Aula_2_-_Eletroquimica

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Eletroquímica 
 
 
FÍSICO QUÍMICA 
 
 
1 Eletroquímica - Shisley Barcelos 
• A eletroquímica estuda o aproveitamento da 
transferência de elétrons entre diferentes 
substâncias para converter energia elétrica em 
reações químicas e vice-versa. 
 
 Pilhas: conversão espontânea de energia química em 
elétrica. 
 
 Eletrólise: conversão não espontânea de energia 
elétrica em química. 
 
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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 no qual ocorre o processo de 
oxidação. 
c) CÁTODOS: São os eletrodos no qual ocorre o processo de 
redução. 
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. 
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OBS. ânodo e cátodo podem ser redefinidos como segue: 
 
ÂNODO: Eletrodo do qual saem os elétrons para o circuito 
externo da célula. 
CÁTODO: Eletrodo no qual entram os elétrons através do 
circuito externo da célula. 
 
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. 
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Célula Eletroquímica - Consiste de dois condutores 
elétricos chamados Eletrodos - imersos em soluções 
apropriadas de eletrólitos. 
Para que surja corrente em uma célula é necessário: 
 Que os eletrodos estejam conectados externamente 
por um condutor metálico; 
 Que as duas soluções de eletrólitos estejam em 
contato para permitir o movimento de íon uma para 
outra; 
 Uma reação de transferência de elétrons possa 
ocorrer em cada um dos eletrodos. 
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Tipos de Células Eletroquímicas 
Célula Galvânica – as reações ocorrem 
espontaneamente e a célula produz energia 
elétrica. 
 
Célula Eletrolítica – consome energia elétrica, 
fornecida exteriormente por uma fonte de 
alimentação, de forma a ocorrerem as reações 
pretendidas. 
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 ”Resumo”: 
 
 
 
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 
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Ânodo e Cátodo 
EM UMA CÉLULA ELETROQUÍMICA 
 
Cátodo : é o eletrodo onde ocorre Redução 
 
Ânodo : o eletrodo onde ocorre Oxidação 
 
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São dispositivos eletroquímicos que 
transformam reações químicas em energia 
elétrica. 
 
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. 
 PILHAS 
 
 
 
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Observe as situações: 
 (I) (II) 
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Nesse processo ocorrem duas semi-reações: 
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Esquema : 
PILHA DE DANIELL 
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Célula Eletroquímica Simples 
Zn(s)  Zn
2+ + 2e- Cu2+ + 2e-  Cu(s) 
Zn(s) + Cu
2+  Cu(s) + Zn
2+ 
oxidação redução 
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Célula Eletroquímica 
No eletrodo de Zn ocorre a seguinte reação: 
No eletrodo de Cu ocorre a seguinte reação: 
Reação Global: 
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Atenção: 
 Oficialmente, por convenção mundial, as pilhas 
são representadas da seguinte maneira: 
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PILHA COMERCIAL (DE LECLANCHÉ) 
Formada por um invólucro de Zn que funciona como o anodo 
da célula. Eletrodo central, o catodo, é formado de grafite e está 
envolvido por uma camada de MnO2, por carvão em pó e por 
uma pasta úmida contendo NH4Cl, ZnCl2 e H2O. 
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PILHA COMERCIAL (DE LECLANCHÉ) 
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O ânodo é feito de zinco altamente poroso, que permite uma oxidação 
mais rápida em relação ao zinco utilizado na pilha seca comum. 
São semelhantes à de Leclanché. As principais 
diferenças são: 
A mistura eletrolítica contém KOH ou NaOH, 
ao invés de NH4Cl 
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. 
PILHA ALCALINA 
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É a reação de oxi-redução provocada pela corrente 
elétrica. 
 
Realizada em uma cuba eletrolítica onde a corrente 
elétrica é produzida por um gerador e os eletrodos 
são inertes: platina e grafita. 
 
 Eletrólise 
 
 
 
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Ígnea: A substância pura está liquefeita 
(fundida) e não existe água no sistema. 
Aquecendo-se a 808ºC, ele se funde e, no estado 
líquido, os íons tem liberdade de movimento. 
Passando-se uma C.E. contínua através da célula, 
é fácil perceber o que acontece. 
Aquosa: A substância está em solução. A 
disponibilização dos íons deve-se à introdução de 
água ao sistema. 
 Eletrólise 
 
 
 
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Célula Eletrolítica - Eletrólise Ígnea 
Eo = - 1,360 V Eo = - 2,710 V 22 Eletroquímica - Shisley Barcelos 
Exercício 
 
• Faça o esquema para uma célula eletrolítica 
onde ocorre a eletrólise ígnea do KBr. 
 
• Dê as semi-reações de oxidação/redução 
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Eletrólise em Meio Aquoso 
 É uma eletrólise onde há a dissociação de um 
composto iônico em solução aquosa. 
 
 O eletrodo deve ser inerte. 
 
 É necessário considerar a reação de auto-
ionização da água, onde produz íon H+ e íon 
OH-. 
 
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Eletrólise em Meio Aquoso 
 
• O composto iônico é dissolvido em água, 
ocorrendo a formação de íons livres, que 
produzirão a corrente elétrica. 
 
• Deve ser montada as quatro reações para 
obter a reação global desta eletrólise. 
 
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Eletrólise em Meio Aquoso 
• Existe uma tabela de facilidade de descarga 
elétrica, entre cátions e ânions: 
 
• Cátions: 
• Alcalinos < Alcalinos Terrosos < 
Al3+ < H+ < demais cátions 
 
• Ânions: 
• Ânions Oxigenados < OH- < ânions não-
oxigenados < halogênios 
 
 
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Reações oxidação/redução para H2O 
 
• 2H20  2H
+ + 2OH - 
 
• semi reação de redução - cátodo 
• 2H+ + 2e  H2 
 
• semi reação de oxidação - ânodo 
• 2OH-  H2O + 1/2O2 + 2e- 
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Célula Eletrolítica - Eletrólise Aquosa do NaCl 
 
 
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Reações 
 
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Eletrólise Aquosa do CuSO4 
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 Produção de elementos químicos de alta reatividade 
(metais alaclinos Na, K), Al, F2, Cl2… 
 
 Produção de compostos químicos de importância 
comercial como o NaOH, H2O2... 
 
 Purificação ou refino eletrolítico de vários metais, 
como o cobre, o zinco, o chumbo, etc… 
 
 Processo de eletrodeposição de metais (galvanização), 
como a niquelagem, a cromagem, a prateação, a 
douração. 
 
 Processo de anodização, que consiste em uma oxidação 
forçada da superfície de um metal, de modo a 
aumentar sua resistencia a corrosão. 
 Aplicações da Eletrólise 
32 Eletroquímica - Shisley Barcelos 
Exercícios 
• Faça o esquema de uma célula 
eletrolítica e escreva todas as reações 
ocorridas na eletrólise em meio aquoso 
para o: 
 
• A) Nitrato de prata e 
• B) Fosfato de potássio 
• C) FeCl2 
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Potencial de um Eletrodo 
 
 
Não existe um método para determinar o valor absoluto do potencial 
de um único eletrodo, uma vez que os dispositivos de medida de 
voltagem determinam apenas diferenças de potencial. 
Assim, como a medida é relativa, deve-se o potencial ser referido a 
uma base comum, sendo este o ELETRODO DE REFERÊNCIA. 
Este, foi cuidadosamente definido e aceito pela comunidade química. 
 O Eletrodo Padrão de Hidrogênio (EPH) constitui essa meia célula. 
 
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Eletrodo Padrão de Hidrogênio (EPH) 
2H+ + 2e-  H2(g) 
 
Eo = 0,000 V 
Pt(s), H2(g) (1 atm) , H
+ (1 mol L-1) 
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Eletrodos de Referência Secundários 
Preparo mais simples e de uso mais fácil 
 
Eletrodo de prata/cloreto de prata 
 
Eletrodo de Calomelano ou mercúrio/cloreto de mercúrio 
 
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Existem vários MÉTODOS ELETROANALÍTICOS que 
podem ser usados para se fazer as medidas: 
 
- Potenciometria 
- Condutimetria 
- Voltametria 
 
 
Propriedades elétricas monitoradas: 
 
- Diferença de potencial (volts) 
- Resistência (ohms) 
- Corrente em função do potencial aplicado (amperes) 
 
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Anodo Cátodo 
Oxidação 
Pólo - 
Pólo + 
Redução 
Pólo + 
Pólo - 
é chamado é chamado 
se nele ocorrer se nele ocorrer 
na pilha 
na eletrólise 
na pilha 
na eletrólise 
Polaridade dos Eletrodos na Célula Eletrolítica 
Eletrodo 
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Referências 
 
BROWN, LEMAY, BURSTEN, Química: a ciência central. São Paulo: Pearson Prentice 
Hall, 2005 
 
CASTELLAN, G. W. Fundamentos de Físico-Química. Rio de Janeiro: Livros Técnicos e 
Científicos. Editora S.A., 2007. 
 
MOORE W. J. Físico-Química. São Paulo: Edgar Blucher,1976. 
 
Colaboração Profa. DSc Lucília Alves Linhares. E prof DSc Evaneide Nascimento Lima 
 
 
 
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