qual se dá a 
reação: Ag+(aq) + Cr2+(aq) → Ag(s) + Cr3+(aq) 
Admitindo que as concentrações iônicas sejam iguais a 1 mol L-1. 
 Resp: E°célula=+ 1,21 V 
4) Encontre o potencial padrão (25°C) produzido pela célula 
 Pt(s) | Fe2+, Fe3+(aq) | Cl-(aq) | Cl2(g) | Pt(s) 
 Resp: E°célula=+ 0,59 V 
5) Calcule a tensão (25°C) produzida por uma célula galvânica padrão na qual se 
dá a reação: 2Fe3+(aq) + Sn(s) → 2Fe2+(aq) + Sn2+(aq) Resp: 0,91 V. 
ELETROQUÍMICA 
EXERCÍCIOS – CÉLULAS GALVÂNICAS (VOLTAICAS) 
6) Diga se a seguinte reação ocorre espontaneamente ou não a 25°C, se 
todos os reagentes e produtos se encontram no estado padrão: 
 Sn+2(aq) + 2I-(aq) → Sn(s) + l2(aq) 
 Resp.: E°célula= - 0,68 V Como a soma é negativa, a reação não é espontânea, não pode ocorrer. 
 
7) Diga se a seguinte reação pode ocorrer ou não como escrita, a 25°C, se todos 
os reagentes e produtos estiverem no seu estado padrão: 
8H+(aq)+ Mn04
-(aq) + 5Fe2+(aq) → Mn2+(aq) + 5Fe3+(aq) + 4H20 
Resposta: Sim, a reação ocorre. 
ELETROQUÍMICA 
 Espontaneidade de reações redox 
 
 
• Em uma célula (espontânea) voltaica (galvânica) o Ered 
(catodo) é mais positivo do que o Ered(anodo) uma vez que 
• Um E positivo indica um processo espontâneo (célula 
galvânica). 
• Um E negativo indica um processo não-espontâneo. 
 Limitações da tabela da tabela de potenciais padrão de redução: 
A tabela dos potenciais nos dá a possibilidade de uma reação se 
pRocessar, mas nada nos diz sobre a velocidade da reação. Esta 
tabela foi estabelecida para condições padronizadas (soluções 1M, 
25ºC e 1atm). Logo, se as concentrações, temperaturas e pressão 
forem diferentes, os valores dos potenciais serão diferentes, 
podendo inclusive mudar a posição dos elementos na tabela. Logo: 
USAMOS A EQUAÇÃO DE NERNST. 
ELETROQUÍMICA 
 Espontaneidade de reações redox 
Fem e variação de energia livre 
• Podemos demonstrar que 
 
• O G é a variação da energia livre, n é a quantidade de matéria de 
elétrons transferidos, F é a constante de Faraday e E é a fem da 
célula. 
• Podemos definir 
 
 
• Já que n e F são positivos, se G > 0 logo E < 0. 
nFEG 
J/V·mol 96.500molC 500.961
-1 F
ELETROQUÍMICA 
 Espontaneidade de reações redox 
ELETROQUÍMICA 
 Espontaneidade de reações redox 
• Uma célula voltaica é funcional até E = 0, ponto no qual o 
equilíbrio é alcançado. 
 
 
 
 
 
 
 
QRTGG ln
QRTnFEnFE ln
Q
nF
RT
EE ln • Equação de Nernst 
Q
n
EE log
0592,0

• Equação de Nernst: T= 298 K e usando 
os valores das constantes R e F. 
ELETROQUÍMICA 
 EXERCÍCIOS – PILHAS GALVÂNICAS 
Exemplo 1) Calcular o potencial do eletrodo: 
a) Fe|Fe+2 (0,01 M) a 25°C 
Resolução: 
Fe(s) → Fe+2 (aq) + 2 e 
 E° oxid = + 0,44 V 
 
Equação de Nernst: E = E° - 0,0592/n * log ( [produtos]/[reagentes]) 
E= +0,44V - 0,0592/2 * log (0,01/1) = +0,499V 
Exemplo 2) 
ELETROQUÍMICA 
 EXERCÍCIOS – PILHAS GALVÂNICAS 
Exemplo 2) Solução: 
 
Q
n
EE log
0592,0

]
][
][
log[
2
0592,0
94,0
2
2



Ag
Sn
VE
VVE 97,0]
]7,1[
]15,0[
log[
2
0592,0
94,0
2

Ag(s) ] 
ELETROQUÍMICA 
 EXERCÍCIOS – PILHAS GALVÂNICAS 
E° oxid =+0,76 V 
E° red =+0,34 V 
E° celula=+1,10 V 
Q
n
EE log
0592,0

]
][
][
log[
2
0592,0
10,1
2
2



Cu
Zn
VE
V
x
x
VE 07,1]
]100,1[
]100,1[
log[
2
0592,0
10,1
3
2



ELETROQUÍMICA 
 EXERCÍCIOS – PILHAS GALVÂNICAS 
1. Qual o potencial de eletrodo (ou de meia pilha) de cobre imerso em uma 
solução 0,01M de Cu2+ , a 25°C? 
2.Qual o potencial de uma pilha constituída pelas meias pilhas de Zn/Zn2+ (0,01M) 
e Cu/Cu2+ (0,1M), a 25 °C? 
3. Descreva o que acontece com o potencial da pilha quando a concentração de 
Zn+2 aumenta e a concentração de Cu+2 diminui a medida que vai ocorrendo as 
reações no cátodo e no anodo. Use a equação de Nernst para explicar. As 
concentrações iniciais de Cu+2 e Zn+2 são 1,0 Molar. 
Resposta: Calculando o potencial da pilha (tensão, ddp ou fem) a partir dos valores 
dos potencias padrão de redução: 
 Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) ΔE° = +1,10 V 
 
 
VVE 10,1]
]0,1[
]0,1[
log[
2
0592,0
10,1 
Conforme a pilha é descarregada, temos que [Zn2+] aumenta e que [Cu2+] diminui, fazendo 
[Zn2+]/[Cu2+] aumentar. Assim, temos que a ddp da pilha tende a diminuir. 
 
]
][
][
log[
2
0592,0
10,1
2
2


Cu
Zn
VE
ELETROQUÍMICA 
 EXERCÍCIOS – PILHAS GALVÂNICAS 
4. Pilha de concentração são pilhas nas quais os dois eletrodos são iguais e estão 
mergulhados em soluções de seus íons, porém em concentrações diferentes. 
Calcule o potencial da seguinte pilha de concentração utilizando a equação de 
Nernst (condições fora do padrão): 
 
 Zn(s) | Zn2+ (0,024 M) || Zn2+ (2,4 M) | Zn(s) 
Cátodo: Zn2+ (2,4 M) + 2 e- → Zn E° red = - 0,76 V 
Ânodo: Zn → Zn2+ (0,024 M) + 2 e- E°oxid = +0,76 V 
Reação Global: Zn2+ (2,4 M) → Zn2+ (0,024 M) ΔE° = -0,76V + 0,76V =0 V 
-Como a ddp é positiva, a reação é espontânea. 
-Se tivéssemos a reação inversa, Zn2+(0.024M) → Zn2+(2.4 M), a ddp seria –0,0592V, ou seja, a 
reação não seria espontânea. 
- Se as concentrações se igualarem, teremos que ΔE = 0 e portanto a pilha para de funcionar 
(encontra o equilíbrio). 
 
 
V
M
M
OVE 0592,0]
]4,2[
]024,0[
log[
2
0592,0

ELETROQUÍMICA 
 EXERCÍCIOS – PILHAS GALVÂNICAS 
5. Demonstre que a ddp de uma pilha não é afetada pela multiplicação da reação 
por um número. 
Reposta: Considerando a pilha: Mg | Mg2+ || Ag+ | Ag 
 
Duas reações possíveis para essa pilha: 
Mg + 2 Ag+ → Mg2+ + 2 Ag E°pilha1 
2 Mg + 4 Ag+ → 2 Mg2+ + 4 Ag E°pilha2 
Usando a Equação de Nernst: 
]
][
][
log[
2
0592,0
2
2
11 


Ag
Mg
EE pilha
]
][
][
log[
2
0592,0
4
22
21 


Ag
Mg
EE pilha
Como: 
]
][
][
log[*2*
2
0592,0
]
][
][
log[
2
0592,0
2
2
4
22





Ag
Mg
Ag
Mg
E como E°pilha1 = E°pilha2, logo E1 = E2 
ELETROQUÍMICA 
 EXERCÍCIOS – PILHAS GALVÂNICAS 
7) Qual o sentido espontâneo da reação abaixo? 
Fe + Zn+2------------ Fe+2+ Zn 
Resposta:sentido espontâneo da reação será : Fe + Zn+2 Fe+2+ Zn 
 
ELETROQUÍMICA 
 CÉLULAS ELETROLÍTICAS: energia elétrica de uma fonte externa é 
utilizada para produzir reações químicas. 
Reações não-espontâneas e células eletrolíticas 
Célula galvânica de estanho-cobre ligada a um 
voltímetro 
Célula galvânica de estanho-cobre ligada a 
uma tensão em oposição menor que 
ξcélula. 
ELETROQUÍMICA 
 CÉLULAS ELETROLÍTICAS: energia elétrica de uma fonte externa é 
utilizada para produzir reações químicas. 
Reações não-espontâneas e células eletrolíticas 
Célula galvânica de estanho-cobre ligada a uma 
tensão em oposição um pouco maior que ξcélula. 
Célula galvânica de estanho-cobre ligada a uma 
tensão em oposição exatamente igual a ξcélula. 
ELETROQUÍMICA 
 CÉLULAS ELETROLÍTICAS: energia elétrica de uma fonte externa é 
utilizada para produzir reações químicas. 
Reações não-espontâneas e células eletrolíticas 
Célula eletrolítica 
Numa célula eletrolítica a 
energia elétrica proveniente de 
uma fonte externa é usada para 
inverter o sentido 
termodinamicamente 
espontâneo de uma reação, isto 
é, forçar a realização de uma 
reação não-espontânea. 
ELETROQUÍMICA 
 CÉLULAS ELETROLÍTICAS: energia elétrica de uma fonte externa é 
utilizada para produzir reações químicas. 
ELETRÓLISE: Processo no qual uma reação termodinamicamente não-
espontânea (G>0) é forçada a ocorrer pelo fornecimento de energia de uma 
fonte externa. Uma reação de eletrólise frequentemente (mais nem sempre) 
resulta na decomposição de um composto para formar seus elementos. 
Ex.: a) Considere a pilha: Pt(s) | H2(g) | H
+,Cl-(aq)| Cl2(g) | Pt(s) 
[HCl]= 1 mol/L e P = 1atm: tensão da pilha= 1,36 V, temos as semi-reações e reação 
global: 
 
 
b) Podemos inverter o sentido espontâneo da reação acima, aplicando uma 
tensão superior a 1,36V: 
 
 
 
 
Observa-se que o efeito global resume-se em converter o HCl dissolvido nos gases 
H2(g) e Cl2(g). 
 
ELETROQUÍMICA 
 CÉLULAS ELETROLÍTICAS: energia elétrica de uma fonte externa é 
utilizada para produzir reações químicas. 
ELETRÓLISE: Processo no qual uma reação termodinamicamente não-
espontânea (G>0) é forçada a ocorrer pelo fornecimento de energia de uma 
fonte externa. 
 Usualmente as eletrólises são realizadas aplicando-se uma tensão a um par de 
eletrodos inertes imersos em um líquido. 
Do exemplo da célula anterior: 
a) Aplicando-se uma tensão externa crescente, não se forma uma quantidade 
apreciável de H2(g) e Cl2(g) antes da tensão atingir 1,36 V. 
Motivo: a formação de pequenas quantidades de H2(g) e Cl2(g) dão origem a uma pilha 
cuja reação espontânea é oposta à de decomposição eletrolítica da solução de HCl. 
b) Quando a tensão aplicada excede 1,36 V é que se iniciará a eletrólise. 
Potencial de decomposição da solução: tensão externa necessária para 
começar a eletrólise de uma solução. 
Às vezes a tensão necessária para iniciar a eletrólise excede a tensão da pilha: 
=> Tensão extra = Sobretensão ou sobrepotencial 
ELETROQUÍMICA 
 CÉLULAS ELETROLÍTICAS: energia elétrica de uma fonte externa é 
utilizada para produzir reações químicas. 
ELETRÓLISE: exemplos de aplicação 
 A eletrólise do cloreto de sódio (NaCl) fundido 
 À medida que os íons Cl- são removidos no 
ânodo, outros íons Cl- se movem em direção a 
este eletrodo tomando o lugar dos primeiros, de 
modo semelhante ,a remoção dos íons Na+ no 
cátodo acarreta movimentação de outros Na+ 
para este eletrodo. 
 A migração contínua de cátions em direção ao 
cátodo e de ânions em direção ao ânodo é 
chamado CORRENTE IÔNICA. 
ELETROQUÍMICA 
 CÉLULAS ELETROLÍTICAS: energia elétrica de uma fonte externa é 
utilizada para produzir reações químicas. 
ELETRÓLISE: exemplos de aplicação 
 A eletrólise de solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl) 
 Possíveis reações anódica (oxidação): 
 Possíveis reações catódicas(redução): 
ELETROQUÍMICA 
ELETRÓLISE – LEIS DE FARADAY PARA A ELETRÓLISE 
1) A quantidade de substância produzida pela eletrólise é 
proporcional à quantidade de eletricidade utilizada; 
 
1) Para uma dada quantidade de eletricidade a quantidade 
de substância produzida é proporcional à sua massa 
equivalente. 
 Ex.: Eletrólise do NaCl fundido: 1ª Lei 
 No cátodo: Na+ (aq) + e → Na(l) 
1mol de elétrons será necessário para produzir um mol de átomos de sódio. 
1 mol de elétrons = 1 F (faraday)= 96.500 Coulombs 
 Ex.: Eletrólise do NaCl fundido: 2ª Lei 
 No anodo: 2Cl- → Cl2(g) + 2e 
Dois mols de elétrons são necessários para produzir um mol de moléculas de Cl2 
Consome-se duas vezes mais elétrons para produzir 1 mol de Cl2 do que para se 
produzir 1 mol de Na. 
 
ELETROQUÍMICA 
ELETRÓLISE: exercícios 
1) Uma solução aquosa de CuSO4 é eletrolisada usando-se eletrodos inertes.Quantos 
gramas de cobre metálico e de gás oxigênio são produzidos se uma corrente de 5,0 
A atravessa a célula durante 1,5 h? 
Solução: Como a reação de eletrodo pode ser interpretada em termos de Faradays de 
eletricidade, é preciso , primeiro calcular quantos faradays atravessam a célula: 
Como : 1 A (àmpere) = 1 coulomb/ 1 s => 
5,0 C/1 s * 60 s/1min * 60 min/1h *1,5 h = 2,7 x10+4 C 
Como 9,65 x10+4 C em 1 faraday => 2,7 x10+4 C * 1F/ 9,65 x10+4 C = 0,28 F 
 
No cátodo os íons Cu+2 se reduzem a cobre metálico: 
 Cu+2 (aq) + 2e → Cu(s) 
Ou seja, 1 mol de Cu é produzido a partir de dois faradays de eletricidade (dois de mols 
de elétrons), logo: 0,28 F * 1mol Cu/ 2F * 63,5 g Cu/1 mol Cu = 8,9 g de Cu 
 
No ânodo, o oxigênio é formado: 2H2O → O2(g) + 4H
+ (aq) + 4 e 
Ou seja, para produzir um mol de O2, quatro faradys de eletricidade ( 4 mols de 
e)devem passar através da célula, logo: 
0,28 F * 1mol O2/ 4F * 32,0g O2/1mol O2 = 2,2 g O2 
ELETROQUÍMICA 
ELETRÓLISE: exercícios 
2) Uma solução aquosa de Na2SO4 é eletrolisada usando-se eletrodos inertes. Uma 
corrente de 1,00 A passa através da solução durante 1,00 dia. Quantos gramas de 
cada produto gasoso são formados? 
Resp: 0,902 g de H2 e 7,16 g de O2 
 
 
3) Uma solução de ácido sulfúrico foi eletrolisada durante um período de 
35,0 minutos, empregando-seeletrodos inertes, O hidrogênio produzido no cátodo 
foi recolhido sobre água à pressão total de 752 mmHg e à temperatura de 28°C. Se 
o volume de H2 foi de 145 mL, qual era a corrente média de eletrólise? (A pressão 
de vapor da água a 28°C é de 28 mmHg.) 
Resp: 0,514 A 
 
4) Usando eletrodos inertes e uma corrente de 10,0 A, quanto tempo 
é necessário para depositar 1,00 kg de cobre a partir de uma solução de sulfato de 
cobre(II)? Resposta: 3,52 dias.