Eletroquimica
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Eletroquimica


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ELETROQUÍMICA 
 
UNIVERSIDADE FEDERAL DE VIÇOSA 
DEPARATAMENTO DE QUÍMICA 
Reações de oxirredução 
)()()(2)( 2
2 gHaqZnaqHSZn \uf02b\uf0ae\uf02b \uf02b\uf02b
A eletroquímica e a parte da química que aborda os fenômenos relacionados a 
movimentação de elétrons em fenômenos químicos, gerando eletricidade, ou 
possibilitando a realização de reações não espontâneas. 
0 1+ 2+ 0 
A eletroquímica utiliza reações espontâneas para produzir eletricidade e também, 
usa a eletricidade para forçar reações químicas não espontâneas a ocorrerem. 
Na eletroquímica, elementos se oxidam (perdem elétrons) enquanto outros se 
reduzem (recebem elétrons), de maneira que representaremos tais fenômenos 
através de equações denominadas de equações eletroquímicas, seja de oxidação, 
de redução, ou se agrupadas numa só, de oxirreducao. 
Reações de oxirredução 
Apesar de a oxidação e a redução terem de ocorrer simultaneamente, em geral é 
conveniente considerá-las processos separados. Por exemplo, a oxidação de Sn+2 
por Fe3+ 
)(2)()(2)( 2432 gFeaqSnaqFeaqSn \uf02b\uf02b\uf02b\uf02b \uf02b\uf0ae\uf02b
Pode ser considerada como consistindo em dois pprocessos: (1) a oxidação de 
Sn2+ e (2) a redução de Fe3+. 
\uf02d\uf02b\uf02b \uf02b\uf0ae eaqSnaqSnOxidação 2)()(: 42
)(22)(2:Re 23 gFeeaqFedução \uf02b\uf02d\uf02b \uf0ae\uf02b
Nomenclatura Eletroquímica 
A seguir está descrita a nomenclatura hoje utilizada no estudo da 
eletroquímica 
a) ELETRODOS: São assim chamadas as partes metálicas que estão 
em contato com a solução dentro de uma célula eletroquímica. 
b) ÂNODOS: São os eletrodos pelo qual a corrente elétrica que circula 
numa célula ENTRA na solução. 
c) CÁTODOS: São os eletrodos pelo qual a corrente elétrica que circula 
numa célula DEIXA a solução. 
d) ELETRÓLITOS: São assim chamadas todas as soluções que 
CONDUZEM a corrente elétrica. 
e) ÍONS: São assim chamadas as partículas carregadas que se 
movimentam na solução. 
f) CÉLULA ELETROQUÍMICA: Todo sistema formado por um circuito 
externo que conduza a corrente elétrica e interligue dois eletrodos que 
estejam separados e mergulhados num eletrólito. 
CÉLULAS VOLTAICA OU GALVÂNICAS \u2013 PILHAS 
\uf0d8Pilhas são dispositivos eletroquímicos que transformam 
reações químicas em energia elétrica. 
 
\uf0d8Cada substância possui uma maior ou menor tendência de 
perder elétrons; tendência esta chamada de "Potencial de 
Oxidação". Deste modo, uma substância X que tenha um 
potencial de oxidação maior que uma substância Y, irá perder 
seus elétrons gradativamente para esta substância se 
estiverem as duas juntas. 
CÉLULAS VOLTAICA OU GALVÂNICAS \u2013 PILHAS 
Este físico italiano, foi um dos 
precursores dos estudos de 
fenômenos elétricos e conseguiu 
gerar eletricidade por meio de 
reações químicas. 
CÉLULAS VOLTAICA OU GALVÂNICAS \u2013 PILHAS 
Volta construiu um estranho aparelho 
com moedas de cobre, discos de 
zinco e discos de feltro banhados 
com uma solução ácida, que servia 
para produzir com continuidade um 
movimento de cargas elétricas 
através de um condutor. Esse 
aparelho era chamado pilha porque 
as moedas de cobre, os discos de 
feltro e os discos de zinco eram 
empilhados uns sobre os outros. 
CÉLULAS VOLTAICA OU GALVÂNICAS \u2013 PILHAS 
\uf028 \uf029I
O químico inglês John Frederic Daniell construiu uma pilha 
diferente, substituindo as soluções ácidas utilizadas por Volta 
- que produziam gases tóxicos \u2013 por soluções de sais 
tornando as experiências com pilhas menos arriscadas. 
PILHA DE DANIELL 
Observe as situações: 
\uf028 \uf029II
CÉLULAS VOLTAICA OU GALVÂNICAS \u2013 PILHAS 
PILHA DE DANIELL 
A reação eletroquímica ocorre se o elétron é transferido de um 
orbital de alta energia para outro vazio de energia menor, 
similarmente ao descrito para a espontaneidade de processos 
envolvendo a energia livre de Gibbs. 
CÉLULAS VOLTAICA OU GALVÂNICAS \u2013 PILHAS 
Nesse processo ocorrem duas semi-reações: 
PILHA DE DANIELL 
CÉLULAS VOLTAICA OU GALVÂNICAS \u2013 PILHAS 
Determinação experimental da diferença de potencial. 
PILHA DE DANIELL 
CÉLULAS VOLTAICA OU GALVÂNICAS \u2013 PILHAS 
PILHA DE DANIELL 
Esquema : 
CÉLULAS VOLTAICA OU GALVÂNICAS \u2013 PILHAS 
PILHA DE DANIELL 
Ponte salina 
\uf0d8A finalidade da ponte salina é manter os dois eletrodos 
eletricamente neutros através da migração de íons 
(corrente iônica). 
CÉLULAS VOLTAICA OU GALVÂNICAS \u2013 PILHAS 
PILHA DE DANIELL 
CÉLULAS VOLTAICA OU GALVÂNICAS \u2013 PILHAS 
PILHA DE DANIELL 
No eletrodo de Cu ocorre a seguinte reação: 
Reação Global: 
No eletrodo de Zn ocorre a seguinte reação: 
CÉLULAS VOLTAICA OU GALVÂNICAS \u2013 PILHAS 
PILHA DE DANIELL 
\u201dResuminho\u201d: 
Força eletromotriz das pilhas (Fem) 
A diferença de potencial entre dois eletrodos em uma célula voltaica fornece a força 
diretora que\u201d empurra\u201d os elétrons por um circuito externo. Conseqüentemente , 
chamamos essa diferença de potencial de força eletromotriz ou fem. A fem de uma 
pilha, denominada Ecel, é também chamada potencial da célula. A unidade é volts. 
VESCuaqZnaqCusZn ocel 10,1)()()()(
22 \uf02b\uf03d\uf02b\uf0ae\uf02b \uf02b\uf02b
O eletrodo \u2013padrão de hidrogênio (EPH) é 
usado como eletrodo de referencia. 
VEatmgHeLmolaqH ocel 0)1,(2)/1(2 2 \uf03d\uf0ae\uf02d\uf02b
\uf02b
Potencial de redução 
Efeito da concentração na fem da pilha 
A dependência da pilha com a concentração pode ser obtida a partir da 
dependência da variação da energia livre com a concentração 
Equação de Nerst 
Q
n
EE o log
0592,0
\uf02d\uf03d
Exemplo: 
Determine o potencial padrão de uma pilha da equação descrita abaixo , onde a 
concentração de Zn2+ e igual a 0,050mol/L e a concentração de Cu+2 e igual a 
5,0mol/L. (dados (Eo = 1,10V) 
ELETRÓLISE 
O sódio atômico, sódio metálico, (Na) não e encontrado na 
natureza. Como vimos, ele e bastante reativo, apresenta 
potencial padrão de redução igual a \u20132,71V e portanto, 
oxida-se espontânea e facilmente, sendo encontrado na 
forma de cátion sódio (Na+). 
Exemplo: 
ELETRÓLISE 
Semi-reações da eletrólise ígnea do NaCl: 
Eletrólise Ígnea 
ELETRÓLISE 
Eletrólise em Soluções Aquosas 
VEsNaeaqNa ored 71,2)()( \uf02d\uf03d\uf0ae\uf02d\uf02b
\uf02b
Reações de redução que podem acontecer 
VEaqOHgHelOH ored 83,0)(2)(2)( 22 \uf02d\uf03d\uf02b\uf0ae\uf02d\uf02b
\uf02d
Reações de oxidação que podem acontecer 
VEegClaqCl ored 36,12)()(2 2 \uf02b\uf03d\uf02d\uf02b\uf0ae
\uf02d
VEeaqHgOlOH ored 26,14)(4)()( 22 \uf02b\uf03d\uf02d\uf02b\uf02b\uf0ae
\uf02b
Em resumo 
)(2)(2)(: 22 aqOHgHelOHCátodo
\uf02d\uf02b\uf0ae\uf02d\uf02b
\uf02d\uf02b\uf0ae\uf02d egClaqClAnodo 2)()(2: 2
ELETRÓLISE 
Aspectos quantitativos da eletrólise 
Cex
Cxe
965001002,6
106,11
23
19
\uf0de\uf02d
\uf0de\uf02d \uf02d
Estequiometria da Eletrólise 
tiQ .\uf03d
Cada elétron que atravessa o circuito transporta uma carga de 1,6·10\u201319 C. Se x 
elétrons atravessam o circuito, eles transportarão uma carga de x·1,6·10\u201319 C. 
Assim, para um mol de elétrons, teremos: 
Onde 
Q = é a carga em Coulombs (C) 
i = é a corrente em (A) 
t = é o tempo em (s) 
\uf02d\uf03d edemolCF /965001
ELETRÓLISE 
Aspectos quantitativos da eletrólise 
Estequiometria da Eletrólise 
Corrente 
(ampères) 
E tempo 
Quantidade 
de carga 
(coulombs) 
Quantidade de 
matéria de 
elétrons 
(faradays) 
Quantidade de 
matéria de 
substancia 
oxidada ou 
reduzida 
Gramas de 
substância 
oxidada ou 
reduzida 
EXERCÍCIOS 
Exemplo 01: 
Balanceie as equações e determine em cada reação qual é o agente 
redutor e qual é o agente oxidante: 
CO + Fe C + OFe 32 \uf0ae
OH + SO + CO SOH + C 22242 \uf0ae
OH SOK )(SOFe MnSO SOH FeSO KMnO4 2423424 42 4 \uf02b\uf02b\uf02b\uf0ae\uf02b\uf02b
32 23 KNO + PbI )Pb(NO + KI \uf0ae
OH + CO + OK + OCr OHC + OCrK 22232 6126722 \uf0ae