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Química Aplicada - Eletroquímica

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Aula teórica 04Aula teórica 04
Professor: Antônio Vitor Machado
machadoav@ufersa.edu.br
• Eletroquímica é a ciência que trata das relações
entre Química e a Eletricidade, descrevendo os
fenômenos que ocorrem na interface de um
condutor eletrônico (eletrodo), com um condutor
iônico (eletrólito).
ELETROQUÍMICA
O condutor eletrônico é
um metal;
O condutor iônico é
uma solução eletrolítica
ou um sal (iônico)
fundido.
Condução de Eletricidade
Isolantes
Eletrô nicos
Metais, Óxidos Inorgâ nicos,
Polí meros Condutores
Iô nicos
Soluç õ es de Eletró litos
Cristais Dopados
Condutores
Materiais
e-
Condutor iônico
Condutor Eletrônico
ENERGIA PILHA ENERGIA
QUÍMICA ELÉTRICA
ELETRÓLISE
ELETROQUÍMICA
• Estuda não só os fenômenos envolvidos na produção de
corrente elétrica a partir da transferência de elétrons em
reações de óxido-redução, mas também a utilização de
corrente elétrica na produção dessas reações e substâncias de
interesse comercial.
• O estudo da eletroquímica pode ser dividido em duas 
partes:
ELETROQUÍMICA
conversão não espontânea de energia elétrica em química.
Nomenclatura 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.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: Sistema formado por um circuito
externo que conduza a corrente elétrica e interligue dois
eletrodos que estejam separados e mergulhados num eletrólito.
”Resuminho”:
Redução: ganho de elétrons ( diminuição de Nox) 
Oxidação: perda de elétrons ( aumento de Nox)
Redutor: fornece elétrons e se oxida (Nox aumenta)
Oxidante: recebe elétrons e se reduz (Nox diminui)
O redutor reduz o oxidante
O oxidante oxida o redutor
�Pilhas são dispositivos eletroquímicos que
transformam energia químicas em energia
elétrica.
�Cada substância possui uma maior ou menor
PILHAS
�Cada 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.
Alessandro Giuseppe Volta 
Este físico italiano, foi um
dos PRECURSORES dos
estudos de fenômenos
ELÉTRICOS e conseguiuELÉTRICOS e conseguiu
gerar ELETRICIDADE por
meio de reações químicas.
• Pilhas: Alessandro Volta (1800)
Ele empilhou pequenos DISCOS DE ZINCO E COBRE,
separando-os com pedaços de um material poroso (feltro)
embebidos em uma solução aquosa de H2SO4 (boa condutora).
� O químico inglês John Frederic Daniell construiu
uma pilha diferente, substituindo as soluções
ácidas utilizadas por Volta - que produziam
gases tóxicos – por soluções de sais tornando as
experiências com pilhas menos arriscadas.
PILHA DE DANIELL (1836)
experiências com pilhas menos arriscadas.
I II
Reação: Cu0 + 2 Ag+→Cu2+ + 2 Ag0
Nesse processo ocorrem duas semi-reações:
CONSTITUIÇÃO DAS PILHAS
• ELETRODOS
– metal– metal
– solução do metal
• FIO CONDUTOR DE ELÉTRONS
• PONTE SALINA OU PLACA POROSA
Finalidade:
Permitir o escoamento de íons de uma semicela para
outra, de modo que cada solução permaneça sempre
eletricamente neutra.
Ponte Salina: Ponte Salina: 
Solução de água 
e sal.
No caso da pilha
de Daniell
(solução de KCl
eletrólito forte)
• Pilha de Daniell (1836)
Reações das Pilhas
e- →e- → e- →e- →
Semi-reação de oxidação (perde e-)
Semi-reação de redução (ganha e-)
Zn + Cu2+ ⇒ Zn2+ + CuREAÇÃO GLOBAL DA PILHA
Sentido 
dos
e-
Célula Eletroquímica
No eletrodo de Zn ocorre a seguinte reação:
No eletrodo de Cu ocorre a seguinte reação:
Reação Global:
REPRESENTAÇÃO SIMPLIFICADA
A0/A+ // B+/B0
Pólo –
Oxidação
ÂNODO
Pólo +
Redução
CÁTODO
Ponte salina
•Obs.: O sentido da corrente elétrica é o inverso do caminho percorrido 
pelos elétrons.
ÂNODO CÁTODO
Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu
POTENCIAL DE UMA PILHA
O Potencial de um pilha é medido 
experimentalmente por um aparelho 
denominado VOLTIMETRO, cujo 
objetivo é medir a força eletromotriz 
(fem ou E) da pilha.
O valor indicado pelo voltímetro, em 
volts (V), corresponde a diferença de 
potencial ou ddp (∆E) de uma pillha, 
e depende das espécies químicas
envolvidas, das suas concentrações 
e da temperatura.
PILHAS OU CÉLULAS GALVÂNICAS
POTENCIAL DO ELETRODO 
Potencial normal (ou Padrão) do Eletrodo
Símbolo = E0
Unidade = volt (V)
Conceito: é a grandeza que mede a capacidade que o Conceito: é a grandeza que mede a capacidade que o 
eletrodo possui de sofrer oxi-redução nas condições 
padrão
Condição Padrão
Concentração da solução: 1 mol/L;
Pressão: 1 atm
Temperatura: 25o.C
Cálculo do ∆E da Pilha
∆E = E0 redução - E0 redução
maior menor
ou
∆E = E0 oxidação - E0 oxidação
maior menor
∆E > 0 processo espontâneo
∆E < 0 processo não espontâneo
Cátodo Cátodo
Medição dos Potenciais
Eletrodo Padrão
Por convenção foi escolhido o
eletrodo de hidrogênio H2 / 2H+
como eletrodo padrão.
Esse eletrodo possui potencial
de oxidação e/ou redução igual
a ZERO
H2 ⇒ 2H+ + 2e E0 = 0,00 V
2H+ + 2e ⇒ H2 E0 = 0,00 V
PROCESSOS ÓXIDO-REDUÇÃO
• POTENCIAL DE REDUÇÃO:
– MEDE A TENDÊNCIA PARA RECEBER ELÉTRONS.
• POTENCIAL DE OXIDAÇÃO:
– MEDE A TENDÊNCIA PARA DOAR ELÉTRONS.
PROCESSOS ÓXIDO-REDUÇÃO
• SÃO DADOS OS POTENCIAIS DE 
REDUÇÃO:
– Cu2+ + 2e- ↔ Cu (redução) E°= +0,349V– Cu + 2e Cu (redução) E°= +0,349V
– Zn ↔ Zn2+ + 2e- (oxidação) E°= -0,76V
• O POTENCIAL DE REDUÇÃO DO COBRE É MAIOR QUE O DO 
ZINCO, ENTÃO O COBRE IRÁ REDUZIR E O ZINCO IRÁ OXIDAR.
PONTENCIAL PADRÃO DE REDUÇÃO E° á 25°C
Medição dos Potenciais
Exemplo com Zinco
Quanto 
menor o 
potencial de 
redução 
(mais 
negativo), 
maior a 
Quanto maior 
o potencial 
de redução 
(mais 
positivo), 
maior a 
capacidade maior a 
capacidade 
de sofrer 
OXIDAÇÃO
capacidade 
de sofrer 
REDUÇÃO
Aumenta o 
caráter 
OXIDANTE
Aumenta o 
caráter 
REDUTOR
ELETRODO DE SACRIFÌCIO
Placas de zinco são periodicamente 
grudadas ao casco dos navios, pois 
atuam como eletrodos de sacrifício, atuam como eletrodos de sacrifício, 
se oxidando no lugar do ferro.
Zn2+ + 2e ⇒ Zn E0 = - 0,76 V
Fe2+ + 2e ⇒ Fe E0 = - 0,44 V
☺ Aplicando nossa aula
1 – Considerando a pilha esquematizada abaixo, indique:
a) O metal M, que combinado com 
o eletrodo de alumínio funcione 
como ânodo da pilha.
b) Calcule o ∆E da pilha de 
Alumínio com o metal M escolhido 
no item a.
c) Indique o metal com maior 
caráter oxidante na tabela dada.
a) O metal M, que combinado com 
o eletrodo de alumínio funcione 
como ânodo da pilha.
RESOLUÇÃO:
O Potencial de redução do 
alumínio é = -1,66 V; 
O metal M para atuar como ânodo 
deverá sofrer OXIDAÇÃO e deverá, deverá sofrer OXIDAÇÃO e deverá, 
portanto possuir MENOR potencial de 
REDUÇÃO que o Alumínio.
O único metal com potencial de 
redução menor que o Alumínio é o 
MAGNÉSIO = -2,36 V
b) Calcule o ∆E da pilha de 
Alumínio com o metal M escolhido 
no item a.
∆E = E0redução- E0redução
maior menor
∆E = E0Al - E0Mg
∆E = + 0,70 V
∆E = -1,66 - (-2,36)
OBS: toda pilha é um processo 
espontâneo de transferência de 
elétrons e portanto seu ∆E e sempre 
positivo.
c) Indique o metal com maior 
caráter oxidante na tabela dada.
Maior caráter OXIDANTE, 
significa, maior capacidade de 
sofrer REDUÇÃO;
Na tabela ao lado o metal com 
maior poder de redução é a 
PRATA = + 0,80 V
2 – Observe a pilha abaixo e indique:
a) O ânodo da pilha.
b) O pólo positivo da 
pilha.
c) O eletrodo que sofre 
oxidação.
d) Calcule o ∆E da pilha. 
e) Escreva a notação 
oficial da pilha.
RESOLUÇÃO
a) O ânodo da pilha.
b) O pólo positivo da pilha.
c) O eletrodo que sofre 
oxidação.
Eletrodo de chumbo
Eletrodo de Prata
Sofre oxidação 
ÂNODO 
Pólo Negativo 
Sofre redução 
CÁTODO 
Pólo Positivo 
MENOR POTENCIAL DE 
REDUÇÃO 
MAIOR POTENCIAL DE 
REDUÇÃO 
Eletrodo de Chumbo
d) Calcule o ∆E da pilha. 
∆E = E0redução - E0redução
maior menor
∆E = E0Ag - E0Pb
∆E = + 0,79 - (-0,13)
Maior potencial de 
redução
Menor potencial 
de redução
∆E = + 0,92 V
e) Escreva a notação 
oficial da pilha.
Pb0/Pb2+ // Ag+/Ag0
Pólo –
Oxidação
ÂNODO
Pólo +
Redução
CÁTODO
Ponte salina
3 – Considere a notação oficial da pilha e responda as questões:
Cr/Cr3+ // Ni2+/Ni 
a) O pólo negativo da pilha.
Dados: E0 red a 25o.C e soluções 1mol/L
Cr3+ + 3e-→ Cr E0 = -0,41 V
Ni2+ + 2e-→ Ni E0 = -0,24 V
Menor potencial de redução (sofre oxidação)
Maior potencial de redução (sofre redução) 
Eletrodo onde ocorre oxidação - Cra) O pólo negativo da pilha.
b) O cátodo da pilha.
c) Escreva as semi-reações da pilha e a reação global da pilha.
Eletrodo onde ocorre oxidação - Cr
Eletrodo onde ocorre redução - Ni
2Cr → 2Cr3+ + 6e- (x2)semi-reação de oxidação 
semi-reação de redução 3Ni2+ + 6e- → 3Ni (x3)
REAÇÃO GLOBAL: 2 Cr + 3Ni2+→ 2 Cr3+ + 3Ni
Cr/Cr3+ // Ni2+/Ni 
Dados: E0 red a 25o.C e soluções 1mol/L
Cr3+ + 3e-→ Cr E0 = -0,41 V
Ni2+ + 2e-→ Ni E0 = -0,24 V
d) Calcule o ∆E da pilha. 
∆E = E0redução - E0redução
maior menor
∆E = E0Ni - E0Cr
∆E = + 0,17 V
∆E = - 0,24 - (-0,41)
A EQUAÇÃO DE NERNST
• A equação que relaciona o potencial real de 
uma meia-reação com as concentrações das 
espécies oxidadas e reduzidasespécies oxidadas e reduzidas
• E = E°+ RT ln (receptor de elétrons)
nF (doador de elétrons)
Influência da Conc. Iônica no Potencial de 
Redução
Equação de Nernst:
E = pot. redução em concentração ≠ 1mol.L-1;
lnQ
nF
RTEE o ⋅−=
E = pot. redução em concentração ≠ 1mol.L ;
Eo = pot. padrão de redução;
R = cte. universal gases perfeitos = 8,314 J.K-1.mol-1;
T = 25 oC = 298 K;
n = n.o mol e- na reação de eletrodo;
F = cte. de Faraday = 96500 C;
Q = quociente reacional.
Juntando todas as constantes e convertendo ln em log,
obtém-se:
Influência da Conc. Iônica no Potencial de 
Redução
Quociente reacional (Q):
Qlog
n
0,059EE o ⋅−=
Supondo o eletrodo: Mn+ + n e- ⇄ M, tem-se:
coef
M )(C
1Q
n+
=
Influência da Conc. Iônica no Potencial de 
Redução
Exemplo 1:
Calcular o potencial de redução do eletrodo: 
Cu2+ (1x10-5 mol.L-1)/Cuo, a 25 oC.
Cuo
Cu2+ 10-5 mol.L-1
25 oC
Reação de eletrodo: Cu2+ + 2 e- ⇄ Cuo Eo = +0,34 V
E = + 0,1925 V
25 C
=⋅−+=⋅−=
−
+
5
Cu
o
1x10
1log
2
0,0590,34
C
1log
n
0,059EE
2
Influência da Conc. Iônica no Potencial de 
Redução
Exemplo 2:
Calcular o potencial de redução do eletrodo: 
2H+ (pH = 4)/H2, a 25 oC e 1 atm.
Reação de eletrodo: 2H+ + 2 e- ⇄ H2 Eo = +0,00 V
pH = 4 → Conc. H+ = 1 x 10-4 mol.L-1
E = − 0,236 V
=⋅−=⋅−=
+
22 )) 4-H
o
(1x10
1log
2
0,0590,00(C
1log
n
0,059EE
PILHA DE LECLANCHÉPILHA DE LECLANCHÉ
O MnO2 triturado e mesclado com o carvão, constitui em
conjunto com a barra de grafite o eletrodo positivo e a pasta de
NH4Cl mais o eletrodo de Zn constituem o eletrodo negativo.
PILHA DE LECLANCHÉPILHA DE LECLANCHÉ
PILHA DE LECLANCHÉPILHA DE LECLANCHÉ
�O ânodo é feito de zinco altamente poroso, que permite uma oxidação 
mais rápida em relação ao zinco utilizado na pilha seca comum.
PILHA SECA ALCALINA ou PILHA COMUM ALCALINA
São semelhantes à de Leclanché. As principais 
diferenças são:
�A mistura eletrolítica contém KOH ou NaOH, 
ao invés de NH4Cl 
mais rápida em relação ao zinco utilizado na pilha seca comum.
�Comparando-as com as pilhas secas comuns, as alcalinas são mais 
caras, mantêm a voltagem constante por mais tempo e duram cinco vezes 
mais.
Por que será que as pilhas alcalinas duram mais que as 
comuns???
Nas pilhas alcalinas, o meio básico faz com que o eletrodo de zinco sofra 
um desgaste mais lento, comparado com as pilhas comuns que possuem 
um caráter ácido.
SABENDO MAIS...
Porque uma bateria de automóvel (chumbo) dura tanto tempo?
Em uso contínuo, a bateria de chumbo duraria poucas horas, mas no automóvel, ela
é recarregada pelo gerador, através da aplicação de uma diferença de potencial
superior a da bateria em sentido contrário (eletrólise).
É correto colocar água na bateria de chumbo?
As constantes recargas efetuadas pelo gerador na bateria de chumbo, causa
Durante a descarga da bateria o ácido sulfúrico é consumido, com isso a
concentração e a densidade da diminuem gradativamente. Quando a densidade
atinge valores inferiores a 1,20g/mL, a bateria está praticamente descarregada.
As constantes recargas efetuadas pelo gerador na bateria de chumbo, causa
também a decomposição da água da solução da bateria, por isso, periodicamente
coloca-se água destilada
Quando a bateria de chumbo fica totalmente descarregada?
SABENDO MAIS...
Depois que a pilha comum para de funcionar (descarrega) ela pode ser 
recarregada e voltar a funcionar novamente?
Não. Porque a pilha de Leclanché não é recarregável (semi-reação de redução
irreversível). A pilha cessa seu funcionamento quando todo o dióxido de manganês é
consumido.
Não, ela volta a funcionar durante algum tempo, porque a baixa temperatura faz
com que o gás amônia seja removido, o que não significa que ela foi recarregada.
Se colocarmos uma pilha gasta na geladeira ela é recarregada?
Cálculo da ddp das pilhas (voltagem): 
Zn0� 2e- + Zn2+ E0= +0,76 V
ELETROQUÍMICA
Cu2+ + 2e-� Cu0 E0= +0,34 V
E = E0oxid + E0red = + 1,10 V ou
E = E0redmaior - E0redmenor = 0,34 - (-0,76)=1,10V
A equação global dos processos envolvidos 
nessa pilha será:
ânodo: Zn0(s)� 2e- + Zn2+(aq) E0= +0,76 V
ELETROQUÍMICA
cátodo: Cu2+(aq)+ 2e-� Cu0(s) E0= +0,34 V
reação global: Zn0(s) + Cu2+(aq)� Zn2+(aq) + Cu0(s)
Essa pilha pode ser representada por:
Zn0 / Cu2+ // Zn2+ / Cu0
ELETROQUÍMICA
Zn0(s) / Cu2+(aq) // Zn2+(aq) / Cu0(s)

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