Aula 8 Eletroquímica oxirredução e pilhas

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Eletroquímica 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9. 
ed. São Paulo: Prentice-Hall, 2005. Capítulo 20 
KOTZ, John C.; TREICHEL, Paul M.; Weaver, Gabbriela C.; Química geral e reações 
químicas: volume 2. Rio de Janeiro: LTC, 2005. Capítulo 20 
 
2 
Eletroquímica 
Estudo das relações entre a eletricidade e as reações químicas. 
Reações de Oxirredução (ou Redox) 
Como determinar se uma reação é de oxirredução? 
Conhecendo os números de oxidação (Nox) dos elementos 
envolvidos na reação 
Fe(s) + CuSO4(aq) Cu(s) + FeSO4(aq) 
? 
Elétrons são transferidos do átomo oxidado para o átomo reduzido. 
2H2(g) + O2(g) 2H2O(g) 
3 
Números de oxidação 
4 
Substância Regra Exemplos 
Substância simples O Nox será sempre zero Al, Fe, O2, Cl2, O3, Br2, Ar, C, 
I2, H2, etc. 
Metais alcalinos Quando combinados, Nox será +1 NaCl, CsF 
Metais alcalino-
terrosos 
Quando combinados, Nox será +2 MgO, CaF, CaOH 
Boro e alumínio Quando combinados, Nox será +3 AlCl3, BF3 
Oxigênio Nox igual a -2, exceto em 
peróxidos 
H2O, H2SO4 
Hidrogênio Quando ligado a ametal, Nox será 
+1. Quando ligado a metal, Nox 
será -1. 
HCl, H2CO3 
 CaH2, KH 
Enxofre, telúrio e 
selênio 
Nox igual a -2 quando estiverem 
em compostos binários sem 
oxigênio 
H2Te, CS2 
Cloro, bromo e iodo Nox igual a -1 em compostos 
binários sem oxigênio 
HCl, MgCl2, CaBr2, HI 
Flúor Quando combinados, Nox será -1 NaF, CaF2 
Tabela 1: Principais regras para o cálculo do Nox 
Números de oxidação 
5 
Compostos iônicos: Nox será igual a própria carga do íon 
Números de oxidação 
Compostos moleculares: Nox será a carga elétrica aparente que o 
átomo adquiriria se houvesse a quebra da ligação covalente, e o átomo 
mais eletronegativo ficasse com os elétrons da ligação. 
NaCl MgCl2 
HCl H2O 
HClO HClO2 HClO3 HClO4 CO3
2- KMnO4 
6 
Números de oxidação 
 Em uma transformação química, quando uma determinada espécie 
química perde elétrons, dizemos que essa espécie química sofreu 
oxidação. Nesse caso, o Nox vai aumentar. 
 
Oxidação: perda de elétrons: aumenta Nox 
 
 
 
 
 Quando, em uma transformação, uma espécie química ganha elétrons, 
o Nox dessa espécie vai diminuir. Nesse caso, dizemos que ela sofreu 
redução. 
 
Redução: ganho de elétrons: diminui Nox 
Quem sofre oxidação é um agente redutor 
Quem sofre redução é um agente oxidante 
7 
Eletroquímica 
Reações de Oxirredução 
Transferência de elétrons 
 
Processo simultâneo de perda e ganho de elétrons 
ou redox 
Fonte: http://pt.slideshare.net/thelawofscience/acids-and-bases-11425616 
Mg(s) + 2HCl(aq) MgCl2(aq) + H2(g) 
Semirreações 
 
Mg Mg2+ + 2e- 
 
 
 
2H+ + 2e- H2 
Semirreação de oxidação 
Semirreação de redução 
8 
Variações de Nox: reações de oxirredução 
Cu(s) + 2AgNO3(aq) Cu(NO3)2 + 2Ag(s) 
Cu(s) + 2Ag+(aq) Cu2+ + 2Ag(s) 
Oxidação: agente redutor 
Redução: agente oxidante 
Recebe e- 
Perde e- 
Escreva a equação iônica. 
 
Indique os agentes redutor e 
oxidante. 
 
Escreva as semirreações de 
redução e oxidação. 
Cu(s) 
AgNO3(aq) 
Eletroquímica 
Reações de Oxirredução 
Oxidação: agente redutor (substância redutora) 
Redução: agente oxidante (substância oxidante) 
Fornece elétrons para 
outra substância 
Remove elétrons de 
outra substância 
9 
Variações de Nox: reações de oxirredução 
As equações para cada semirreação são balanceadas 
em carga e massa. 
Cu(s) + 2Ag+(aq) Cu2+(aq) + 2Ag(s) 
 
Cu(s) Cu2+(aq) + 2e- 
2Ag+(aq) + 2e- 2Ag(s) 
Semirreação de oxidação 
Semirreação de redução 
Equação iônica global 
balanceada 
Ag+(aq) + e- Ag(s) 
Necessita de balanceamento 
Eletroquímica 
Reações de Oxirredução 
10 
Fonte: http://pibidqmcvr.blogspot.com.br/2012/12/800x600-normal-0-21-false-false-false.html 
Potencial-padrão (1,0 mol/L e 1 atm) para algumas meia-células, a 25ºC 
11 
Balanceamento de equações de oxirredução 
Al(s) + Cu2+(aq) Al 3+(aq) + Cu(s) Equação não balanceada 
Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) 
Al (s) Al 3+(aq) + 3e- 
Semirreação de redução: 
Semirreação de oxidação: 
Cu2+(aq) Cu(s) 
Al (s) Al 3+(aq) 
Redução: 
Oxidação: 
Nox diminui 
Nox aumenta 
Identifique quais espécies químicas sofrem redução e oxidação: 
Escreva as semirreações: 
Uma lâmina de alumínio foi mergulhada em uma solução aquosa de 
sulfato de cobre (II) ocorrendo a formação de cobre metálico e íons Al 3+. 
Eletroquímica 
Reações de Oxirredução 
12 
Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) 
Al(s) Al3+(aq) + 3e- 
Semirreação de redução: 
Semirreação de oxidação: 
Balanceie as semirreações em massa e carga: 
Fonte:http://pt.slideshare.net/vanessa
whitehawk/electrochemistry-ch-14 
Balanceamento de equações 
de oxirredução 
Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) 
Al(s) Al3+(aq) + 3e- 
Semirreação de redução: 
Semirreação de oxidação: 
Multiplique cada semirreação por um fator apropriado: 
O agente redutor deve transferir tantos e- quanto 
necessários para a redução do agente oxidante. 
x3 
x2 
3Cu2+(aq) + 6e- 3Cu(s) 
2Al(s) 2Al3+(aq) + 6e- 
Semirreação de redução: 
Semirreação de oxidação: 
Some as semirreações para obter a equação global balanceada: 
3Cu2+(aq) + 2Al(s) 3Cu(s) + 2Al3+(aq) 
Eletroquímica 
Reações de Oxirredução 
13 
Dispositivos nos quais 
uma reação espontânea 
de oxirredução produz 
corrente elétrica 
Processo não espontâneo, no 
qual uma corrente elétrica 
produz uma reação de 
oxirredução 
Estuda as relações entre eletricidade e as reações químicas 
Eletroquímica 
Pilhas e baterias Eletrólise 
corrosão 
14 
Eletroquímica 
Fonte: http://www.il.mahidol.ac.th/e-media/electrochemistry/web/electrochem01.htm 
Fonte: http://pt.slideshare.net/LKOTZE/redox-reactions-50999868 
Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) 
Lâmina de zinco em solução 
aquosa de sulfato de cobre 
Íons SO4
2- : íons espectadores 
Oxidação: Zn(s) Zn2+(aq) + 2e- 
Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) Redução: 
Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) 
Neste sistema a transferência de 
elétrons não pode ser 
aproveitada para produzir 
corrente elétrica 
Zn(s) Cu(s) 
Ânodo ( - ) Cátodo ( + ) 
Zn(NO3)2(aq) Cu(NO3)2 (aq) 
Ponte salina 
1,0 mol/L 1,0 mol/L Meia-célula 
Zn ǀ Zn2+ 
Meia-célula 
Cu2+ ǀ Cu 
Pilha Célula Voltaica 
Para o funcionamento da pilha, a principal condição é que os reagentes 
sejam mantidos separados, de modo que a transferência de elétrons 
(passagem de corrente elétrica) se dê através de um fio. 
Eletroquímica 
Zn ǀ Zn2+ ‖ Cu2+ ǀ Cu 
13 
16 
Pilha Célula Voltaica Eletroquímica 
 Os elétrons fluem do circuito externo : ânodo cátodo 
 
 
 Eletrodo de Zn(s): sofre corrosão (desgaste) 
 
 Eletrodo de Cu(s): sofre deposição 
 
 
 As soluções nas duas meia-células devem permanecer neutras para 
que a célula voltaica possa funcionar normalmente 
[Zn2+] 
[Cu2+] 
Membrana porosa ou ponte salina 
Qual a função da ponte salina? 
17 
Eletroquímica 
Fonte: https://profhenriquequimico.wordpress.com/2014/02/16/bentinho-resumo-pilha-
de-daniell-3-ano-semana-1002-a-1402/ 
Fonte: http://quimicasemsegredos.com/pilha-de-daniel/Pilha de Daniell 
Pilha Comum 
Fontes portáteis de eletricidade 
Bateria 
Fonte: http://alunosonline.uol.com.br/quimica/qual-diferenca-entre-pilhas-baterias.html 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: 
a ciência central. 9. ed. São Paulo: Prentice-Hall, 2005. Capítulo 20 
Página 748 
Baterias e pilhas 
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1) No funcionamento de uma célula voltaica (pilha) verifica-se o acúmulo 
de chumbo metálico na placa da esquerda e desgaste da placa da direita. 
Pb2+(aq) 
Pb(s) 
Al 3+(aq) 
Al (s) 
a) Expresse, por meio de equações químicas, o que ocorre em cada eletrodo. 
b) Em que sentido se estabelece o fluxo eletrônico no fio metálico? 
c) Qual eletrodo atua como cátodo e qual atua como ânodo? 
d) Qual é o polo positivo e qual é o negativo? 
e) Equacione a reação global da pilha. 
Exercícios 
19 
Cu2+(aq) 
Cu(s) 
Ag+(aq) 
Ag(s) 
2) No funcionamento de uma célula voltaica (pilha) verifica-se o depósito 
de metal na placa de prata e o desgaste da placa de cobre. 
Exercícios 
a) Qual dos eletrodos é o ânodo? E o cátodo? 
b) Qual dos eletrodos é o polo negativo? E o polo positivo? 
c) Que espécie química é oxidada? E qual é reduzida? 
d) Equacione a semirreação anódica. 
e) Equacione a semirreação catódica. 
f) Equacione a reação global da pilha. 
g) Qual o sentido da movimentação dos elétrons no fio? 
h) Qual o sentido da movimentação dos íons na ponte salina? 
20 
Eletroquímica 
Fem de Pilhas 
Por que os elétrons são transferidos espontaneamente do 
átomo de Zn(s) para um íon Cu2+? 
“Os elétrons fluem do ânodo de uma célula voltaica para o cátodo devido a 
diferença na energia potencial. A energia potencial dos elétrons é mais alta 
no ânodo que no cátodo, e eles fluem espontaneamente por um circuito 
externo do ânodo para o cátodo.” 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Prentice-Hall, 2005. Capítulo 20 
Voltímetro: fornece o valor da diferença de potencial entre dois eletrodos de 
uma célula voltaica. 
Diferença de potencial: força eletromotriz ou fem; potencial da pilha 
Força diretora que empurra os elétrons pelo circuito externo 
 
Depende das reações específicas que ocorrem no ânodo e no cátodo, 
das concentrações dos reagentes e produtos e da temperatura. 
21 
Eletroquímica 
Fem de Pilhas 
Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) E0cel = +1,10 V 
25ºC e condições padrão 
 
Concentrações de 1,0 mol/L 
Pressão de 1 atm 
Zn(s) oxida: ânodo 
Cu2+ reduz: cátodo 
Eletrodo de Cu possui maior potencial de redução que o eletrodo de Zn 
Potencial do eletrodo 
Potencial da meia-célula 
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Eletroquímica 
Potencial do eletrodo 
Ag(s) em solução contendo Cu2+(aq) 
Ag(s) em solução contendo Zn2+(aq) 
Não ocorre reação 
Cada eletrodo possui um potencial. 
Potencial (E) de um eletrodo é uma grandeza relacionada à tendência que 
ele tem para sofrer oxidação ou redução. 
 Elétrons movimentam-se em um fio metálico de um ponto de menor 
potencial elétrico em direção a um ponto de maior potencial elétrico. 
Polo positivo: maior 
potencial elétrico 
Zn(s) em solução contendo Cu2+(aq) 
Cu(s) em solução contendo Ag+(aq) 
Ocorre reação 
Maior potencial de 
redução 
Maior potencial de 
redução 
23 
Eletroquímica 
Potencial do eletrodo 
O potencial da célula voltaica é a diferença entre os potenciais dos 
eletrodos do cátodo e do ânodo. 
 
 
“Por convenção, o potencial associado a cada eletrodo é escolhido como 
o potencial para a redução que ocorre naquele eletrodo.” 
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9. ed. São Paulo: Prentice-Hall, 2005. Capítulo 20 
Potenciais-padrão de redução, E0red 
Valores tabelados 
24 
Fonte: http://pibidqmcvr.blogspot.com.br/2012/12/800x600-normal-0-21-false-false-false.html 
Potencial-padrão de redução (1,0 mol/L e 1 atm) para algumas meia-células, a 25ºC 
Eletroquímica 
Potencial-Padrão da meia-célula 
Meia-célula adotada como referencial padrão 
Fonte:http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/p
otencialpadrao-reducao-das-pilhas.htm 
Voltímetro: Fornece apenas diferenças 
de potencial (comparação do potencial 
elétrico de um ponto com o outro). 
Solução aquosa de H2SO4 
1,0 mol/L em H+ 
Para poder comparar as diversas meia-
células, resolveu-se medir e tabelar as 
diferenças de potencial de todas em 
relação a um único referencial. 
Eletrodo-padrão de hidrogênio 
Se essa meia-célula atuar como 
ânodo: H2 → 2H
+ + 2e- 
2H+ + 2e- → H2 
Se essa meia-célula atuar como 
cátodo: 
Observação: Platina (Pt) é um metal nobre, 
dificilmente reage. Mas tem a propriedade 
de adsorver o H2(g) em sua superfície. 
2H+(aq) + 2e- → H2(g) E
0
red = 0 
26 
Eletroquímica 
Potencial-Padrão da meia-célula 
Estado-padrão 
 
• 25ºC 
• Gases participantes com pressão de 1 atm 
• Íons participantes da oxirredução com concentração igual a 1,0 mol/L 
 
No estado-padrão, o potencial é representado por E0 e denomina-se 
potencial-padrão. 
Experimentos com eletrodo-padrão de hidrogênio, no estado-padrão. 
Diferença de potencial-padrão. 
ΔE0 = E0red. (cátodo) – E
0
red.(ânodo) 
O valor de E0 para o eletrodo-padrão de hidrogênio foi convencionado como 
sendo 0 V (zero volt), quer ele atue como ânodo, quer atue como cátodo. 
27 
Eletroquímica 
Potencial-Padrão da meia-célula 
Exemplos de medidas de potenciais de redução: 
 Medida de E0red do eletrodo de zinco 
 
 Medida de E0red do eletrodo de cobre 
lousa 
Conclusões sobre potenciais de eletrodos: 
E0red. ˃ 0 – ocorre com eletrodos que têm maior tendência a sofrer 
redução que o eletrodo de referência (H2). 
E0red. ˂ 0 – ocorre com eletrodos que têm menor tendência a sofrer 
redução que o eletrodo de referência (H2). 
 
28 
Exercícios 
3) As seguintes meia-células são usadas para montar uma pilha: 
 
 
Zn(s) Ag(s) 
Zn2+(aq) Ag+(aq) 
Considerando os potenciais da 
meia-célula: 
 
Zn2+(aq) + 2e- Zn(s) E0 = -0,76 volt 
Ag+(aq) + 1e- Ag(s) E0 = +0,80 volt 
 
Responda às questões a seguir, que se 
referem ao funcionamento da pilha: 
 
a) Qual dos eletrodos é o ânodo? E o 
cátodo? 
b) Qual dos eletrodos é o polo 
negativo? E o polo positivo? 
c) Que espécie química é oxidada? E 
qual é reduzida? 
d) Equacione a semirreação anódica. 
e) Equacione a semirreação catódica. 
f) Equacione a reação global da pilha. 
g) Qual o sentido da movimentação 
dos elétrons no fio? 
h) Qual o sentido da movimentação 
dos íons na ponte salina? 
i) Calcule o valor de ΔE0 para essa 
pilha. 
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Espontaneidade de reações de oxirredução 
Reação de oxirredução espontânea: 
 
E0red. (cátodo) – E
0
red. (ânodo) ˃ 0 
 
ΔE0 ˃ 0 
Reação de oxirredução não espontânea: 
 
E0red. (cátodo) – E
0
red. (ânodo) ˂ 0 
 
ΔE0 ˂ 0 
Mg2+(aq) + 2e- Mg(s) E0 = -2,37 V 
Ni2+(aq) + 2e- Ni(s) E0 = -0,25 V 
Cu2+(aq) + 2e- Cu(s) E0 = 0,34 V 
 
Com base nos dados acima, justifique se as equações abaixo são ou não 
espontâneas: 
 
Mg2+(aq) + Ni(s) Mg(s) + Ni2+(aq) 
Cu2+(aq) + Mg(s) Cu(s) + Mg2+(aq) 
Ni2+(aq) + Cu(s) Ni(s) + Cu2+(aq) 
30 
Eletroquímica 
 
Eletrólise 
Reação química provocada pela passagem da corrente elétrica. 
Eletrólise ígnea: reação química provocada pela 
passagem da corrente elétrica através de um 
composto iônico fundido. 
Eletrólise aquosa: reação química provocada pela 
passagem da corrente elétrica através de umasolução aquosa de um eletrólito. 
31 
Eletroquímica 
 
Eletrólise de sais fundidos 
Fonte: http://slideplayer.com.br/slide/364636/ 
Eletrólise do NaCl fundido 
32 
Eletroquímica 
 
Eletrólise de soluções aquosas 
Eletrólise do NaCl(aq) 
Complicação: presença de H2O 
H2O pode ser oxidada 
para formar O2, ou 
reduzida para formar H2 
ao invés dos íons dos sais. 
Redução: 
2H2O(l) + 2e- → H2(g) + 2OH
-(aq) E0 = -0,83 V 
 
Oxidação: 
2H2O(l) → O2(g) + 4H
+(aq) + 4e- E0 = +1,23 V 
33 
Baterias 
Pilhas e baterias: células voltaicas portáteis que funcionam como fontes de 
eletricidade. 
Pilha comum: 1,5 V 
 
Bateria: células voltaicas múltiplas 
 
 
 
Baterias múltiplas em série: maior voltagem 
Maiores voltagens podem ser atingidas