quimica geral apol 5

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Química Geral 
 
 
 
 
 
Aula 5 
 
 
Prof. Arion Zandoná Filho 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Conversa inicial 
Na aula de hoje abordaremos eletroquímica. A eletroquímica é a parte da 
química que estuda a relação entre a corrente elétrica e as reações químicas de 
transferências de elétrons (reações de oxirredução). 
Há vários casos de interesse particular para a Eletroquímica. Um deles é 
o emprego controlado de reações espontâneas de oxirredução para gerar 
corrente elétrica (como ocorre nas pilhas e baterias). Denomina-se cela 
galvânica um dispositivo no qual a ocorrência espontânea de uma reação de 
oxirredução permite a geração de corrente elétrica. Vamos entender como esse 
mecanismo funciona e o associaremos ao nosso dia a dia. Pronto para começar? 
No material online, o professor Arion Zandoria apresenta os tópicos que 
serão abordados nesta aula. Não perca! 
Contextualizando 
Olhe ao seu redor e veja como a eletroquímica está presente no nosso 
cotidiano. Podemos encontrá-la em pilhas e baterias utilizadas em aparelhos 
eletrônicos, como celular, controle remoto, lanternas, filmadoras, calculadoras, 
brinquedos, rádios, computadores, e em muitos outros equipamentos. Ela 
também está presente em macroestruturas, como na rede elétrica que é 
distribuída para as nossas casas e na fotoquímica dos geradores alternativos de 
energia. Perceba que o mundo precisa cada vez mais de desse tipo de energia 
e, consequentemente, de mais tecnologia para produzi-la. 
A eletroquímica é uma área da química que estuda as reações de 
oxidação e redução (REDOX) que produzem corrente elétrica por meio das 
trocas de elétrons entre os átomos e os íons. 
O Conceito de Eletricidade 
A corrente elétrica é um fluxo de partículas carregadas. Essas partículas 
podem ser idênticas como no caso do metal em que os elétrons de valência 
(também chamados elétrons livres) se movimentam por meio da rede cristalina 
de cátions vibrando. Neste caso, o processo é chamado de condução eletrônica 
 
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ou metálica. Porém, normalmente duas ou mais classes de partículas participam 
desse processo de condução, assim como em uma solução eletrolítica, na qual 
os íons de ambos sinais se movimentam em um processo chamado de condução 
iônica ou eletrolítica. Uma das principais características dos sólidos metálicos é 
a facilidade de transportar corrente em temperatura ambiente, já que os cernes 
iônicos positivos num cristal de um condutor metálico vibram em torno das 
respectivas posições de equilíbrio e têm, portanto, energia cinética. 
Os elétrons livres trocam continuamente energia com os íons da rede por 
meio de colisões elásticas e inelásticas. Quando não há um campo elétrico 
exterior, o movimento dos elétrons é aleatório, e sem o movimento preferencial 
dos elétrons numa determinada direção, não há uma corrente elétrica global. 
Portanto, a corrente elétrica só ocorrerá em um movimento ordenado de cargas 
elétricas através de um condutor elétrico. 
Se um campo elétrico de intensidade E for aplicado ao condutor, os 
elétrons serão acelerados até uma determinada velocidade no sentido oposto ao 
do campo aplicado. Assim, os elétrons colidem periodicamente com os cernes 
iônicos na rede e perdem energia cinética. Observe isso na figura a seguir: 
 
A região do espaço onde existe uma força elétrica recebe o nome de 
campo elétrico. Essa força permite que as cargas se movimentem por meio de 
uma fonte qualquer de corrente contínua (um gerador ou uma bateria). Quando 
um campo é aplicado a um metal, os elétrons migram transportando carga 
 
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negativa. Porém, o condutor mantém a neutralidade elétrica porque os elétrons 
que saem de uma região são substituídos por outros elétrons que migram de 
outra região por unidade de tempo. A corrente elétrica é o movimento ordenado 
de cargas elétricas através de um condutor elétrico. Ela pode ser definida como 
corrente elétrica real (movimento dos elétrons) e corrente elétrica convencional 
(movimento de cargas positivas). Para isso acontecer, duas coisas são 
fundamentais: uma diferença de potencial capaz de atrair os elétrons e um meio 
de propagação que permita sua passagem. As figuras, a seguir, representam 
graficamente essa convenção. 
 
Há dois tipos de corrente elétrica: a contínua e a alternada. Corrente 
contínua é aquela cujo sentido se mantém constante. Exemplo: corrente de uma 
bateria de carro, pilha, etc. Corrente alternada é aquela cujo sentido varia 
alternadamente. Exemplo: corrente usada nas residências. 
 
 
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A corrente elétrica que circula por meio dos resistores pode transformar 
energia elétrica em energia térmica sob o efeito joule. Mas para uma solução 
permitir a condução de corrente, uma coisa é fundamental: a presença de íons. 
Os íons funcionam como “caronas” que permitem o fluxo eletrônico. 
Dessa forma, as substâncias iônicas (quando líquidas ou em solução) liberam 
íons que conduzem a corrente elétrica. Já as substâncias moleculares (quando 
em solução) não conduzem corrente elétrica, a não ser que sofram ionização. 
Existem três tipos de condutores: líquidos, gasosos e sólidos. 
Condutores líquidos: os condutores líquidos são soluções básicas, ácidas 
ou salinas. Nestes condutores, a corrente elétrica é constituída pelo movimento 
de íons nos dois sentidos (cátions no sentido de campo elétrico e ânions no 
sentido oposto). Estes condutores são chamados eletrólitos. 
Condutores gasosos: temos como exemplos de condutores gasosos: o 
sódio, o fósforo, o mercúrio, o néon etc. Os gases em geral são isolantes, mas, 
quando ionizados tornam-se condutores. 
Condutores sólidos”: normalmente os metais (como o ouro, a prata e o 
cobre) são citados como condutores. Nos metais a corrente elétrica é constituída 
pelo movimento de elétrons que vão passando de um átomo a outro com grande 
facilidade, deslocando-se em sentido oposto ao do campo. Já outros sólidos 
(como a madeira, o papel e o plástico) são citados como não condutores, pois 
não permitem a passagem do fluxo de elétrons, ou deixam passar apenas um 
pequeno número deles. 
Leitura Obrigatória: 
Faça uma leitura do subitem 20.1 do livro base e leia com atenção os 
exercícios resolvidos. 
BROWN, Theodore L., LEMAY, H. Eugene, BURSTEN, Bruce E., 
BURDGE, Julia R. Química, a Ciência Central. São Paulo: Pearson, 2005. E. B. 
Química, a Ciência Central. São Paulo: Pearson, 2005. 
 
 
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Quer saber uma curiosidade sobre a eletroquímica na atualidade? Clique 
no artigo indicado a seguir! 
http://www.trabalhosfeitos.com/ensaios/Curiosidades-a-Eletroqu%C3%ADmica-
Na-Atualidade/31643029.html 
 Que tal aprofundar os seus conhecimentos sobre os conceitos envolvendo a 
eletroquímica? Assista à explicação do professor Arion Zandoria no material 
online. 
Saiba Mais 
Que tal um pouco de história? Clique no link, a seguir, e assista um 
documentário sobre a história da eletricidade. 
https://www.youtube.com/watch?v=8NN880JDP8M 
Corrente Elétrica 
Os elementos envolvidos em uma reação eletroquímica são 
caracterizados pelo número de elétrons que possuem na eletrosfera de valência. 
Uma reação na qual ocorrem oxidação e redução é chamada de reação redox. 
Veja como as seguintes reações acontecem. 
Reação de oxirredução: há transferênciade elétrons. 
Oxidação: perde elétrons e o Nox aumenta. 
Redução: ganha elétrons e o Nox diminui. 
Agente redutor: provoca a redução e sofre oxidação. 
Agente oxidante: provoca a oxidação e sofre redução. 
Os metais apresentam diferentes tendências à oxidação, como por 
exemplo, em presença de ar e umidade nota-se que o ferro tem maior tendência 
a se oxidar do que o níquel e o ouro. Analise, a seguir, o exemplo do ferro 
oxidado a óxido de ferro (ferrugem): 
 
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Se a oxidação pode ocorrer de maneira natural (espontânea) ou induzida, 
como determinamos a reação de oxirredução? Podemos fazer isso mantendo-
nos informados sobre os números de oxidação de todos os elementos envolvidos 
na reação. Esse procedimento nos diz quais elementos (se houver algum) variam 
o estado de oxidação. Por exemplo: o oxigênio não está presente na oxidação 
do zinco, que pode ser escrito da seguinte forma: 
 
Escrevendo o número de oxidação de cada elemento acima ou abaixo da 
equação podemos ver as variações de estados de oxidação de cada um deles. 
Observe que o estado de oxidação de Zn varia de 0 para +2, enquanto o estado 
de oxidação de H varia de +1 para 0. 
 
 
 
 
 
 
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A figura, a seguir, representa outra reação. Observe as moléculas: 
 
O zinco perde elétrons à medida que Zn(s) é convertido em Zn2+(aq) e o 
hidrogênio ganha elétrons à proporção que H+(aq) se transforma em H2(g). Em 
outras reações os estados de oxidação variam, mas não podemos dizer que uma 
substância literalmente ganhou ou perdeu elétrons. Por exemplo, considere a 
combustão do gás hidrogênio: 
 
O hidrogênio foi oxidado do estado de oxidação 0 ao +1 e o oxigênio foi 
reduzido do estado de oxidação O a -2. A equação acima representa uma reação 
de oxirredução. Entretanto, a água não é uma substância iônica, por isso não 
existe transferência completa de elétrons do hidrogênio para o oxigênio 
conforme a água é formada. Usar os números de oxidação, portanto, é uma 
forma conveniente de “fazer uma contabilidade”, porém, geralmente não se deve 
igualar o estado de oxidação de um átomo a sua carga real em um composto 
químico. 
Em qualquer reação redox, tanto a oxidação quanto a redução devem 
ocorrer. Em outras palavras, se uma substância for oxidada, a outra deverá ser 
reduzida. 
 
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A substância que torna possível a oxidação é chamada de agente 
oxidante ou simplesmente oxidante. O reagente oxidante remove elétrons de 
outra substância, adquirindo-o para si mesmo, portanto, o agente oxidante é 
reduzido. Analogamente, um agente redutor ou redutor é uma substância que 
fornece elétrons, fazendo com que outra substância seja reduzida. Então, o 
agente redutor é oxidado no processo. 
 
 O H+(aq) é o agente oxidante e Zn(s) o agente redutor. 
 A espécie reduzida é o agente oxidante. (H+ oxida Zn retirando-lhe 
elétrons). 
 A espécie oxidada é o agente redutor. (Zn reduz H+ dando-lhe 
elétrons). 
 Os elétrodos que fornecem elétrons (ânodo) são colocados acima do 
hidrogênio, ficando com o sinal negativo. 
 E os elétrodos que recebem elétrons (cátodo) são colocados abaixo 
do hidrogênio, ficando com o sinal positivo. 
Você se lembra o que é um ânodo e um cátodo? Confira as suas 
definições. 
Ânodo: eletrodo para onde se dirigem os ânions (polo negativo) ocorrendo 
a corrosão, com consequente perda de massa e oxidação dos ânions, pois 
aumenta o número de elétrons livres. 
Cátodo: eletrodo para onde se dirigem os cátions (polo positivo). Nesse 
elétrodo ocorre sempre depósito (aumento da massa) e também redução dos 
cátions 
 
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Leitura Obrigatória: 
Faça uma leitura do subitem 20.2 e 20.5 do livro base e leia com atenção 
os exercícios resolvidos. 
BROWN, Theodore L., LEMAY, H. Eugene, BURSTEN, Bruce E., 
BURDGE, Julia R. Química, a Ciência Central. São Paulo: Pearson, 2005. E. 
B. Química, a Ciência Central. São Paulo: Pearson, 2005. 
Ainda está com alguma dúvida em relação aos principais aspectos da 
corrente elétrica ou ao número de oxidação (NOX)? O professor Arion Zandoria 
explica tudo isso no material online. Não perca! 
Saiba Mais 
Esta matéria é bem importante, por isso deve ser bem estudada. 
Aprofunde os seus conhecimentos sobre este conteúdo assistindo o vídeo 
indicado a seguir! 
https://www.youtube.com/watch?v=dIog2ZwGmJ0 
Eletroquímica 
Para que uma solução seja considerada condutora de eletricidade, ela 
deve ser capaz de permitir que suas cargas internas se movam de um ponto a 
outro, de modo que completem o circuito. 
Nas soluções de eletrólitos, os portadores de carga têm liberdade de 
movimento, pois cada íon experimenta um movimento oposto à carga do 
eletrodo. 
 Um sistema eletroquímico consiste basicamente de: 
 Um condutor eletrônico em contato com um condutor iônico, que faz 
com que os íons fiquem em movimento. 
 Interações íon-solvente; 
 Interações íon-íon. 
Nas correntes iguais, para cada elétron doado em um eletrodo deve haver 
um íon para recebê-lo em outro eletrodo. Fazer com que as correntes sejam 
 
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iguais em cada eletrodo é papel da difusão. Nela, os gradientes de concentração 
nos eletrodos irão se ajustar de modo igualitário. 
As reações espontâneas acontecem em células eletroquímicas. 
Entretanto, elas podem ocorrer em outros tipos de células. Saiba quais são elas 
a seguir. 
Células em que ocorrem reações espontâneas: 
 Concentração (diluição e expansão); 
 Precipitação; 
 Neutralização (pilhas, concentração, neutralização, redox); 
 Reações redox. 
A energia liberada em uma reação redox espontânea pode ser usada para 
realizar um trabalho elétrico. Essa tarefa é efetuada por uma célula voltaica (ou 
galvânica), um dispositivo no qual a transferência de elétrons ocorre pelo 
caminho externo, e não diretamente entre os reagentes. 
Se uma lâmina de zinco é colocada em uma solução de sulfato de cobre, 
os elétrons gerados são transferidos do zinco para o íon Cu2+, formando íons 
Zn2+ e Cu(s). À medida que a reação prossegue, o zinco se dissolve, a cor azul 
de Cu2+(aq) se descolore e o cobre metálico (o material escuro na lâmina de zinco) 
deposita-se no fundo do béquer. Essa reação espontânea ocorre quando a tira 
de zinco é colocada em contato com uma solução contendo Cu2+. À medida que 
a reação prossegue, a cor azul dos íons Cu2+(aq) desaparece e o cobre metálico 
deposita-se no zinco, que começa a se dissolver. 
Considere a reação de óxido-redução na pilha eletroquímica (Pilha de 
Daniell): 
Zn(s) + Cu2+ (aq) → Zn2+ (aq) + Cu(s) 
 
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Ânodo (semi-reação de oxidação) Zn(s)  Zn2+ (aq) + 2e- 
Cátodo (semi-reação de redução) Cu2+ (aq) + 2e-  Cu(s) 
A reação ocorre espontaneamente quando mergulhamos uma barra de 
zinco metálico em uma solução aquosa de CuSO4, sendo que a mudança de cor 
caracteriza a dissolução do íon de cobre. Na célula, os elétrons tornam-se 
disponíveis à medida que o zinco metálico é oxidado no ânodo. Eles fluem pelo 
circuito externo do cátodo, onde são consumidos à medida em que Cu2+(aq) é 
reduzido. Como Zn(s) é oxidado na célula, o eletrodo de zinco perde massa e a 
concentração da solução de Zn2+ aumenta conforme a pilha funciona. De forma 
semelhante, o eletrodo de Cu ganha massa, tomando a solução de Cu2+ menos 
concentrada à medidaque Cu2+ é reduzido. 
Para uma célula voltaica funcionar, as soluções nas duas semicélulas 
devem permanecer eletricamente neutras. Devido a Zn ser oxidado no 
compartilhamento do ânodo, os íons Zn2+ entram na solução. Igualmente, a 
redução de Cu2+ no cátodo remove carga positiva da solução, deixando um 
excesso de carga negativa na semicélula. Assim, os íons positivos migram para 
dentro do compartimento enquanto os íons negativos migram para fora dele. 
Na figura, a seguir, um disco de vidro poroso, que separa os dois 
compartimentos, permite uma migração de íons, mantendo assim, a neutralidade 
elétrica das soluções. Nesse caso, uma ponte salina serve a esse propósito. O 
eletrólito geralmente é incorporado em um gel para que sua solução não escorra 
do tubo U quando a oxidação e a redução ocorrerem nos eletrodos, já que neste 
momento os íons da ponte salina migram para neutralizar a carga nos 
compartimentos da célula. 
 
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Qualquer que seja o meio usado para permitir que os íons migrem entre 
as semicélulas, os ânions sempre migram no sentido do ânodo e os cátions no 
sentido do cátodo. Portanto, não ocorrerá nenhum fluxo mensurável de elétrons 
entre os eletrodos a menos que seja fornecido um meio para os íons migrarem 
de um compartimento para outro da solução. 
A diferença significativa entre as duas montagens é que Zn metálico e 
Cu2(aq) não estão diretamente em contato na célula voltaica. Em vez disso, o Zn 
metálico é colocado em contato com Zn2+(aq) em um compartilhamento da pilha, 
bem como Cu metálico é colocado em contato com Cu2+(aq) em outro 
compartimento. Em consequência, a redução de Cu pode ocorrer apenas pelo 
fluxo de elétrons por um circuito externo, ou seja, o fio que conecta as fitas Zn e 
Cu. Podemos representar essas reações por meio de suas meias reações, sendo 
que os padrões delas estão relacionados ao fato de termos transformações 
químicas envolvendo transferências de elétrons entre as espécies, ou seja, 
alguém perde elétrons (oxida), enquanto alguém ganha (reduz) da solução. 
Perceba que enquanto o Zn metálico corrói lentamente (o eletrodo é 
consumido), o zinco sólido é oxidado e os íons cúpricos são reduzidos: 
 
Mas, atenção: a tendência mostrada nessa reação depende apenas da 
natureza, estados e concentrações de reagentes e produtos. Somente nessas 
condições os elétrons se transferem do Zn(s) para Cu2+ (aq) . 
 
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Leitura Obrigatória: 
Faça uma leitura do subitem 20.3 do livro base e leia com atenção os 
exercícios resolvidos. 
BROWN, Theodore L., LEMAY, H. Eugene, BURSTEN, Bruce E., 
BURDGE, Julia R. Química, a Ciência Central. São Paulo: Pearson, 2005. E. 
B. Química, a Ciência Central. São Paulo: Pearson, 2005. 
No material digital o professor Arion Zandoria explica um pouco mais 
sobre o sistema eletroquímico. Confira! 
Saiba Mais: 
Vamos relembrar as reações de oxirredução de uma pilha? O vídeo 
indicado a seguir revela o passo a passo desse processo. Confira! 
https://www.youtube.com/watch?v=lu8LNRvs4XU 
Célula Eletroquímica 
As células eletroquímicas podem ser células galvânicas ou eletrolíticas. 
Na eletrólise, a passagem de uma quantidade suficiente de eletricidade por meio 
de uma solução produz uma reação não-espontânea, desta forma podemos 
produzir Na(s) e Cl2(g) a partir do NaCl(l). 
Assim como o sódio, o alumínio, o magnésio e o cobre, são metais obtidos 
industrialmente por eletrólise. Nas pilhas, através de uma reação espontânea, 
produz-se uma quantidade de eletricidade capaz de acender uma lâmpada ou 
fazer funcionar um pequeno motor. É difícil imaginar algum aparato eletrônico 
que funcione sem uma pilha, desde um relógio de pulso, uma lanterna, uma 
calculadora e até os celulares. 
A indústria automobilística usa em larga escala baterias de chumbo. 
Porém, não podemos deixar de mencionar a grande importância e ascensão das 
células de combustível, que produzem energia elétrica e térmica a partir das 
reações eletroquímicas do hidrogênio com o oxigênio sem que seja preciso a 
ocorrência de combustão, o que traz uma alternativa promissora para a produção 
de energia limpa. Devemos lembrar também que, algumas vezes, a formação de 
uma célula galvânica é responsável pela corrosão observada na junção de dois 
 
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metais diferentes. Analise a célula voltaica a seguir. Veja que o compartimento 
da esquerda contém 1 mol/L de CuSO4 e um eletrodo de cobre, enquanto o 
compartimento da direita contém 1 mol/L de ZnSO4 de um eletrodo de zinco. As 
soluções estão conectadas por um disco de vidro poroso, que permite o contato 
entre elas. 
 
Os eletrodos metálicos estão conectados por um voltímetro que indica um 
valor de corrente potencial da célula de 1,10 V. 
O símbolo representa as interfases ou junções. Nesta representação, o 
ânodo é colocado à esquerda. Quando existe ponte salina, tem-se o símbolo . 
A expressão para a pilha formada pelo eletrodo Zn Zn 2+ (aq) (1M) e Cu Cu 2+ 
(aq) (1M) fica: 
Zn(s)  Zn 2+ (aq) (1M)  Cu 2+ (aq) (1M)  Cu(s). 
Ou seja, a fórmula completa do soluto em cada compartimento incluindo 
a concentração fica: 
Zn(s) ZnSO4(aq) (1M)  CuSO4(aq) (1M) Cu(s) 
Na condução eletrolítica ocorrem reações químicas de oxidação-redução 
no instante em que os íons do líquido entram em contato com os eletrodos. 
Assim, ocorre uma oxidação do ânodo e uma redução do cátodo. 
Nela, diferentemente da condução metálica, o aumento da temperatura 
geralmente aumenta a condutividade da solução. Isto porque nessas soluções, 
 
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com o aumento da temperatura, não apenas a energia cinética média dos íons 
aumenta como a viscosidade do dissolvente diminui, o que faz com que os íons 
se movam com maior velocidade, melhorando a condutividade. 
A tensão (voltagem) de células, ou seja, as diferenças de potencial entre 
os eletrodos, estão entre as medidas científicas mais precisas. Porém é difícil 
determinar o potencial de um eletrodo individual. 
Os eletrodos são metais ativos na operação da célula, ou seja, eles são 
dissolvidos ou formados à medida que as reações avançam. Por isso para obter 
o potencial da semi-reação mede-se a tensão de um eletrodo em relação a outro 
ao qual é atribuído arbitrariamente o valor zero. 
A substância química utilizada nesse caso é o Hidrogênio (H2), chamado 
de Eletrodo Padrão de Hidrogênio (EPH) ou Standard Hydrogen Electrode 
(SHE). 
Assim, por convenção internacional, atribui-se à semi-reação H2 (gás-íon) 
o potencial zero. O eletrodo-padrão de hidrogênio é válido quando reagentes e 
produtos estão nas condições padrão: temperatura de 25°C, pressão de 1atm e 
concentração molar da solução do íon [M+] = 1M, igual a 1molar. A condição 
padrão é análoga à medida de entalpia padrão ou calor de reação de um 
elemento a partir dele mesmo (∆Hf0=0). Assim, a célula e as semi-reações para 
o eletrodo de hidrogênio, atuando como ânodo são: 
 
Também por convenção internacional, o potencial do eletrodo significa 
potencial de redução. Então, o potencial padrão de um elemento é a diferença 
de potencial expressa em volts (V) entre o elemento e uma solução 1M de seus 
íons, em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio. 
 
 
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Além do eletrodo de hidrogênio podem ser usados outros elementos de 
referência como, por exemplo, calomelano, prata-cloreto de prata e cobre-sulfato 
de cobre. 
Outro exemplo podeser o do Cobre com platina. Observe: 
 
O potencial padrão de célula é a diferença de potencial de uma célula 
construída com dois eletrodos padrão. 
 
Por exemplo, eletrodos de Ag(s) imersos em solução de AgNO3, atuando 
como ânodo ou como cátodo, os respectivos diagramas de célula são: 
Empregado como ânodo: 
Ag(s) Ag (aq) +  a semi-reação de ânodo: Ag(s) → Ag (aq) + e – 
Empregado como cátodo: 
Ag (aq) +Ag(s)  a semi-reação de cátodo: Ag (aq) + e - → Ag(s) 
Qualquer substância à direita irá reduzir qualquer substância mais alta do 
que ela à esquerda. 
 Zn pode reduzir H+ e Cu2+. 
 H2 pode reduzir Cu 2+ mas não Zn2+. 
 Cu não pode reduzir H+ ou Zn2+. 
 
 
 
 
 
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Na tabela a seguir são apresentados os diversos potencias de redução e 
de oxidação. 
 
Qualquer substância à direita irá reduzir qualquer substância mais alta do 
que ela à esquerda. 
 Zn pode reduzir H+ e Cu2+. 
 H2 pode reduzir Cu 2+ mas não Zn2+. 
 Cu não pode reduzir H+ ou Zn2+. 
O potencial ou tensão gerada por uma célula eletroquímica associada a 
uma reação de oxirredução dá uma ideia da espontaneidade das reações, como 
também das grandezas termodinâmicas. 
A entropia (S) e energia livre de Gibbs (G) darão ideia de espontaneidade 
das reações. Define-se em termodinâmica, a entropia (S) como o aumento da 
desordem do sistema e a energia livre de Gibbs, G, como a quantificação da 
 
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perda de energia quando um sistema realiza trabalho (W). A relação entre S e G 
é dada pela relação: ∆G = ∆H - T∆S. Na qual ∆H é a variação de entalpia. 
A tabela a seguir demonstra a relação entre as grandezas e a 
espontaneidade das reações.
 
Corrosão 
Corrosão é a transformação, destruição ou deterioração de um material 
devido à reação química ou eletroquímica de seus componentes com o meio. A 
corrosão manifesta-se por meio de reações químicas irreversíveis 
acompanhadas da dissolução de um elemento químico do material para o meio 
corrosivo ou da dissolução de uma espécie química do meio pelo material. 
Sempre que um elemento químico cede um ou mais elétrons, diz-se que ele se 
oxida, e quando recebe elétrons, diz-se que ele se reduz. Podemos definir 
corrosão como a deterioração dos materiais pela ação química ou eletroquímica 
do meio, podendo estar ou não associada a esforços mecânicos. 
Há metais que oxidam lentamente e são chamados de pouco reativos 
(como o ouro), porém há metais que oxidam rapidamente e, consequentemente, 
são considerados muito reativos. 
Existem dois tipos de corrosão: aquela em que a transferência dos 
elétrons ocorre por meio de um mecanismo químico (chamado corrosão química) 
e aquela em que a transferência dos elétrons ocorre por meio de um mecanismo 
eletroquímico (chamado corrosão eletroquímica). 
O estudo da corrosão dos materiais é de grande importância para as 
engenharias, já que sua ação é muito frequente nas mais variadas atividades. 
Além disso, em maior ou menor grau, a maioria dos materiais sofre algum tipo 
de interação em diversos ambientes. Essas interações comprometem sua 
 
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utilidade, principalmente pela deterioração de suas propriedades mecânicas, 
físicas ou superficiais. 
Em relação aos materiais de construção, de equipamentos ou instalações 
é preciso que eles tenham resistência à ação degradante do meio corrosivo, 
mantendo tanto as suas propriedades mecânicas como as suas características 
de fabricação. Afinal, isso é essencial para segurança. 
Você sabe como funciona o processo de corrosão? Primeiro, formam-se 
os óxidos na superfície do metal, formando uma película na zona mais exposta 
ao oxigênio do ar. Com o tempo, essa oxidação vai passando para as camadas 
mais profundas. Na corrosão eletroquímica ocorrem reações químicas que 
envolvem a transferência de carga ou elétrons por meio de uma interface entre 
o metal e o eletrólito. Esse processo eletroquímico de corrosão pode ser 
decomposto em três etapas principais. Clique nos botões, a seguir, e conheça 
cada uma delas. 
Deslocamento dos elétrons e íons: observa-se a transferência dos 
elétrons das regiões anódicas para as regiões catódicas; 
Processo anódico: passagem dos íons metálicos para a solução. 
Processo catódico: recepção de elétrons, na área catódica, por íons ou 
moléculas existentes na solução. 
Nos processos de corrosão, as reações que ocorrem na superfície de 
contato entre o metal e o meio corrosivo são consideradas reações químicas 
heterogêneas ou eletroquímicas. Levando em conta que todas as reações 
químicas em que ocorre a cessão ou recepção de elétrons são oxirreduções, 
podemos considerar os processos de corrosão como reações de oxidação dos 
metais em que o estes agem como redutores, já que cedem elétrons que são 
recebidos por uma substância ou oxidante existente no meio corrosivo. 
Vejamos o caso do Ferro (Fe0). A sua corrosão é eletroquímica, pois 
envolve REDOX e conduz eletricidade, portanto os elétrons podem mover-se de 
uma região a outra deste metal. Como o potencial padrão de redução para a 
 
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redução do Fe+2(aq) é menos positivo comparado como a redução do O2, o Fe(s) 
pode ser oxidado por O2. Quer analisar melhor esta reação? 
 
Na prática geralmente o ferro é coberto com um revestimento de pintura 
ou de outro metal (como estanho ou zinco) para a proteção contra a corrosão. 
Cobrir sua superfície é uma maneira simples de prevenir a oxidação pela água 
ou o próprio oxigênio. Se essa proteção é rompida o ferro sofre corrosão, 
chamada de ferrugem. 
Na figura a seguir estão representadas formas de oxidação do ferro, bem 
como as duas regiões estabelecidas (anódica e catódica) com suas meias 
equações de troca de elétrons. Lembre-se que, nesse caso, a água é o vetor de 
corrosão. 
 
Ainda no exemplo da ferrugem, para prevenir o processo de oxidação do 
Ferro pode-se usar metais de menor potencial de redução como o zinco, também 
chamado de eletrodo de sacrifício. Analise os dados demonstrados a seguir. 
Os potenciais padrão de redução para o ferro e zinco são: 
 Fe+2 (aq) + 2 e- -------- Fe (s) E o red = -0,44 V 
 
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Zn+2 (aq) + 2 e- -------- Zn (s) E o red = -0,76 
Como o valor de E ored para a redução do ferro iônico é menos negativo (e 
mais positivo) do que para a redução do zinco iônico, o Zinco sólido (Zn0) é 
facilmente mais oxidado do que o Ferro sólido (Fe0). Essa proteção de um metal 
contra a corrosão torna o cátodo conhecido como proteção catódica, enquanto 
o metal, que é oxidado, é chamado de eletrodo de sacrifício. 
 
Esse processo pode ser melhor entendido observando a figura, a seguir, 
em que a água desloca o ferro do metal com o uso do Cobre (que possui um Eo 
red maior que o Ferro) enquanto na presença de Zinco isso não ocorre. 
Fe+2 (aq) + 2 e- -------- Fe (s) E o red = -0,44 V 
Cu+2 (aq) + 2 e- -------- Cu (s) E o red = -0,34 V 
 
Um exemplo disso pode ser feito em laboratório embebendo pregos 
galvanizados e sem galvanização em uma solução salina. 
 
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Observe as figuras a seguir. No caso de (a) e (b) a corrosão ocorre nas 
extremidades que foram desgastadas com a liberação de Fe(aq) enquanto em (c), 
em que o Zn(s) é utilizado como protetor, não ocorre corrosão. Finalmente em 
(d), com a utilização do Cu para a proteção, o Fe acabasendo oxidado. 
(a) e (b): corrosão preferencial nas extremidades. 
(c): proteção com Zinco 
(d) Cobre não protege o Ferro 
 
 
Leitura Obrigatória: 
Faça uma leitura do subitem 20.8 do livro base e leia com atenção os 
exercícios resolvidos. 
BROWN, Theodore L., LEMAY, H. Eugene, BURSTEN, Bruce E., 
BURDGE, Julia R. Química, a Ciência Central. São Paulo: Pearson, 2005. E. 
B. Química, a Ciência Central. São Paulo: Pearson, 2005. 
Vamos recapitular os principais aspectos da célula eletroquímica e da 
corrosão? No material online o professor Arion Zandoria aborda tudo isso. 
Confira! 
 
 
 
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Saiba Mais: 
Que tal assistir algumas experiências práticas envolvendo os processos 
de corrosão? Clique nos links indicados a seguir e divirta-se. 
https://www.youtube.com/watch?v=VuxoKWAsiLE 
https://www.youtube.com/watch?v=2IES9gOBbPw 
Na Prática 
 A seguinte reação de oxirredução é espontânea. 
 
Uma solução contendo K2Cr2O7 e H2SO4 é derramada em um béquer e 
uma solução de KI é derramada em outro béquer. Uma ponte salina é usada 
para unir esses dois recipientes. Um condutor metálico que não reagirá com 
nenhuma das soluções (como uma lâmina de platina) é suspenso em cada 
solução; os dois condutores são conectados com fios por meio de um voltímetro 
ou algum outro dispositivo que detecte corrente elétrica. 
Dadas as equações para uma reação espontânea e uma descrição de 
como a célula é construída, escreva as reações que ocorrem no ânodo e no 
cátodo, bem como os sentidos dos movimentos do elétron e do íon e os sinais 
dos eletrodos. 
Depois de encontrar a sua resposta, compare-a com a do professor 
clicando no material digital. 
Síntese 
Que tal assistir às considerações finais do professor Arion Zandoria sobre 
o conteúdo abordado nesta aula? Acesse o material digital. 
 
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Referências 
BROWN, T. L.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B.E.; BURDGE, J. R. Química, a 
Ciência Central. São Paulo: Pearson, 2005.