23 - ENEM - Química - Eletroquímica - Prime Cursos

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26/11/2015 Estudando: ENEM ­ Química ­ Cursos Online Grátis | Prime Cursos
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ESTUDANDO: ENEM - QUÍMICA
23. ELETROQUÍMICA
 
Aparelhos eletro­eletrônicos e baterias
Você  já  imaginou  a  sociedade moderna  sem  eletricidade? Provavelmente  estaríamos  conservando  os  alimentos
  exclusivamente  com  sal  ou  em  caldas  de  açúcar  e  usando  sinais  de  fumaça  para  nos  comunicar  a  longas
distâncias. E se tivéssemos que  ligar os aparelhos eletro­eletrônicos a uma tomada toda vez que fôssemos fazer
uso  deles? Não  teria  sentido  construir  computadores  portáteis  como notebooks  e  tablets. Nem mesmo o  bom e
velho rádio poderia ser levado ao estádio para acompanhar o jogo de futebol.
Desde a antiguidade a humanidade convive com  fenômenos elétricos. Para se  ter  idéia a palavra elétron é uma
referência a uma resina natural chamada âmbar (em grego elektron), material que desde a Grécia Antiga sabe­se
que,  ao  ser  atritado  contra  superfícies  lisas  como  um  pedaço  de  algodão,  passa  a  atrair  outros  corpos. Muitos
historiadores  também  associam  as  descargas  elétricas  em  tempestades  (raios)  à  descoberta  do  fogo  pelas
sociedades pré­históricas.
No entanto, somente a partir do século XVII a humanidade passou a efetivamente manipular este fenômeno natural,
aumentando a qualidade de vida por conta do desenvolvimento de diversos artefatos tecnológicos.
Atualmente,  além  da  energia  elétrica  distribuída  pelas  concessionárias  (Coelba,  por  exemplo),  podemos  obter
eletricidade por meio de reações químicas. As pilhas e baterias são as fontes de energia portátil que nos permitem
desfrutar de diversos recursos tecnológicos em lugares nunca imaginados.
Número de Oxidação e Oxiredução
Como  já vimos em alguns  tópicos ao  longo destes quatro módulos, os elementos constituintes das mais diversas
espécies químicas (compostos moleculares, íons, substâncias simples) podem se apresentar com cargas elétricas
diferentes.
O  que  chamamos  de  número  de  oxidação,  ou  simplesmente  NOX,  é  na  verdade  esta  carga  que  um  elemento
apresenta quando assume uma determinada “forma” química.
Por  exemplo,  podemos  encontrar  os  átomos  de  enxofre  com  carga  +4  (como  é  o  caso  do  sulfato  de  sódio  ­
Na2SO4),  ­2  (como  no  sulfeto  de  cálcio  ­  CaS)  ou  ainda  com  carga  nula  como  no  caso  do  enxofre  molecular
(substância  simples  ­  S8),  só  para  citar  alguns  exemplos.  Podemos  observar  também  que  estas  cargas  tanto
podem ser reais (quando o átomo perde ou ganha elétrons formando íons) quanto aparentes, ou parciais, (quando
a diferença de eletronegatividade faz com que num dos lados da ligação a concentração de elétrons seja maior que
do outro, gerando pólos de cargas opostas).
Durante uma reação química as cargas destes elementos podem mudar, por exemplo, ao reagir com o gás oxigênio
o  ferro  metálico  (Fe(s))  perde  elétrons  podendo  se  transformar  no  íon  ferro  II  (ou  ferroso  ­  Fe2+)  conforme  a
reação:
Podemos  reescrever esta equação dividindo a  reação em duas partes,  cada uma das quais chamadas de semi­
reação:
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i. 
ii. 
Como podemos observar na reação “i” o ferro, inicialmente com carga nula, perde elétrons se transformando num
cátion  de  carga +2. Este  processo  é  conhecido  como oxidação, mesmo que  o  oxigênio  não  esteja  envolvido  na
reação.
O que caracteriza a oxidação é a perda de elétrons, ou seja, o aumento do número de oxidação (NOX).
Já  na  reação  “ii”  o  oxigênio  recebe  os  elétrons  perdidos  pelo  ferro.  Em  conseqüência  o  seu  NOX  diminui,  daí
considerarmos que o oxigênio foi reduzido de 0 a ­2.
Nas semi­reações descritas acima não é possível que o ferro oxide sem que o oxigênio sofra redução, em outras
palavras,quem  provoca  a  oxidação  do  ferro  é  o  gás  oxigênio,  daí  ele  ser  considerado  o  agente  oxidante  desta
reação. Por outro lado o oxigênio não pode ser reduzido se não receber os elétrons cedidos pelo ferro. Este último
é, portanto o agente redutor da reação.
Quem sofre oxidação é chamado agente redutor; Quem sofre redução é chamado agente oxidante. As reações que
envolvem mudanças de NOX das espécies químicas envolvidas são chamadas reação redox, de oxidorredução ou
ainda de oxirredução.
Células Eletrolíticas e Pilhas Voltaicas
O segmento da química que estuda a  influência da energia elétrica nas reações é a eletroquímica e se divide na
investigação de dois tipos de fenômenos: (1) a geração de energia elétrica por meio de uma reação química e (2) a
utilização de energia elétrica para favorecer a ocorrência de uma reação.
O  processo  pelo  qual  a  energia  elétrica  é  usada  para  gerar  uma  reação  química  é  chamado  de  eletrólise  e  o
sistema  utilizado  para  este  fim,  de  célula  eletrolítica.  Como  podemos  imaginar,  a  eletrólise  não  pode  ocorrer
espontaneamente,  afinal,  por  definição,  precisamos  introduzir  energia  elétrica  no  sistema  para  que  ocorra  a
transferência de elétrons. Se for possível usar eletricidade para promover uma reação também é possível aproveitar
as transferências de elétrons ocorridas espontaneamente numa reação redox para gerar energia elétrica. O sistema
no qual uma reação química de oxirredução espontânea produz energia elétrica é chamado de célula galvânica ou
simplesmente pilha voltaica.
Pilhas e Potenciais de Redução.
A primeira  célula  voltaica  foi  construída por Alessandro Volta  no ano de 1800. A denominação  “pilha”  surgiu  da
forma como esta célula era construída, empilhando discos de cobre e zinco alternados por uma camada de algodão
encharcada com uma solução eletrolítica.
O  cobre  tem uma  capacidade  de  receber  elétrons  (sofrer  redução) maior  que  a  do  zinco.  Isto  significa  que,  em
contato com o zinco metálico, os  íons cobre  funcionam como agentes oxidantes,  retirando elétrons do zinco e se
convertendo por sua vez em cobre metálico como mostra a equação:
Esta  capacidade  de  sofrer  redução  (retirar  elétrons  de  outra  espécie  química)  não  pode  ser  medida  de  forma
absoluta, mas pode ser comparada entre os vários elementos químicos.
Para facilitar a quantificação destas medidas o elemento hidrogênio foi tomado como referência e sua capacidade
de se  reduzir  (que a partir de agora chamaremos de potencial de  redução)  foi arbitrariamente definida em 0 volt
(0V). Se algum elemento se reduz com maior facilidade que o “H” o seu potencial de redução vai ser positivo, do
contrário o potencial de redução será negativo. Estes potenciais são chamados de “potencias padrão de redução” e
são determinados medindo­se o potencial de uma pilha formada pelo elemento que se quer conhecer a capacidade
de sofrer redução e um eletrodo padrão de hidrogênio.
Retornando à pilha, quando comparados com o “H”, cobre e zinco  apresentam potenciais de redução de +0,34 V e
­0,76V respectivamente.  Isto que dizer que a diferença de potencial (DDP) entre Cu2+ e Zn2+ é de 1,10V [basta
calcular a diferença +0,34­(­0,76)].
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Assim:
Potenciais padrão de redução/oxidação para várias espécies químicas
A PILHA DE DANIEL
Em 1836 John Frederick Daniell otimizou a pilha proposta por Volta fazendo com que os processos de oxidação e
redução ocorressem em locais fisicamente separados, chamados de semi­células.
A proposta de Daniell consistia em mergulhar uma lâmina de cobre numa solução contendo íons cobre, fazendo o
mesmo com zinco, isto é, lâmina de zinco mergulhada em solução de íons zinco.
Representação esquemática da pilha de Daniel.
Em cada uma das semi­célulasdeve acontecer uma semi­reação, ou seja, na célula contendo cobre (metálico e em
solução)  deveremos  observar  a  redução  dos  íons  metálicos  que  estão  dissolvidos  e  sua  deposição  da  lâmina
submersa na solução. Esta semi­célula, também chamada de eletrodo de cobre, é chamada de cátodo por que nela
ocorre a redução. Já o eletrodo de zinco é chamado de ânodo, por que nele deveremos observar o desgaste da
lâmina (corrosão) provocado pela oxidação do zinco metálico a íon Zn2+ aquoso.
Com  o  avanço  da  reação,  é  natural  que  as  concentrações  de  cátions  e  ânions  presentes  nas  semi­células  se
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desequilibrem.
Veja que à medida que o Cu2+ sofre redução a concentração do ânion sulfato (SO42­) aumenta provocando um
acúmulo de cargas negativas no cátodo. O oposto deve acontecer com o eletrodo de zinco.
Este desequilíbrio acaba por impedir que o fluxo de elétrons continue a se propagar de modo que se faz necessária
a utilização de um dispositivo chamado de “ponte salina” para manter o equilíbrio de cargas nos eletrodos.
NOTAÇÃO DA PILHA
Para simplificar a representação de uma pilha, atualmente podemos usar a seguinte notação:
Ânodo (reação de oxidação) // (ponte salina) Cátodo (reação de redução)
Para a pilha de Daniel a notação convencional seria:
Zn/Zn2+//Cu2+/Cu
O POTENCIA DE UMA PILHA
Ao  comprar  uma  pilha  ou  uma  bateria  normalmente  seguimos  a  indicação  do  fabricante  e  nem  sempre  nos
preocupamos com a sua capacidade de gerar eletricidade. Em física vimos que a potencia elétrica depende da DDP
e  da  quantidade  de  corrente  gerada  pelo  sistema,  em  eletroquímica  é  a mesma  coisa.  Para  ilustrar  a  situação
lembre­se que uma pilha comum pode durar meses no controle remoto da TV ou apenas algumas horas no tocador
de MP3. Isto quer dizer que o controle remoto consome menos potência que o tocador de música e por isto a pilha
dura mais tempo.
A  DDP  da  pilha  depende  das  reações  que  são  utilizadas  nos  eletrodos,  da  temperatura  e  da  relação  entre  as
concentrações dos reagentes químicos. Na pilha de Daniell  já vimos que este potencial é de 1,10V,  justamente a
diferença entre os potenciais de redução das espécies químicas envolvidas na reação. Na pilha comum a DDP é de
1,5V.
Uma  coisa  na  qual  devemos  prestar  atenção  é  que,  ao  contrário  de  propriedades  como  entalpia  e  volume,  o
potencial de uma pilha não depende da quantidade absoluta de matéria presente no sistema (chamamos este tipo
de propriedade de intensiva, independe da extensão do sistema). Prova disto é que as pilhas pequenas (AAA e AA)
têm  os  mesmos  1,5V  de  DDP  que  uma  pilha  média  ou  grande.  Apesar  de  terem  o  mesmo  potencial  não
imaginemos que não faz sentido ter pilhas maiores. Na verdade a quantidade de matéria do sistema não altera a
DDP, mas determina quanto de corrente uma pilha pode gerar, ou seja, quanto mais “substância” para reagir mais
elétrons podem ser gerados por unidade de tempo, de modo que as pilhas maiores são mais potentes e vão durar
muito mais tempo que uma pilha palito (AAA).
TIPOS DE PILHAS E BATERIAS
Pilha Alcalina
Representada pela reação global:
Zn(s) + 2MnO2(s) → ZnO(s) + Mn2O3(s).
Apesar de um pouco mais cara, as pilhas alcalinas duram mais, e estão menos sujeitas a vazamentos.
Pilha Recarregável (Níquel – Hidreto Metálico)
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Pilha recarregável
Pelo descarte da pilha alcalina ser um problema ambiental, as pilhas recarregáveis foram desenvolvidas. Existem as
pilhas de Níquel­Cádmio, que possuem o chamado “efeito memória”, as de Níquel­Metal Hidreto, que não possuem
o “efeito memória” e as pilhas de íons de Litio. Esta última é utilizada em baterias de dispositivos eletrônicos, além
de não possuir o “efeito memória” ela é mais leve e de menor tamanho.
Pilha de Mercúrio
Representação esquemática da pilha de mercúrio.
É uma espécie de pilha alcalina, mas há muito tempo não é comercializada em muitos países por conter mercúrio
em grandes concentrações. Utilizam­se em relógios, calculadoras, marca­passos, brinquedos, câmeras e aparelhos
auditivos. 
Baterias Automotivas
Bateria de carro á base de Chumbo.
Inventada  pelo  francês Gaston  Piantei  em  1860,  a  bateria  de  chumbo,  também  chamada  como  acumulador  de
chumbo é uma associação de pilhas, ligas em série. O potencial de uma pilha comum aproxima­se de 2 V, em uma
bateria  de  pilha  este  potencial  é  de  aproximadamente  12 V.  Ela  é  utilizada  para  dar  partida  ao  carro  e  acionar
alguns recursos que requerem energia em um carro, e é abastecida por um gerador. 
Eletrólise
Por definição a eletrólise é o oposto da célula voltaica. Consiste na promoção de uma reação química pela ação de
 uma corrente elétrica. Deste ponto de vista podemos imaginar, como exemplo, que para recarregar uma bateria de
celular precisamos na verdade fazer uma eletrólise das células que compõem este artefato. A eletrólise fornece a
condição necessária  para  superar  a  reação espontânea e  fazer  com que esta ocorra  “ao  contrário”,  no  caso da
bateria reconstituindo os reagentes originais que em seguida podem reagir espontaneamente para produzir energia
elétrica.
A eletrólise ocorre numa cuba  (chamada célula eletrolítica) alimentada por um gerador de corrente contínua. Ao
 polarizar o  sistema, os  cátions migram para o pólo negativo onde sofrem  redução  (recebem elétrons  vindos do
gerador).
Simultaneamente os ânions são atraídos pelo pólo positivo e sofrem oxidação (perdem elétrons para o gerador).
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Esquema de eletrólise.
A eletrólise é usada na siderurgia (para obter os metais puros a partir de ligas de baixa pureza), na prevenção da
corrosão  (galvanização,  anodização  do  alumínio,  etc.)  e  na  produção  de  substâncias  químicas  de  interesse
comercial tanto no varejo como na indústria (gás cloro, sódio metálico, soda cáustica etc.).
TIPOS DE ELETRÓLISE
EM MEIO AQUOSO: Como o nome sugere, nesta  reação as espécies químicas de  interesse são dissolvidas em
água  para  sofrer  eletrólise.  A  principal  vantagem  é  poder  trabalhar  em  condições  de  temperatura  ambiente,  no
entanto, como na solução existem outras espécies químicas além do soluto (principalmente H+ e OH­ proveniente
da dissociação da água) haverá uma competição entre os constituintes pelas reações de oxidação e redução.
Apenas uma espécie química será reduzida no cátodo e apenas uma será oxidada no ânodo, tendo prioridade o íon
com maior potencial de redução (reação catódica) e menor potencial de oxidação (reação anódica).
Como exemplo, dentre as espécies presentes numa solução aquosa de NaCl (sal de cozinha) (Na+, Cl­, H+ e OH­)
apenas o cloreto e o íon hidrônio sofrerão descarga nos eletrodos, formando respectivamente o gás cloro (Cl2) no
ânodo e o gás hidrogênio (H2) no cátodo. Uma vez que estes gases sejam retirados da solução restarão no sistema
Na+ e OH­, que após evaporação do solvente precipitam como NaOH sólido (soda cáustica).
ÍGNEA: Este tipo de eletrólise ocorre com a substância pura no estado líquido. Por exemplo, podemos eletrolisar o
Cloreto de  Sódio (NaCl) fundido a mais de 800ºC. A vantagem é que não há competição pela redução ou oxidação
entre as espécies. No exemplo citado os únicos produtos possíveis são o gás cloro e o sódio metálico.
Esquema da eletrólise ígnea.
ELETRÓLISE E ESTEQUIOMETRIA (LEI DE FARADAY)
O processo de deposição de um fino revestimento de metal em superfície  (laminação) pelo uso de eletricidade é
chamado  degalvanoplastia.  Produtos  laminados  são  encontrados  em  diversos  objetos  do  nosso  cotidiano,  por
exemplo, em pregos e parafusos galvanizados (aço revestido de zinco), ou mesmo em metais sanitários (torneiras
de aço cobreado revestido de níquel) com fins decorativos.
Este processo traz à tona a necessidade de se conhecer quanto do material está sendo depositado na superfície.
Se  a  laminação  estiver  sendo  feita  sobre  um  parafuso,  por  exemplo,  uma  camada  muito  espessa  pode
comprometer a eficiência deste dispositivo, se por outro lado a laminação é feita com um metal nobre, como a prata,
uma camada muito grossa pode significar desperdício de dinheiro.
Como o elétron é uma entidade material ele está sujeito às mesmas leis ponderais que regulam a estequiometria
química, por exemplo, para reduzir um mol de íons prata (Ag+) a prata metálica precisa de exatamente um mol de
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elétrons.
Ag+(aq) + e­ →   Ag0(s)
Num célebre experimento  realizado em 1909, Millikan determinou que a  carga de um elétron  (Q)  é  1,6x10­19  C
(coulomb – unidade de medida de carga elétrica). Se 1,0 mol de elétrons possui 6,02x1023 partículas, a carga deste
conjunto de partículas será de 9,65x104 C. Este valor é conhecido como constante de Faraday.
Como a corrente elétrica, medida em Ampére (A), é uma medida do fluxo de elétrons por unidade de tempo,
Podemos  calcular  a  quantidade  de  um  determinado  metal  depositado  numa  superfície  com  uma  regra  de  três
simples, desde que saibamos o tempo de eletrólise e a intensidade da corrente durante este período.
SIDERURGIA E A OBTENÇÃO DE METAIS.
Produção de aço na indústria.
Se observarmos bem, é natural que os metais oxidem em contato com o ar e umidade, em especial o ferro e suas
ligas.
E é  justamente na  forma oxidada que eles são encontrados na natureza. Os chamados minérios são compostos
iônicos (normalmente sais e óxidos) nos quais o metal de interesse se encontra com o seu estado de oxidação mais
estável.  Por    exemplo,  os  metais  do  grupo  16  da  tabela  periódica  (o  grupo  do  oxigênio)  são  chamados  de
“calcogênios”, ou geradores de cobre, justamente por que este metal é encontrado na natureza ligado ionicamente
a oxigênio e enxofre.
A eletrólise é uma das ferramentas que a indústria de produção de metais utiliza para produzir e purificar os metais
retirados da natureza na forma de minérios.