Química Geral eletroquímica (1)

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Universidade Estácio de Sá 
Química Geral 
Professora Camila Pereira 
 
 
 CÉLULAS ELETROQUÍMICAS 
 
Sempre que ligamos um aparelho de computador portátil, estamos completando um circuito que permite 
que uma reação química ocorra em uma bateria, um exemplo de célula eletroquímica. Em geral, uma 
célula eletroquímica é um dispositivo em que uma corrente elétrica – fluxo de elétrons através de um 
circuito – é produzida por uma reação química espontânea ou é usada para forçar a ocorrência de uma 
reação não-espontânea. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 CÉLULAS GALVÂNICAS (PILHAS) 
 
É um processo espontâneo (DDP>0) que converte energia química em energia elétrica através de uma 
oxirredução. 
 
- Reações redox 
 
A reação de oxirredução, também chamada de reação redox, é a combinação de oxidação e redução. 
Oxidação é a perda de elétrons, redução é o ganho de elétrons. 
Para mostrar a remoção de elétrons de uma espécie que está sendo oxidada em uma reação redox, 
escrevemos a equação química de uma semi-reação de oxidação. Por exemplo, para mostrar a oxidação 
do magnésio, escrevemos: 
 
Mg (s) → Mg2+ (s) + 2 e- 
 
Na equação de uma semi-reação de oxidação, os elétrons perdidos sempre aparecem do lado direito 
da seta. 
Para as reações de redução (ganho de elétrons), por exemplo, para mostrar o ganho de elétrons na redução 
de íons Fe
3+
 a íons Fe
2+
, escrevemos: 
 
Fe
3+
 (aq) + e
-
 → Fe2+ 
 
Na equação de uma semi-reação de redução, os elétrons ganhos sempre aparecem à esquerda da 
seta. 
 
- Pilha de Daniell (também chamada célula de Daniell) 
 
A pilha de Daniell é um exemplo antigo de célula galvânica que usa a oxidação do cobre pelos íons zinco. 
No arranjo de Daniell, os dois reagentes estão separados. Para que os elétrons passem dos átomos Zn para 
os íons Cu
2+
 e permitam que a reação espontânea ocorra, eles têm de passar pelo circuito externo. Os íons 
Cu
2+
 convertem-se em átomos Cu no catodo através da semi-reação de redução 
 
Cu
2+
 (aq) + 2 e
-
 → Cu (s) 
 
Energia 
Química 
Energia 
Elétrica Eletrólise 
Pilha 
Os átomos de Zn se convertem em íons Zn
2+
 no anodo através da semi-reação de oxidação 
 
Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2 e- 
 
As duas soluções estão em contato através de uma parede porosa: os íons fornecidos pelo eletrólito 
movimentam-se entre os dois compartimentos e completam o circuito elétrico. Entretanto, quando íons 
diferentes se misturam, eles podem afetar a voltagem da célula. Para impedir a mistura das soluções, os 
químicos usam uma ponte salina para unir os dois compartimentos de eletrodo e completar o circuito 
elétrico. A ponte salina permite o fluxo de íons e completa o circuito elétrico, mas os íons são 
escolhidos de forma a não afetar a reação da célula (usa-se frequentemente KCl). A Figura 1 representa 
um arranjo de uma pilha. 
 
 
 
 
 
 
Figura 1 - Pilha 
 
O eletrodo em que a oxidação ocorre é chamado de anodo. O eletrodo em que ocorre a redução é 
chamado de catodo. Os elétrons são liberados pela semi-reação de oxidação no anodo, passam pelo 
circuito externo e reentram na célula no catodo. O catodo tem o sinal + e o anodo tem o sinal -. 
Em um diagrama de célula, cada linha representa uma interface entre as fases (entre o metal sólido e os 
íons em solução) e a ponte salina é indicada por duas barras, o arranjo da Figura 1 é escrito como: 
 
 
- Medindo a ddp (diferença de potencial) 
 
O valor indicado pelo voltímetro em volts (V), corresponde a diferença de potencial ou ddp (∆E) de uma 
pilha, e depende das espécies químicas envolvidas, das suas concentrações e da temperatura. 
Teoricamente, a ddp é calculada da seguinte forma: 
 
Oxidação 
Anodo 
Polo (-) 
Corrosão 
Solução concentrada 
Muitos cátions 
Redução 
Catodo 
Polo (+) 
Deposição 
Solução diluída 
Muitos ânions 
O fluxo de elétrons ocorre do anodo (polo -) para o catodo (polo +) 
ddp = E°oxi + E°red 
 
Em que E°oxi é o potencial padrão de oxidação e E°red é o potencial padrão de redução. 
 
Para a pilha de Daniell, temos: 
 
Zn
2+
 (aq) + 2 e
-
 → Zn (s) E°red = - 0,76 
Cu
2+
 (aq) + 2 e
-
 → Cu (s) E°red = + 0,34 
 
Como o Cu
+2
 tem maior potencial padrão de redução (E°red), a reação se mantém e o Cu
+2
 sofre a 
redução. E o zinco (Zn), com menor potencial padrão de redução irá oxidar, por isso invertemos a reação 
e o potencial padrão de redução passa a ser o potencial padrão de oxidação, invertendo-se o sinal. 
 
Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2 e- E°oxi = + 0,76 
Cu
2+
 (aq) + 2 e
-
 → Cu (s) E°red = + 0,34 
__________________________________________ 
Zn
0
 + Cu
2+
 → Zn2+ + Cu0 DDP = + 1,10V 
 
- Quando a ddp é positiva, temos um processo espontâneo; 
- Quanto maior o potencial de redução (mais positivo) maior a capacidade de sofrer REDUÇÃO; 
- Quanto menor o potencial de redução (mais negativo) maior a capacidade de sofrer OXIDAÇÃO; 
- Metal de sacrifício: é qualquer metal utilizado em estruturas submetidas a ambientes oxidantes, com o 
objetivo de ser oxidado em seu lugar. Exemplo: placas de zinco são periodicamente grudadas ao casco 
dos navios, pois atuam como eletrodos de sacrifício, se oxidando no lugar do ferro. E°(Zn
2+
/ Zn) = -0,76 e 
E°(Fe
2+
/ Fe) = -0,44. 
 
 
 EXERCÍCIOS 
 
Exercício 1 - A partir das semi-reações da pilha de zinco- óxido de magnésio, determine: 
a) As semi-reações do anodo e do catodo 
b) A reação geral da pilha 
c) A diferença de potencial da pilha 
 
Dados: 
 
Mg
2+
 (aq) + 2 e
- → Mg (s) E°= - 2 ,37 V 
Zn 
2+
 (aq) + 2 e
-
 → Zn (s) E° = - 0,76 V 
 
(Resposta: (c) 1,61 V) 
 
Exercício 2 - Considere o esquema seguinte que representa uma pilha constituída de metal cobre em 
solução aquosa de sulfato de cobre e metal cádmio em solução de sulfato de cádmio. 
 
Uma tabela fornece a informação de que os potenciais padrões de redução do Cu
2+
 e do Cd
2+
 são, 
respectivamente, +0,34 V e -0,40 V e que a prata é um elemento mais nobre que o cobre. Assinale a 
opção que mostra a ordem decrescente de facilidade de oxidação dos três metais citados e a diferença de 
potencial (ddp) da pilha indicada na figura 
 
 
 a) Cu > Ag > Cd; 0,74 V 
 b) Cd > Cu > Ag; +0,74 V 
 c) Ag > Cu > Cd; -0,06 V 
 d) Cd > Cu > Ag; +0,06 V 
 e) Ag > Cd > Cu; -0,74 V 
(Resposta: (b) 
 
 
Exercício 3 - O boato de que os lacres das latas de alumínio teriam um alto valor comercial levou muitas 
pessoas a juntarem esse material na expectativa de ganhar dinheiro com sua venda. As empresas 
fabricantes de alumínio esclarecem que isso não passa de uma “lenda urbana”, pois ao retirar o anel da 
lata, dificulta-se a reciclagem do alumínio. Como a liga do qual é feito o anel contém alto teor de 
magnésio, se ele não estiver junto com a lata, fica mais fácil ocorrer a oxidação do alumínio no forno. A 
tabela apresenta as semirreações e os valores de potencial padrão de redução de alguns metais: 
 
 
Com base no texto e na tabela, que metais poderiam entrar na composição do anel das latas com a mesma 
função do magnésio, ou seja, proteger o alumínio da oxidação nos fornos e não deixar diminuir o 
rendimento da sua reciclagem? 
a) Somente o lítio, pois ele possui o menor potencial de redução. 
b) Somente o cobre, pois ele possui o maior potencial de redução. 
c) Somente o potássio, pois ele possui potencial de redução mais próximo do magnésio. 
d) Somente o cobre e o zinco, pois eles sofrem oxidação mais facilmente que o alumínio. 
e) Somente o lítio e o potássio,pois seus potenciais de redução são menores do que o do alumínio. 
(Resposta: (e)) 
 
Exercíco 4 – As pilhas funcionam com reações químicas de oxidação no anodo, e de redução, no catodo. 
Dados os potenciais de redução, determine a diferença de potencial inicial entre os eletrodos da pilha 
padrão que se processa com a reação: 2Al + 3 Cu
+2
 → 3 Cu + 2Al+3. Dados: 
Al
+3
 + 3e
-
 → Al E°= -1,66V 
Cu
+2
 + 2e
-
 → Cu0 E°= +0,34V 
(Resposta: 2,00 V)