Eletroquímica: Oxirredução e Eletrólise

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Eletroquímica
Docente - Manuela de Santana Santos 
Universidade Federal da Bahia
Instituto de Química
Departamento de Química Geral e Inorgânica
QUÍMICA, 3ª ANO
Oxirredução (Regras do Nox) Introdução 
Reação de oxirredução
C3H8 + 5O2 → 3CO2 + 4H2O + 
energia
Combustão 
Envolvem a transferência de elétrons. 
QUÍMICA, 3ª ANO
Oxirredução (Regras do Nox)
Corrosão de metais
Fe(s)  Fe
2+
(aq) + 2e
-
Al(s)  Al
3+
(aq) + 3e
-
Introdução 
QUÍMICA, 3ª ANO
Oxirredução (Regras do Nox) Introdução 
Funcionamento de pilhas e baterias 
QUÍMICA, 3ª ANO
Oxirredução (Regras do Nox) Introdução 
Galvanização de materiais
QUÍMICA, 3ª ANO
Oxirredução (Regras do Nox)A reação de oxirredução
A reação de oxirredução
QUÍMICA, 3ª ANO
Oxirredução (Regras do Nox)
Tipo de reação na qual elétrons são 
transferidos de um elemento para outro.
Reação de oxirredução
A reação de oxirredução
Para que uma espécie seja reduzida
uma outra espécie deve ser oxidada.
A reação de oxirredução
A reação de oxirredução
Estados de oxidação
Sn2+(aq) + 2Fe
3+
(aq)  Sn
4+
(aq) + 2Fe
2+
(aq)
O = 8 elétrons
H = 0 elétron
00 1+ 1-
NOX é obtido: NOX = eval – eatrib
O = 6 – 8 = -2 H = 1 – 0 = 1
 NÚMERO OU ESTADO DE OXIDAÇÃO - NOX 
Estados de oxidação
Número inteiro atribuído a cada um dos elementos que 
fazem parte de uma substancia, 
com a intenção de comparar seu ambiente 
eletrônico
em relação ao mesmo elemento no estado livre. 
Números comuns de oxidação 
Tipo Nox 
subs. simples ou átomo livre 0
molécula 0
íon simples ou poliatômico carga 
íon alcalino +1
íon alcalino terroso +2
íon alumínio +3
íon óxido -2
íon peróxido -1 
próton +1
íon hidreto -1
íon haleto -1
Identificação de reações de oxirredução
 Se o NOX de algum átomo variar durante a reação
ocorreu uma transferência de elétrons
 Célula voltaica ou eletroquímica ou galvânica 
espontâneas
Células voltaicas
 Reações de oxirredução 
produção de energia elétrica 
 Transferência de elétrons
Dispositivo usado na produção de um fluxo de 
elétrons
não espontâneas
Células voltaicas
Células voltaicas
Células voltaicas
Ânodo
Cátodo
EletrodoEletrodo
Redução
Semicélula
Oxidação
Semicélula
Eletrólito
Células voltaicas
A solução deve se manter eletricamente neutra.
Ponte salina 
Tubo em U contendo 
uma solução de 
eletrólito 
impregnado em um 
gel. 
Força que impulsiona os elétrons 
 Diferença de potencial
Epotencial no anodo  Epotencial no catodo
Potencial-padrão da célula
 Fatores que afetam a fem de uma célula
1. Reações que ocorrem no anodo e no catodo;
2. Concentração de reagentes e produtos;
3. Temperatura.
Para efeito de comparação
Condições-padrão
Potencial-padrão da célula
 Fatores que afetam a fem de uma célula
1. Concentração de 1mol/L de reagentes e
produtos;
2. P = 1 atm no caso de gases
3. T = 25°C
Potencial-padrão da célula - E°cel
Condições-padrão
Potencial-padrão da célula
 Cálculo do E°cel da célula
Por convenção  potencial-padrão de 
redução – E°red
EEE ânodocátodocélula
000

Dado 
experimental 
Dessa maneira não seria possível 
medir o E° de uma semicélula.
Potencial-padrão da célula
 Eletrodo-padrão de hidrogênio - EPH
Semirreação de referência
Potencial-padrão de redução = 0 
2H+(aq, 1 mol/L) + 2e- H2(g, 1 atm)
Potencial-padrão da célula
 Eletrodo-padrão de hidrogênio - EPH
2H+(aq, 1 mol/L) + 2e- H2(g, 1 atm)
Potencial-padrão da célula
 Eletrodo-padrão de hidrogênio - EPH
E°cel= 0,76 V 
EEE ânodocátodocélula
000

0,76 V = 0 – E°anodo 
E°anodo = - 0,76 V
Zn2/Zn
Zn(s)  2 Zn
2+
(aq) + 2e
- E°red = - 0,76 V
Potencial-padrão de redução
semi-reação
Série eletroquímica
 Quanto mais positivo o E°red
mais forte é o agente oxidante
 Quanto mais negativo o E°red
mais forte é o agente redutor
Série eletroquímica
Espontaneidade das reações
 Uma reação será espontânea, 
se em célula voltaica for gerada fem 
positiva
E°cel = positivo  processo espontâneo 
E°cel = negativo  processo não espontâneo
Corrosão
 Reação de oxirredução espontânea
em que metais são oxidados a produtos 
indesejáveis
por uma substância presente no mesmo 
ambiente. 
Termodinamicamente favorável
Tambiente
Corrosão
 Reação de oxirredução espontânea
 Magnésio, alumínio e aço inoxidável
Cinética lenta
Depósito de fina camada de 
óxido
Corrosão do ferro
 Reação de oxirredução espontânea
Catodo:
E° = -0,44 VAnodo:
Corrosão do ferro
Métodos de prevenção
 Proteção catódica
Corrosão do ferro
Métodos de prevenção
 Proteção catódica
 Magnésio
 Zinco 
Eletrólise 
 Reação não espontânea de oxirredução
 Decomposição do NaCl
para forçar uma 
reação não espontânea
 Emprego da energia 
elétrica
 Reação eletrolítica
Eletrólise 
 Reação não espontânea de oxirredução
Obtenção de metais
Na e Al
 Célula eletrolítica
Eletrólise 
 Reação não espontânea de oxirredução
Elevado PF das 
substâncias iônicas 
 Reação eletrolítica em meio aquoso
torna o processo 
dispendioso
Utilizar soluções de eletrólitos Alternativa
2H2O(l) + 2e
-  H2(g) + 2OH
-
(aq) E°red = - 0,83 V
2H2O(l)  O2(g) + 4H
+
(aq) + 4e
- E°red = + 1,23 V
Eletrólise 
 Reação não espontânea de oxirredução
 Reação eletrolítica em meio aquoso de NaF
Redução da água é mais favorável
Catodo:
2H2O(l) + 2e
-  H2(g) + 2OH
-
(aq) E°red = - 0,83 V
Eletrólise 
 Reação não espontânea de oxirredução
 Reação eletrolítica em meio aquoso de NaF
Oxidação da água é mais favorável
Anodo:
2H2O(l)  O2(g) + 4H
+
(aq) + 4e
- E°red = + 1,23 V
F-(aq)  F2(g) + 2e
- E°red = 2,87 V
Eletrólise 
 Reação não espontânea de oxirredução
 Reação eletrolítica com eletrodos ativos
Eletrodeposição 
2H2O(l)  O2(g) + 4H
+
(aq) + 4e
-
E°red = + 1,23 V
E°red = + 1,42 V
Eletrólise
 Recarga de pilhas e baterias
 Reação eletrolítica com eletrodos ativos
Reação espontânea é revertida 
devido à corrente elétrica