Eletroquímica - Pilha e eletrólise

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Profª Daniela Martins Fernandes de Oliveira
Universidade estadual de Maringá
Departamento de Química
Capítulo 17
Equilíbrio em Pilhas 
Eletroquímicas
Definição
A eletroquímica é a parte da química que reúne os princípios da físico-química à
eletricidade. Estuda processos químicos que envolvem transferência de
elétrons.
 À nível atômico: Todas as interações são elétricas, ou seja, toda química é
eletroquímica.
 Estudo das propriedades das soluções de eletrólitos e sais fundidos.
Semelhantemente às reações de transferência de prótons,
existem as reações que envolvem transferência de elétrons. Um
íon em solução, ao migrar através da solução, transporta carga
elétrica de uma região para a outra gerando corrente elétrica.
É possível estudar a migração de íons em solução medindo 
algumas propriedades elétricas de uma solução de 
concentração conhecida.
Antes de desenvolver a TD dos sistemas eletroquímicos é importante rever a 
eletrostática (física das cargas elétricas em repouso) 
Definição
A resistência (R) dada em ohms () da solução está relacionada à corrente 
elétrica (i), dada em Amperes (A), que flui quando uma diferença de 
potencial (ddp) dada em volts (V), é aplicada entre 2 eletrodos.
É o fluxo ordenado de partículas portadoras de carga elétrica.
É a capacidade de um corpo resistir à passagem de corrente.
É o trabalho por unidade de carga para conduzir uma carga de 
prova infinitesimal dQ de um ponto (infinito, =0) a outro.
dQ
dw
 12 
Aplicações em Muitas Áreas...
 Pilhas e Baterias
 Manipulação e refino de
metais;
 Conversão de energia
química em energia elétrica
(células de combustível);
 Eletrodos e sensores de
controle e monitoramento de
espécies químicas;
 Corrosão
Definição
A eletroquímica é uma área da química que estuda as propriedades
físico-químicas dos sistemas iônicos, assim como os processos e
fenômenos que se observam nas interfaces (superfícies de separação de
fases) com a participação das partículas carregadas (elétrons ou íons).
Classificação
 Eletroquímica Iônica
- Estuda o comportamento dos sistemas homogêneos formados por
soluções líquidas de eletrólitos.
- Estuda fenômenos relacionados à condução (migração de íons devido à
atração eletrostática íon-eletrodo; aplicação de um campo elétrico),
difusão (migração devido a um gradiente de concentração), termodinâmica
das soluções e teoria de soluções eletrolíticas.
Fornece informações a respeito do comportamento dos íons em solução.
Classificação
 Eletroquímica Eletródica (envolve aspectos termodinâmicos e
cinéticos)
- Estuda o comportamento dos sistemas heterogêneos que envolvem
soluções iônicas + eletrodos.
- Estuda fenômenos que ocorrem na interface de separação.
Envolve:
(1) Condições de Equilíbrio;
(2) Estrutura de superfícies
(3) Mecanismos e regularidades cinéticas da passagem de partículas
carregadas a partir de interfaces.
Condução Elétrica e Alguns Conceitos
Condução Elétrica  Fenômeno de transporte no qual a carga elétrica (íon ou
elétron) move-se através de um condutor, gerando uma ddp ().
Corrente Elétrica (i)  Velocidade do fluxo de cargas sobre um condutor (fluxo
de cargas elétricas por um meio, por exemplo, um fio).
A
s
Ci 1
1
1

Condução Elétrica e Alguns Conceitos
s
CAxVolt 1
Ampére
Volt

Condução Elétrica e Alguns Conceitos
Densidade de Corrente (J) ou Densidade Elétrica  É a corrente elétrica que
atravessa, em direção perpendicular, a seção de área unitária do material
condutor.
Unidade: A (Ampére) / m2
A
iJ 
(área unitária do material 
condutor)
AJi

.
Unidades:
dx
dJ  onde:  é o potencial de um ponto do condutor
x é a direção do escoamento
 é a condutividade ou condutância específica
m
V
m
x
s
C
2
1
mV
A
sVm
C 1
 )(ohm
A
V

1111   cmoum )(1 SiemensS 1 Sm
Condução Elétrica e Alguns Conceitos
Intensidade do Campo Elétrico (E)  É variação do campo de força criado
por uma carga elétrica na unidade de comprimento.
dx
dE  O sinal negativo indica que uma carga unitária se desloca deuma região de maior potencial elétrico para outra de menor
potencial elétrico
A densidade de corrente em um material (J) é proporcional à condutividade
(k) e ao campo elétrico do meio (E).
EJ . Ao invés da condutividade, uma quantidade recíproca chamada
resistividade () pode ser usada.

EJ 
dx
dA
dt
dQ
dx
d
Adt
dQ
dx
dJ
A
iJ








1
Há fluxo de carga em um
condutor somente quando
existir um gradiente de
potencial no condutor
Fluxo de carga
Relaciona a resistência do 
material condutor com suas 
características geométricas. 
Condução Elétrica e Alguns Conceitos
Verifica-se experimentalmente que a resistência elétrica (R) de um material
condutor é proporcional ao seu comprimento (l) e inversamente proporcional
à sua área transversal (A). A constante de proporcionalidade é a resistividade
().
“Podemos dizer que quanto maior o comprimento de um fio, maior sua resistência
e quanto maior sua área transversal, maior a quantidade de elétrons que passa por
ela por unidade de tempo, isto é, maior a corrente elétrica e, conseqüentemente,
menor sua resistência.”
A resistência elétrica (R) depende de alguns fatores como: temperatura;
material de que é feito o condutor, comprimento (l) e área da seção
transversal (A).
xdx
dE




lx 
  )( 12




L
l
Ai
lA
iJ 
Rl
AL 1 
L  Condutividade elétrica do 
condutor (inverso da resistência)
Unidade: S (Siemens)
Condução Elétrica e Alguns Conceitos

R
Li 1 Ri


LiiL 
 Resistividade do condutor 
(.m)
Unidade:
S
V
x
s
C
 1
1
1
1
Lei de Ohm: é obedecida por metais e 
eletrólitos se o potencial () não for muito alto.
  i (R é independente da corrente).
A
l
A
l
L
R 


1


1

- A resistividade () é o inverso da condutividade () dada em -1.m-1. À unidade -1
foi dado o nome Siemens (S); assim  é dada em Sm-1.
- A resistência (R) do material condutor é proporcional às suas características
geométricas e a cte de poporcionalidade é a resistividade ()
 L  → condutividade Sm-1 e  é constante da cela em m-1L → Condutância em S (medida no condutivímetro); 

Condutividade Molar (m) e Condutividade Equivalente (eq)
A condutividade molar (m) quando a concentração de soluto é C, é dada por:
)(
)(
3
1



mmolC
mS
m
 Unidade: S.m2.mol-1 ou S.cm2.mol-1
m é a condutividade de 1 mol de eletrólito, qualquer 
que seja sua concentração.
)/( 3meqCeq
eq

 Ceq é a concentração em eq/m
3
Unidade: S.cm2.eq-1 ou S.m2.eq-1
eq é a condutividade de um volume de solução que contém 1 equivalente
de uma substância dissolvida quando colocada entre dois eletrodos
paralelos, separados por 1 cm e com área suficiente para conter toda a
solução.
Aumenta a concentração do eletrólito,  m .
(teoria de Debye-Huckel: aumenta C, aumenta campo elétrico, aumenta força iônica, 
aumenta interações e diminui a quantidade de ions livres)
A m permite distinguir eletrólitos fortes de eletrólitos fracos.
Condutividade (m) e Condutividade Equivalente (eq)
A m de um eletrólito forte pode variar com a concentração molar de acordo
com a lei empírica descoberta por Friederich Kohlrausch: “Em baixas
concentrações as condutividades molares dos eletrólitos fortes variam linearmente com a
raiz quadrada da concentração”.
2
1
º Cbmm 
A constante mº é a condutividade molar limite, no 
limite de concentrações tão baixas que os íons não 
interagem entre si. b é uma constante característica do 
eletrólito (depende da estequiometria)
1ª Lei de Kohlrauch:
mº é uma boa base para comparar
a condutividade molar de diferentes
eletrólitos, uma vez que anula os
efeitos de concentração.
m
m  m º
Por que a condutividade molar diminui com 
o aumento da concentração?
Condutividade (m) e Condutividade Equivalente (eq)
Vamos analisar e comparar a mº de alguns eletrólitos.
Exemplo: CH3COOH (HAc)
HACº = mHClº+ mNaAcº - mNaClº
A mº de eletrólitos fortes pode ser obtida por extrapolação no gráfico de m x C1/2
enquanto que a de eletrólitos fracos pode ser obtida como mostrado no exemplo 
anterior. 
Em diluição infinita, a “condutividade molar” dos eletrólitos é uma propriedade aditiva, dada pela soma de
contribuições características dos íons constituintes, chamadas de condutividade iônica molar a diluição
infinita.”
Condutividade (m) e Condutividade Equivalente (eq)
Lei de Kohlrausch (eletrólitos 
fortes):
2
1
º kCmm 
Condutividade (m) e Condutividade Equivalente (eq)
Aplicações das Medidas de Condutância
 Determinação de mº
Eletrólitos fortes: Extrapolação (lei de
Kohlrausch)
Eletrólitos Fracos: Soma conveniente de
mº de eletrólitos fortes (lei da diluição de
Ostwald)
 Determinação da constante de acidez de eletrólitos fracos
Determinação do coeficiente de atividade iônica média
 Determinação da solubilidade de sais pouco solúveis
Condutividade (m) e Condutividade Equivalente (eq)
2ª Lei de Kohlrausch: Migração independente dos íons
Nos detendo à condições de baixas concentrações, onde os íons encontram-
se distantes e não interagem entre si, podemos imaginar que a condutividade
molar deve-se à migração independente dos cátions e ânion em direções
opostas:
ºº 


  mmm 
m+º e m-º referem-se à condutância molar iônica, 
ou, condutividades iônicas dos cátions e ânions.
A condutividade dos íons depende da facilidade com que eles conseguem
passar através da solução. Espera-se que íons grandes em soluções viscosas
tenham condutividades baixas.
A mobilidade () de um íon depende de sua carga, do seu tamanho e da
viscosidade do meio.
“Em diluição infinita, a condutância equivalente dos eletrólitos é uma propriedade 
aditiva, dada pela soma das contribuições fixas e características dos íons 
constituintes, chamadas condutâncias iônicas em diluição infinita.” 
Condutividade (m) e Condutividade Equivalente (eq)
Raio Iônico em Cristais Raio Hidrodinâmico:
Na+ = 0,095 nm 0,24 nm ( 3 mol H2O)
K+ = 0,133 nm 0,17 nm ( 2 mol H2O)
Mobilidade de alguns íons em H2O a 25ºC
(cm2.V-1.s-1).104
H+ = 36,23 OH- = 20,64 
Na+ = 5,19 Cl- = 7,91
K+ = 7,62 Br- = 8,09
Zn2+ = 5,47 SO42- = 8,29
A mobilidade do íon diminui com
o aumento da viscosidade e do
tamanho do íon, diminuindo
assim a condutividade.
O Na+ tem um raio hidrodinâmico maior que o K+ e conseqüentemente, 
menor mobilidade em água. 
Os íons em solução, ao se moverem, carregam moléculas do solvente. Isso 
influencia também em sua mobilidade e conseqüentemente, na 
condutividade. 
O nº de transporte de um íon (ti ou t)é definido como a fração de corrente 
total transportada pelo íon.
Números de Transporte (ou Transferência)
totalcorrente
íonpelodatransportacorrentet 
Como a corrente total é a soma das correntes transportadas por cátions e 
ânions, então: t+ + t- = 1
A corrente transportada pelo íon é proporcional à mobilidade do íon.
 


i
i
t
Condutores
Condutores Eletrônicos (Metais)
A condução ocorre por migração direta dos
elétrons através do condutor sob a influência de
um potencial. Átomos ou íons do condutor
permanecem estáticos.
Condutores Eletrolíticos
A condução ocorre por migração dos íons até os
eletrodos, envolve não somente o transporte de
carga, como também, o transporte de matéria.
Provoca:
-Transferência de carga;
-Transferência de matéria;
-Transformação química
Células Eletroquímicas
Sistema constituído de dois eletrodos (no mínimo) imersos em solução de
eletrólito forte (solução iônica). Um eletrodo age como fonte de elétrons
para os íons do condutor iônico, enquanto o outro atua como consumidor
de elétrons provenientes do condutor iônico.
Definição
Classificação
Pilhas ou Células Galvânicas  São células
eletroquímicas nas quais as reações que ocorrem nos
eletrodos são espontâneas. Produzem eletricidade.
Células Eletrolíticas  São células eletroquímicas nas
quais as reações que ocorrem nos eletrodos não são
espontâneas. Produzem substâncias químicas.
Células Eletroquímicas
Redução:
Oxidação:
F = cte de Faraday (96500 C/mol)
1V = J/C
Eletrólise
Processo usado para “forçar” a ocorrência de reações químicas não
espontâneas, através da passagem de uma corrente elétrica. O processo que
ocorre na eletrólise é o oposto do que ocorre na célula galvânica.
Exemplo: A energia elétrica pode ser usada para decompor NaCl em 
seus componentes.
2 NaCl (l)  2 Na(s) + Cl2(g)
(sal fundido)
Tais processos produzidos por uma fonte externa de
energia são chamados reações de eletrólise e ocorrem
em células eletrolíticas.
Consiste em 2 eletrodos imersos em sal fundido ou
solução, conectados a uma fonte externa de corrente
elétrica que “puxa” os elétrons de um eletrodo a outro.
- Os íons Cl- são oxidados
no ânodo.
- Os íons Na+ são
reduzidos no cátodo.
Cátodo: 2 Na+(l) + 2e  2 Na (s)
Ânodo: 2 Cl- (l)  Cl2(g) + 2e
2 Na+ (l) + 2 Cl- (l)  2 Na (l) + Cl2 (g)
A eletrólise de sais fundidos 
é um importante processo 
para a produção de metais 
ativos como Na, Al, e outros 
metais.
Eletrólise
-Corrente contínua
-Voltagem suficiente
-Liberdade de movimento dos íons
Condições:
Tipos: (1) Ígnea ou Sais Fundidos (exemplo anterior): Requer elevadas
temperaturas.
(2) Solução Aquosa dos Sais (Ex: NaF em H2O)**.
Quando a eletrólise é realizada em solução aquosa
é preciso verificar quem vai reduzir e quem vai
oxidar realmente.
Quem reduz?
Na+(aq) + e  Na (s) Eºred = -2,71 V
2 H2O (l) + 2e  H2(g) + 2OH- (aq) Eºred = -0,83V
Reduz H2O
Quem oxida?
2 F-(aq)  F2(g) + 2e Eºred = +2,87 V
2 H2O (l)  O2(g) + 4H+(g) + 4e Eºred = +1,23 V
Exercício: Faça uma previsão
dos produtos formados quando
NaCl (aq) sofre eletrólise. Resp:
H2, Cl2 e NaOH
Oxida H2O
Aspectos Quantitativos da Eletrólise -Leis de Faraday
Relaciona a quantidade de eletricidade que passa através de
um eletrólito com a quantidade de massa dissolvida ou
produzida (depositada).
Primeira Lei
A quantidade de massa de qualquer substância dissolvida ou depositada na
eletrólise é proporcional à quantidade de eletricidade que passa pela solução.
m  it m  Q
Segunda Lei
As quantidades de substâncias que se dissolvem ou depositam pela passagem
da mesma quantidade de carga são proporcionais aos seus pesos equivalentes
(equivalente grama).
“O nº de mols de produto formado por uma corrente elétrica que passa
pela solução é estequiometricamente igual ao nº de mols de elétrons
fornecido”
F
it
F
Qésmolsnsubstânciamolsn  ºº
encontramos a massa
Exemplo: Faz-se passar numa célula eletrolítica de NaCl(aq) de
concentração 1mol/L, uma corrente de 0,05 A durante 2 horas.
Pede-se :
a) O diagrama das células
b) As semi reações
c) Qual a carga elétrica que passa pela célula?
d) Qual a massa de NaOH produzida?
e) Qual o volume de Cl2 produzido na CNTP?
f) Qual o volume de H2 produzido na CNTP?
a) 
b) Ânodo: 2Cl-(aq)  Cl2 (g) + 2e 
Cátodo: 2 H2O (l) + 2e  H2(g) + 2OH- (aq)
2 H2O (l) + 2Cl- (aq)  H2(g) + Cl2(g) + 2OH- (aq)
2Cl-(aq)  Cl2 (g) + 2e Ered= 1,36 V
2 H2O (l)  O2 (g) + 4H+ + 4e Ered= 1,23 V
Ânodo:
Catodo:
Na+-(aq) + e  Na (s) Ered= -2,71 V
2 H2O (l) + 2e  H2 (g) + 2OH- Ered= -0,83 V
Esperaríamos que H2O fosse
oxidada no lugar de Cl-, mas
quem oxida é o Cl- e isso está
relacionado a processos
cinéticos de migração iônica.
Processo cineticamente
favorecido.
Exemplo:
c) 
t
qi  ssCq 7200./05,0 Cq 360
d) molsx
Cmol
C
F
qésmol 31 1073,396500
360 
 
gmolxxgmolm NaOH 149,01073,340
31
)( 

e) Cl-(l)  1/2 Cl2 (g) + e
1 mol e ------- ½ mol Cl2
3,73 x 10-3 mols ------- y
y= 1,87 x 10-3 mol de Cl2
1 mol Cl2 ------ 22,4 L
1,87 x 10-3 ------- x
x= 0,042 L de Cl2
Volume de H2 idem ao Cl2 (e)f) 
Processos em Eletrodos
1)
 
elétricopot
M
quimicopot
MelM
z
Fz
zeMM
 
 
,
Equilíbriodinâmico
interface-solução
O conceito de 
potencial de eletrodo 
não se limita a metais. 
É possível preparar 
eletrodos nos quais 
há gases em 
equilíbrio com íons 
em solução
Potencial Eletroquímico
Potencial elétrico (): Trabalho para trazer uma carga da solução 
até a superfície do eletrodo.
= Wel / nF
onde F é a cte de Faraday: a magnitude da carga elétrica por mol de 
elétrons transportados. 1F= 96500C/mol
Potencial químico (i): o potencial químico das espécies 
carregadas (íon ou elétron) vai depender do potencial elétrico da 
fase.
Para determinarmos o potencial eletroquímico, precisamos calcular a 
contribuição do potencial elétrico ao potencial químico. 
 FZiieli , Onde Zi F é a carga/molda espécie i
Cátion: ZiF
Ânion: -ZiF
Considera o potencial químico (i) de uma espécie na presença de um
potencial elétrico ().
 
elétricopot
i
quimicopot
ieli Fz  ,
nFG
wG el


Potencial Eletroquímico
 FZ iieli ,
O potencial químico de um íon na presença de um potencial elétrico é:
iiiii FdnZdnVdPSdTdG   À T e P constantes:
i
el
iii dnFZdG
i
)( 

 
Em um sistema com transferência de carga, o nº de espécies com
determinada carga está variando e a energia de Gibbs para o sistema é dada
por:
Potencial Eletroquímico
A tendência de escape de partículas carregadas,
como um íon ou um elétron em certa fase depende
do potencial elétrico dessa fase.
Sistema Eletroquímico em Equilíbrio
  elieli ,, 
No equilíbrio: - P/ sistema eletroquímico fechado, a condição de equilíbrio entre duas fases
 e  em contato é: e 0,  eli
i
i
onde i são os nº estequiométricos na reação
Uma vez que: A condição de equilíbrio de fases é:  FZiieli ,
  FZFZ iiii  )(
   FZiii
Relaciona a diferença dos potenciais químicos das 
espécies i em equilíbrio nas fases  e  com a 
diferença de potenciais elétrico entre as fases
Potencial Eletroquímico
1) Íons em Solução Aquosa
Convenção para o Potencial Químico das Espécies 
Carregadas
 = 0 
(não há como determinar) ieli
 ,
2) Elétrons em Metais
0i
O potencial químico (i) dos
elétrons é nulo em qualquer
metal. Não tem como
distinguir entre i e i,el
 Feli ,
3) Íons em Metais Puros
M  M+ + ze
(não há como determinar)
 FZiieli , (1)
0, eli
À 25ºC e 1 atm, por convenção, Mº = 0 (para elementos puros, então, M+=0)
0,   ZFelM z Eletrodo Padrão de Hidrogênio (EPH)
elMM
MM
elelMM
z
z
ez
FF
z
,
,,









2H+(aq) + 2e  H2 (g) Eº= 0V
Eºcel= Eºcat-Eºan
Eºcel = 0,337 – (-0,763)
Eº = 1,100V
Diagrama de Pilha
PILHA DE DANIELL
PILHA DE DANIELL
Pt
No eletrodo de Cobre (Cátodo):
No eletrodo de Zinco (Ânodo):
O fluxo de es- ocorre espontâneamente do ânodo para o
cátodo devido à ddp entre eles. O cátodo tem potencial
elétrico menor que o ânodo.
)()( ººº ânodoredcátodoredpilha EEE 
ddp da pilha Medida em volts, onde 
1V=1J/C (ddp necessária pra conceder 1J de 
energia para uma carga de 1C).
(Força eletromotriz)
 Feli , CuZn   21
A diferença de potencial elétrico de qualquer célula é: esqdirE  
Reação Geral: Zn(s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu (s) 


2
2lnº
Cu
Zn
a
aRTGG
O trabalho realizado pelo sistema para mover 1 elétron do Zn para o Cu, -wel, é:
FEQwel 2)( 12   O trabalho produzido será: FEwel 2
Do Cap.10, -G  wel, então: Gwel  reação pilha
GFE 2 Substituindo na eq. Gibbs para a reação da pilha:


2
2lnº2
Cu
Zn
a
aRTGFE Se ambos eletrodos estiverem em condições 
padrão (aZn2+ = aCu2+ =1):
º2º FEG  e, portanto:



2
2lnº22
Cu
Zn
a
a
RTFEFE



2
2ln
2
º
Cu
Zn
a
a
F
RTEE Equação de Nernst para a pilha de 
Daniell
Para a pilha de Daniell
G = Gº + RT lnQ
Gº = -nFEº
Q
n
EE
Q
nF
RTEE
Q
nF
RTEE
log0592,0º
log303,2º
lnº



(à 25ºC)
Equação de Nernst
KRTnFE
KRTG
lnº
lnº


)(Re
)(lnº
d
Ox
a
a
nF
RTEE  Condições para espontaneidade: 
G E Reação na pilha
- + espontânea
+ - não espontânea
0 0 equilíbrio
No equilíbrio: 
E = 0 e Q (quociente reacional) = K (constante de equilíbrio)
Equação de Nernst
K
nF
RTE lnº Permite determinar K a partir dos potenciais 
padrão das pilhas
G = -nFE
G =0, G=nFE; 
Exercício: Calcule os potenciais dos eletrodos, a força eletromotriz da pilha à 
25ºC e a constante de equilíbrio da reação:
Pb/Pb2+(a=0,0018)//Fe3+(a=0,150)/Fe2+(a=0,200)
No ânodo: Pb(s) Pb2+(a=0,0018) + 2e-
No cátodo: 2 Fe3+(a=0,150) +2e-  2 Fe2+ (a=0,200)
Pb(s) + 2 Fe3+(a=0,150) Pb2+(a=0,0018) + 2 Fe2+ (a=0,200)
V
F
RTEE 971,0
)150,0(
)0018,0()200,0(ln
2
º 2
2

No equilíbrio:
K
nF
RTE lnº 8,69
)15,298)(314,8(
)897,0)(96500(2º2ln 11   KmolJK
VC
RT
FEK
K= 2,55 x1030
Eºred =- 0,126V
Eºred = 0,771V
V
F
RTEE 207,00018,0ln
2
º 
F
RTEE
)150,0(
)200,0(ln
2
º 2
2

Etotal = 0,971V
O Eletrodo Padrão de Hidrogênio (EPH) 
Este eletrodo é representado por:
Pt(s)/H2(g)/H+(aq)
Equilíbrio: 
H2 (g)  2 H+ (aq) + 2e- (Pt) Eº = 0
Foi dado a este eletrodo o potencial padrão
zero, considerando a aH+ =1 e pH2 =1 atm
A partir daí os potenciais padrão de todos os
sistemas de eletrodos podem ser obtidos em
relação ao EPH.
Como isso é possível??????
O Eletrodo Padrão de Hidrogênio (EPH) 
Ex: Determinação do Eº para o eletrodo Cu2+(aq)/Cu(s):
Pilha:
Pt(s)/H2(g)/H+(aq)//Cu2+(aq)/Cu(s)/Pt
Reação Global:
H2(g) + Cu2+(aq) 2 H+ + Cu (s)

 
2
22
1
ln
2
º
º/º/
Cu
CuCuCuCu aF
RTEE
Ânodo Eº=0 Cátodo Eº=?????

 
n
nn
M
MMMM anF
RTEE
1
lnº
º/º/
Geral
Potenciais de Eletrodos 
Potencial padrão de redução
Potencial padrão de redução
Potenciais de Eletrodos 
Eº = ?????
4x
Em relação à equação de Nernst podemos 
dizer que: 
Q
nF
RTEE lnº
- O potencial (E) depende da Temperatura;
- O potencial (E) é relativo comparado ao EPH;
- O potencial é a medida da força eletromotriz da 
reação.
EPH Ered
-Melhor Oxidante  (tendência de atrair es-)
- Melhor Redutor
A espécie com potencial de redução mais baixo tem tendência
termodinâmica para sofrer oxidação e reduzir a espécie com potencial 
de redução mais alto (melhor agente redutor)
TIPOS DE ELETRODOS- POTENCIAIS
1. Eletrodo gás-íon
Consiste num gás em contato com uma solução de seus íons na
presença de metal inerte (platina ou grafita)
Ex: H+/H2/Pt e também Cl2/Cl-/Pt


H
H
a
p
EE
2/1)(
log059,0º 2
2. Eletrodo Metal/Íon Metálico
Consiste numa placa de metal em contato com seus íons
Ex: Mn+/M


nMan
EE 1log059,0º


H
1/2
H
a
)(p
log
nF
2,303RTEºE 2
H+(aq) + e  1/2 H2 (g) Eº= 0V
Mn+(aq) + ne  M (s) 
TIPOS DE ELETRODOS
3. Eletrodo de Metal - Sal Insolúvel - Ânion
Consiste num metal recoberto por uma camada porosa de um sal
insolúvel imerso em uma solução contendo o ânion do sal.
Ex: Cl-/AgCl/Ag
 ClaEE log059,0º
4. Eletrodo de Oxirredução
Consiste num coletor inerte (Pt) imerso em solução contendo 2
espécies solúveis em diferentes estados de oxidação.
Ex: M2+/M3+



3
2log059,0º
M
M
a
a
EE
AgCl(s) + e  Ag(s) + Cl- Eº= 0,197 V
M3+ (aq) + e  M2+ (aq) 
PILHAS DE CONCENTRAÇÃO
PILHAS DE CONCENTRAÇÃO
A ponte salina age como uma
porcelana porosa retardando
a migração dos íons e
diminuindo o potencial de
junção.
PILHAS DE CONCENTRAÇÃO
Exercício Interessante
(Temperatura em Kelvin)
ºC
ºC
ELETROQUÍMICA E SUAS APLICAÇÕES
ELETROQUÍMICA E SUAS APLICAÇÕES
ELETROQUÍMICA E SUAS APLICAÇÕES
ELETROQUÍMICA E SUAS APLICAÇÕES
CORROSÃO
Eº Fe3+/Fe = -0,04V 
Eº O2/ H2O= +1,23V
CORROSÃO