Geral 2 - Aula 13 e 14

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Reações de Transferência de Elétron = Reações de Transferência de Elétron = 
Reações de OxirreduçãoReações de Oxirredução
• Reações de transferência de elétrons são 
reações de oxidação-redução ou REDOX
• Resultam na geração de uma corrente elétrica 
(eletricidade) ou podem ser causadas pela 
aplicação de uma corrente elétrica.
• ELETROQUÍMICA – Conversão de energia elétrica 
em energia química (células eletrolíticas) e conversão 
de energia química em energia elétrica (pilhas 
galvânicas ou voltaicas)
 
2Mg (s) + O2 (g) 2MgO (s)
2Mg 2Mg2+ + 4e-
O2 + 4e- 2O2-
Oxidação (meia reação) 
 (perda e-)
Redução (meia reação)
 (ganho e-)
Processos Eletroquímicos: são reações de 
redução-oxidação nas quais:
• A energia liberada por uma reação espontânea é 
convertida em eletricidade
• Energia elétrica é utilizada para possibilitar a ocorrência 
de uma reação não espontânea
0 0 2+ 2-
 
• OXIDAÇÃOOXIDAÇÃO—perda de elétron(s) por uma espécie; —perda de elétron(s) por uma espécie; 
aumento do número de oxidação; aumento de aumento do número de oxidação; aumento de 
oxigênio.oxigênio.
• REDUCÃOREDUCÃO—ganho de elétron(s); diminuição do —ganho de elétron(s); diminuição do 
número de oxidação; diminuição de oxigênio; número de oxidação; diminuição de oxigênio; 
aumento de hidrogênio.aumento de hidrogênio.
• AGENTE OXIDANTEAGENTE OXIDANTE—aceptor de elétron; a —aceptor de elétron; a 
espécie que é reduzida. (um agente é um espécie que é reduzida. (um agente é um 
facilitador do processo!!!)facilitador do processo!!!)
• AGENTE REDUTORAGENTE REDUTOR—doador de elétron; a espécie —doador de elétron; a espécie 
que é oxidadaque é oxidada
Não existe oxidação sem Redução!!
EXEMPLO
Uma solução de nitrato de prata é incolor.
algum tempo depois da inserção de um
fio de cobre, a solução mostra a cor azul
do cobre(II) e a formação de cristais de
prata metálica na superfície do fio.
A oxidação é produzida por agente oxidante, uma
Espécie que contém um elemento que sofre redução
A redução é produzida por um agente redutor, uma
Espécie que contém um elemento que sofre oxidação.
CONCLUSÃO
Você é capaz de escrever as reações de oxirredução 
e identificar os agentes redutor e oxidante?
 
Revendo os números de oxidação
Qual a carga que um átomo teria em uma molécula (ou em
um composto iônico) após a transferência completa de
 elétrons?
Elementos Livres (não combinados) – O número de oxidação 
de qualquer elemento, em sua forma natural, é zero.
Na, Be, K, Pb, H2, O2, P4, S8 = 0
Íons Monoatômicos – o número de oxidação de qualquer íon 
simples (um átomo) é igual a carga do íon
Li+, Li = +1; Fe3+, Fe = +3; O2-, O = -2
Fe2+, Fe = +2
Oxigênio – Número de oxidação é geralmente –2. Em 
H2O2 e em O22- = –1. 
 
Hidrogênio – Número de oxidação = +1 . Exceto quando 
estiver ligado a metais em composto binário. Nestes 
casos número de oxidação = –1. (LiH, NaH)
Em uma molécula ou íon – a soma do número de oxidação 
de todos os átomos é igual a carga da molécula ou íon 
(para o íon complexo a carga pode ser considerada 
igual ao número de oxidação global)
Metais do grupo 1A – número de oxidação = +1
Metais do grupo 2A – número de oxidação = +2
Halogenios (grupo VIIA) (cloreto, fluoreto, brometo e 
iodeto)= –1 (nos compostos binários com metais) 
HCO3-
O = -2 H = +1
3x(-2) + 1 + ? = -1
C = +4
Qual o número de 
oxidação de todos os 
átomos no HCO3- ?
 
Balanceamento de Equações Redox
O número total de elétrons perdidos no processo de oxidação 
tem que se igual ao número total ganho durante a redução.
HCl + K
2
Cr2O7 KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O
1 – Atribua os números de oxidação de todos os átomos na 
equação. Escreva-os abaixo os elementos evitando 
confusão com as cargas reais
2 – Identifique quais os átomos que variaram de número de 
oxidação e insira coeficientes momentâneos de forma que 
tenhamos o mesmo número de átomos em ambos os lados
Método 1: Variação do número de oxidação
Pergunta: está balanceada em massa e carga?
H Cl + K
2 
Cr2 O7 K Cl + CrCl3 + Cl2 + H2O
+1 -1 +1 +6 -2 +1 -1 +3 -1 0 +1 -2 
 
3 – Calcule a variação total do número de oxidação tanto paraa 
oxidação quanto para a redução.
H Cl + K
2 
Cr2 O7 K Cl + CrCl3 + Cl2 + H2O
+1 -1 +1 +6 -2 +1 -1 +3 -1 0 +1 -2 
2 HCl + K
2
Cr2 O7 K Cl + 2CrCl3 + Cl2 + H2O
+1 -1 +1 +6 -2 +1 -1 +3 -1 0 +1 -2 
2 HCl + K
2
Cr2 O7 K Cl + 2CrCl3 + Cl2 + H2O
 -1 +6 +3 0 
Perda de 2e- (total)
Ganho de 6e- (total)
 
4 – Torne igual o ganho e a perda total de elétrons 
multiplicando por fatores apropriados
2 HCl + K
2
Cr2 O7 K Cl + 2CrCl3 + Cl2 + H2O
 -1 +6 +3 0 
Perda de 2e- (total)
Ganho de 6e- (total)
3 x 2 HCl + K
2
Cr2 O7 K Cl + 2CrCl3 + 3 Cl2 + H2O
 -1 +6 +3 0 
3 x 2e- = 6e- perdidos
6e- ganhos
 
5 – Finalmente equilibre o restante da equação por inspeção
14 HCl + K
2
Cr2 O7 2KCl + 2CrCl3 + 3Cl2 + 7H2O
 
6 HCl + K
2
Cr2 O7 K Cl + 2CrCl3 + 3 Cl2 + H2O
 -1 +6 +3 0 
Equações simples podem ser balanceadas por inspeção direta 
porém, para um trabalho rápido e correto, este método pode ser 
usado para balanceamento da maioria das equações de 
oxirredução.
 
1 – Dividir a reação em duas semi-reações (átomos em cada 
lado das semi-reações devem ser do mesmo tipo)
Sn2+ + Hg2- + Cl- Hg
2
Cl
2
 + Sn4+
Oxidação:
Hg2+ + Cl- Hg
2
Cl
2
+2 +1 -1
Redução:
Sn2+ Sn4+ 
+2 +4
2 – Proceder ao balanceamento de cadasemi reação em 
termosdo número de átomos (balanço de massa)
Método 2: Método do íon elétron
Para balanceamento de equações iônicas representativas de 
reações de oxirredução em solução 
Sn2+ Sn4+ 
+2 +4
2Hg2+ + 2Cl- Hg
2
Cl
2
 +2 +1 -1
 
3 – Proceder ao balanceamento de carga (adidionar elétrons ao 
lado mais positivo ou menos negativo)
Sn2+ + 2Hg2- + 2Cl- Hg
2
Cl
2
 + Sn4+
4 – Tornar o número de elétrons ganhos igual ao número de 
elétrons perdidos se necessário (multiplicar cada semi-
reação por fatores apropriados
Sn2+ Sn4+ + 2e- 
+2 +4
2e- + 2Hg2 + 2Cl- Hg
2
Cl
2
 +2 +1 -1
5 – Somar as duas semi-reações e cancelar os termos 
presentes em ambos os lados
 
1 – Dividir a reação em duas semi-reações (átomos em cada 
lado das semi-reações devem ser do mesmo tipo)
Fe2+ + Cr2O72- Fe3+ + Cr3+
Oxidação:
Cr2O72- Cr3+
+6 +3
Redução:
Fe2+ Fe3+
+2 +3
2 – Fazer o balanceamento de massa de todos os átomos 
exceto de O e H para cada semi-reação
Cr2O72- 2Cr3+
Método3: Balanceamento em Meio ácida ou Meio Básica
Para balanceamento de reações onde se faz necessário equilíbrar os 
átomos de hidrogênio ou oxigênio (H+/H
2
O ou H
2
O/OH-)
 
3 – Para reações em meio ácido, adicionar H2O para balancear 
os átomos de O e H+ para balancear os átomos de hidrogênio
Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
14H+ + Cr2O72-2Cr3+ + 7H2O
4 – Adicione elétrons a um dos lados de cada semi-reação para 
fazer o balanceamento de carga.
Fe2+ Fe3+ + 1e-
6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
5 – Se necessário, torne igual o número de elétrons de cada 
semi-reação (multiplique cada semi-reação pelos coeficientes 
apropriados)
6Fe2+ 6Fe3+ + 6e-
6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
Fe2+ Fe3+
+2 +3
 
6 - Some as duas semi-reações e análise por inspeção se a 
reação global está balanceada corretamente. O número de 
elétrons e de cada átomo deve ser igual nos dois lados 
da reação. 
6e- + 14H+ + Cr2O72- 2Cr3+ + 7H2O
6Fe2+ 6Fe3+ + 6e-Oxidação:
Redução:
14H+ + Cr2O72- + 6Fe2+ 6Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O
7 – Verifique se o número de átomos e de carga está balanceado.
14x1 – 2 + 6x2 = 24 = 6x3 + 2x3
 
 Resumo balanceamento meio ácido/básico
Meio ácido:
 H H+
 O H
2
O; O + 2H+ H
2
O
Meio básico:
 H H
2
O; H + OH- H
2
O
 O 2OH-; O + H
2
O 2OH- 
 
•Ao separarmos o agente Ao separarmos o agente 
oxidante do agente redutor, oxidante do agente redutor, 
a transferência de elétrons a transferência de elétrons 
ocorrerá através de um ocorrerá através de um 
cabo externo (fio condutor) cabo externo (fio condutor) 
Z n
Z n 2 + i o n s
C u
C u 2 + i o n s
w i r e
s a l t
b r i d g e
elect rons
CORRENTE ELÉTRIA GERADA POR CORRENTE ELÉTRIA GERADA POR 
MUDANÇA QUÍMICAMUDANÇA QUÍMICA
Este efeito é obtido através de uma célula Este efeito é obtido através de uma célula 
GALVÂNICAGALVÂNICA ou ou VOLTAICAVOLTAICA..
Bateria – Bateria – conjunto de células galvânicas ou conjunto de células galvânicas ou 
voltáicas (interconversão entre energia químicas voltáicas (interconversão entre energia químicas 
em elétrica) – em elétrica) – PilhaPilha (sem interconversão) (sem interconversão)
http://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/galvan5.swfhttp://www.mhhe.com/physsci/chemistry/essentialchemistry/flash/galvan5.swf
 
Alessandro Volta - 1800
• A energia liberada em uma reação de 
oxi-redução espontânea é usada para 
executar trabalho elétrico.
• Células voltaicas ou galvânicas são 
aparelhos nos quais a transferência de 
elétrons ocorre através de um circuito 
externo.
• As células voltaicas são espontâneas.
• Se uma fita de Zn é colocada em uma 
solução de CuSO
4
, o Cu é
depositado no Zn e o Zn dissolve-se 
formando Zn2+.
Ele empilhou alternadamente discos de zinco e de cobre, 
separando-os por pedaços de tecido embebidos em solução 
de ácido sulfúrico. 
A pilha de Volta, produzia energia elétrica sempre que um fio 
condutor era ligado aos discos de zinco e de cobre, 
colocados na extremidade da pilha.
HISTÓRICO
Luigi Aloisio Galvani (1737-1798): criou uma teoria admitindo a 
existência de uma eletricidade animal
Alessandro Volta (1745 -1827): a eletricidade tem origem nos 
metais. Criou a 1ª pilha em 1800. Precursor da produção de eletricidade 
em fluxo contínuo.
John Frederic Daniell (1790 – 1845): substituiu, nas 
pilhas, as soluções ácidas pelas soluções de sais.
Em 1836, John Frederick Daniell construiu uma pilha com eletrodos 
de cobre e zinco em uma cela individual e um tubo que ligava as soluções 
salinas (ponte salina). Esta pilha ficou conhecida como pilha de Daniell.
 Funcionamento da pilha
 
 
CÉLULAS GALVÂNICAS OU VOLTAICAS
Reação redox
espontânea
anodo
oxidação
catodo
redução
- +
 
Cl- e K+
ZnSO
4
CuSO
4
Os elétrons fluem do anodo para o catodo porque o catodo tem
uma energia potencial elétrica mais baixa do que o anodo.
 
Células galvânicas
A diferença no potencial 
elétrico entre o anodo e o 
catodo é chamada:
• Voltagem da célula
• Força eletromotriz (fem)
• Potencial da célula
Diagrama da célula
Zn (s) + Cu2+ (aq) Cu (s) + Zn2+ (aq)
[Cu2+] = 1 mol/L e [Zn2+] = 1 mol/L
Zn (s) | Zn2+ (1 mol/L) || Cu2+ (1 mol/L) | Cu (s)
Anodo
(-)
Catodo
(+)
 
A diferença potencial: é a diferença no potencial elétrico 
(força eletromotriz). É medida em volts.
Um volt é a diferença potencial necessária para conceder 
um joule de energia para uma carga de um coulomb:
•Força eletromotriz (fem): força necessária para empurrar 
os elétrons através do circuito externo 
• Potencial de célula: Ecel é a fem de uma célula. Potencial 
da pilha é a fem de uma pilha.
• Potencial Padrão da pilha: Para soluções 1 mol/L 
(melhor: atividade unitária!!!) a 25 °C (condições padrão), a 
fem padrão (potencial padrão da célula) é denominada E°cel.
 
POTENCIÔMETRO
O potencial gerado pela pilha é balanceado por um potencial de opo-
sição do potenciômetro. Ao se igualar os potenciais de oposição não
haverá escoamento de corrente e o potencial da pilha será igual ao da 
fem oposta (lido diretamente no potenciômetro = fem máxima da
pilha)
Qual é a origem do potencial da pilha?
Zn (s) + Cu2+ (aq) Cu (s) + Zn2+ (aq) ou
Zn2+ (aq) + Cu (s) Cu2+ (aq) + Zn (s) ???
 
Cu2+ (aq) + 2e- Cu (s) – potencial de redução do cobre 
Zn2+ (aq) + 2e- Zn (s) potencial de redução do zinco 
Potencial de Redução do cobre > Potencial de Redução do zinco
Potencial medido na pilha = diferença na tendência dos dois íons 
 em se tornar reduzidos
E
pilha
 = E
red.
 
substância reduzida (catodo)
 – E
red. substância oxidada (anodo)
 Problema: Experimentalmente só é possível medirmos os potenciais
globais da pilha!
Solução: Conhecendo E0
pilha
 e E0
red
 para uma das semi-reações. 
Escolhemos arbitrariamente uma semi-reação e atribuímos ao seu
potencial padrão de redução o valor de zero volts.
2H+ + 2e- H
2
 (g) Eletrodo de hidrogênio (redução)
H
2 
(g) 2H+ (aq) + 2e- Eletrodo de hidrogênio (oxidação)
 
Potencial padrão de redução (E0): é a voltagem associada 
com a reação de redução em um eletrodo quando todos 
os solutos estão a concentração de 1 mol/L e todos os 
gases a pressão parcial de 1 atm.
E0 = 0 V
Eletrodo padrão de hidrogênio (EPH)
2e- + 2H+ (1 mol/L) H2 (1 atm)
Reação de redução
 
2H+ + 2e- H
2
 (g) Eletrodo de hidrogênio (redução)
H
2 
(g) 2H+ (aq) + 2e- Eletrodo de hidrogênio (oxidação)
 
Fem Padrão (E0 )celula
Zn (s) Zn2+ (aq) + 2e- Anodo (-) ocorre oxidação 
E0 = E0
red
(2H+/H
2
) - E
0
red
(Zn/Zn2+)cel
E0 = E0
red
 (catodo) - E
0
red
 (anodo)celula
0,76 V
Se a leitura fosse – 0,76 V a 
reação estaria ocorrendo no 
sentido contrário!!!
Zn seria o Catodo e H
2
 o 
anodo
2H+ + 2e- H
2
 (g) Catodo (+) ocorre redução
0,76 = [0 - E0
red
(Zn/Zn2+)] E
0
red
(Zn/Zn2+) = -0,76 V
Zn (s) | Zn2+ (1 M) || H+ (1 M) | H2 (1 atm) | Pt (s)
 
POTENCIAL PADRÃO DE REDUÇÃO
Zn (s) | Zn2+ (1 mol/L) || H+ (1 mol/L) | H2 (1 atm) | Pt (s)
2e- + 2H+ (1 M) H2 (1 atm)
Zn (s) Zn2+ (1 M) + 2e-Anodo (oxidação):
Catodo (redução):
Zn (s) + 2H+ (1 M) Zn2+ + H2 (1 atm)
- Os potenciais padrão de 
redução (E0
red
) são medidos 
em relação ao eletodo padrão 
de hidrogênio (EPH)
- Os dados padrão 
obtidos são tabelados
E0
red
(Zn/Zn2+) = -0,76 V
 
• Tabela de E0 ou E0red 
(potencial padrão de redução)
• Quanto mais positivo E0 – 
maior a tendência dasubstância a ser reduzida
• As reações de meia-célula são 
reversíveis
• O sinal de E0 muda quando a 
reação ocorre no sentido 
inverso
• A alteração dos coeficientes 
estequiométricos de uma 
reação de meia-pilha NÃO 
altera o valor de E0
 
Standard Electrode Potentials
Pt (s) | H2 (1 atm) | H+ (1 M) || Cu2+ (1 M) | Cu (s)
2e- + Cu2+ (1 M) Cu (s)
H2 (1 atm) 2H+ (1 M) + 2e-Anodo (oxidação):
Catodo (redução):
H2 (1 atm) + Cu2+ (1 M) Cu (s) + 2H+ (1 M)
ECu /Cu = 0.34 V2+0
0,34 V
E0 = E0
red
 (catodo) - E
0
red
 (anodo)celula
E0 = E0
red
(Cu2+/Cu) - E0
red
(H
2
/2H+) cel
0,34 = [E0
red
(Cu2+/Cu) - 0]
 
Qual é a força eletromotriz padrão de uma célula 
eletroquímica feita de um eletrodo de Cd em uma solução 
1,0 mol/L de Cd(NO3)2 e um eletrodo de Cr em uma 
solução 1.0 mol/L de Cr(NO3)3?
Cd2+ (aq) + 2e- Cd (s) E0red = -0.40 V
Cr3+ (aq) + 3e- Cr (s) E0red = -0.74 V
Cd tem o maior potencial 
de redução – é o agente 
oxidante mais forte
Cd irá oxidar o Cr
2e- + Cd2+ (1 M) Cd (s)
Cr (s) Cr3+ (1 M) + 3e-Anodo (oxidação):
Catodo (redução):
2Cr (s) + 3Cd2+ (1 M) 3Cd (s) + 2Cr3+ (1 M)
x 2
x 3
E0cel = E
0
red
catodo - E0
red
anodo
E0 = -0.40 + (+0.74) E0 
célula
= 0.34 V 
?
E0 = -0.40 - (-0.74) 
E0cel = E
0
catodo
 + E0
anodo
ou
Inverteu o sinalNote que o balanceamento não afetou os potenciais!
 
Espontaneidade de Reações REDOX
E0 = E0
red
 (catodo) - E
0
red
 (anodo)celula
E0 = E0
red
 (subst. reduzida) - E
0
red
 (subst. oxidada)celula
Um valor positivo de E indica que a reação é espontânea no sentido
em que está escrita e, um valor negativo indica que a reação não é
espontânea neste sentido.
Ex. a) Cu(s) + 2H+ (aq) Cu2+ (aq) + H
2
 (g)
 b) Cl
2
 (g) + 2I- (aq) 2Cl- (aq) + I
2
 (s)
E0(a) = 0 - (+0,34) = - 0,34 V (não espontânea)
E0(b) = 1,36 - (+0,54) = 0,82 V (espontânea)
 
Espontaneidade de Reações REDOX
∆G = -W
max W célula eletroquímica = ???
W cel = - nFE = ∆G
n= número de moles de elétrons transferidos na reação
F = Faraday – o valor da carga elétrica de 1 mol de elétrons
 1 F = 96.500 C/mol de e- = 96.500 J/V.mol de e-
E = força eletromotriz
n e F são grandezas positivas se E > 0 ∆G < 0 – espontânea
 se E < 0 ∆G > 0 – não espontânea
No estado padrão: ∆G0 = - nFE0
Ex.: Com os potenciais-padrão de redução de uma tabela, calcular a
variação de energia livre padrão, ∆G0 da reação
 2Br- (aq) + F
2
 (g) Br
2
 (l) + 2F- (aq)
∆G0 = (2 mol e-) x (96.500 J/V.mol de e-) x (1,81 V) = -3,49 x 10-5 J = -349 kJ
 
Equilíbrio de Reações REDOX
∆G = -nFEcel
∆G0 = -nFEcel0
n = número de moles de elétrons na reação
F = 96,500
J
V • mol = 96,500 C/mol
∆G0 = -RT ln K = -nFEcel0
Ecel0 =
RT
nF
ln K
(8.314 J/K•mol)(298 K)
n (96,500 J/V•mol)
ln K=
= 0.0257 Vn ln KEcel
0
= 0.0592 Vn log KEcel
0
 
= 0.0257 Vn ln KEcel
0
= 0.0592 Vn log KEcel
0
∆G0 K E0
cel
 Reação em condições padrão
negativo >1 positivo Favorece a formação de produtos
0 = 1 0 Reação no equílibrio
positivo <1 negativo Favorece formação reagentes
 
2e- + Fe2+ Fe
2Ag 2Ag+ + 2e-Oxidação:
Redução:
Qual o valor da constante de equilíbrio para s seguinte 
reação a 25 0C? Fe2+(aq) + 2Ag (s) Fe (s) + 2Ag+ (aq)
= 0.0257 Vn ln KEcell
0
E0 = -0.44 - (+0.80) 
E0 = -1.24 V 
0.0257 V
x nE0 celexpK = 
n = 2
0.0257 V
x 2-1.24 V
 = exp
K = 1.23 x 10-42
?
E0 = E0
red
(Fe2+/Fe) - E0
red
(2Ag/2Ag+) cel
 
Efeito da Concentração na FEM de uma cúlula eletrolítica
∆G = ∆G0 + RT ln Q ∆G = -nFE ∆G0 = -nFE 0
-nFE = -nFE0 + RT ln Q
E = E0 - ln QRT
nF
Equação de Nernst
A 298 K
- 0.0257 Vn ln QE
0E = - 0.0592 Vn log QE
0E = 
 
Verifique se a seguinte reação ocorrrerá espontaneamente 
a 250Cse [Fe2+] = 0.60 mol/L e [Cd2+] = 0.010 mol/L? 
Fe2+ (aq) + Cd (s) Fe (s) + Cd2+ (aq)
2e- + Fe2+ 2Fe
Cd Cd2+ + 2e-Oxidação:
Redução:
n = 2
E0 = -0.44 - (-0.40) 
E0 = -0.04 V 
E0 = EFe /Fe + ECd /Cd
- 0.0257 Vn ln QE
0E = 
- 0.0257 V2 ln -0.04 VE = 
0.010
0.60
E = 0.013
E > 0 A reação será espontânea
?
E0 = E0
red
(Fe2+/Fe) - E0
red
(Cd/Cd2+) cel
 
Eletrólise é o processo no qual energia elétrica é utilizada 
para induzir uma reação química não espontânea a ocorrer.
MUDANÇA QUÍMICA GERADA POR CORRENTE MUDANÇA QUÍMICA GERADA POR CORRENTE 
ELÉTRICAELÉTRICA
 
ELETRÓLISE DA ÁGUA
CÉLULAS ELETROLÍTICAS
APLICAÇÕES DA ELETRÓLISE:
 MUITOS METAIS SÃO FABRICADOS 
COM A ELETRÓLISE COMO SÓDIO, 
MAGNÉSIO E ALUMÍNIO.
 A ELETRODEPOSIÇÃO PODE AUMENTAR 
O VALOR OU MELHORAR A APARÊNCIA 
DE UM OBJETO, COMO NO CASO DE 
REVESTIMENTO DE OURO E PRATA.
ELETRÓLISE
Fenômeno contrário ao da pilha. Um processo não espontâneo provocado 
pela corrente elétrica (E0 < 0).
É uma reação de oxi-redução provocada pela corrente elétrica.
Para este processo inverso, têm-se que fornecer uma grande quantidade 
de energia (elétrica), que irá promover a descarga dos íons do cátodo para 
o ânodo.
Formas de eletrólise:
Eletrólise ígnea: fusão de uma substância iônica
Eletrólise em meio aquoso: dissociação ou ionização da substância em 
meio aquoso.
No processo da eletrólise há:
Um circuito elétrico
Um gerador elétrico
Uma célula eletrolítica
ELETRÓLISE
- +
Gerador 
saída de eléltronsentrada de eléltrons
Célula eletrolítica
Eletrodo positivo ou anodoEletrodo negativo ou catodo
É o polo +
ocorre oxidações
É o polo - 
ocorre reduções
Na eletrólise
É o polo -
ocorre oxidações
É o polo + 
ocorre reduções
Nas pilhas
anodocátodo
ELETRÓLISE
 
CARREGANDO UMA BATERIACARREGANDO UMA BATERIA
Quando carregamos uma bateria, Quando carregamos uma bateria, 
forçamos os eletróns na direção forçamos os eletróns na direção 
contrária (do polo + para o polo -). contrária (do polo + para o polo -). 
Para fazermos isso é necessário Para fazermos isso é necessário 
aplicarmos uma voltagem contrária aplicarmos uma voltagem contrária 
maior que a voltagem da reação maior que a voltagem da reação 
espontânea. Veja o que ocorre com o espontânea. Veja o que ocorre com o 
amperímetro de um carro.amperímetro de um carro.
Em uma carro, o carregador da Em uma carro, o carregador da 
batéria é chamado de alternador. batéria é chamado de alternador. 
Se seu carro não está tendo Se seu carro não está tendo 
energia elétrica, verifique se o energia elétrica, verifique se o 
problema é a bateria precisa ser problema é a bateria precisa ser 
trocada ou se o alternador nào trocada ou se o alternador nào 
está carregando a bateriaestá carregando a bateria
 
Baterias
Célula Leclanché
Célula seca
Zn (s) Zn2+ (aq) + 2e-Anodo: 
Catodo: 2NH4 (aq) + 2MnO2 (s) + 2e- Mn2O3 (s) + 2NH3 (aq) + H2O (l)
+
Zn (s) + 2NH4 (aq) + 2MnO2 (s) Zn2+ (aq) + 2NH3 (aq) + H2O (l) + Mn2O3 (s)
 
Baterias
Zn(Hg) + 2OH- (aq) ZnO (s) + H2O (l) + 2e-Anodo: 
Catodo: HgO (s) + H2O (l) + 2e- Hg (l) + 2OH- (aq)
Zn(Hg) + HgO (s) ZnO (s) + Hg (l)
Bateria de Mercurio
 
Baterias
Bateria 
 de chumbo
PbO2 (s) + 4H+ (aq) + SO2- (aq) + 2e- PbSO4 (s) + 2H2O (l)4
Anodo: 
Catodo:
Pb (s) + SO2-(aq) PbSO4 (s) + 2e-4
Pb (s) + PbO2 (s) + 4H+ (aq) + 2SO2- (aq) 2PbSO4 (s) + 2H2O (l)4
 
Bateria de chumbo e ácido
• A reação eletroquímica global é:
E°ceula = E°red(catodo) - E°red(anodo)
= (+1,685 V) - (-0,356 V) = +2,041 V.
PbO2 (s) + 4H+ (aq) + SO2- (aq) + 2e- PbSO4 (s) + 2H2O (l)4
Anodo: 
Catodo:
Pb (s) + SO2- (aq) PbSO4 (s) + 2e-4
Pb (s) + PbO2 (s) + 4H+ (aq) + 2SO2- (aq) 2PbSO4 (s) + 2H2O (l)4
Uma bateria de carro de 12 V consiste em 6 pares de 
catodo/anodo cada um produzindo aproximadamente 2 V
Catodo – PbO
2
 em uma grade de metal em ácido sulfúrico
Anodo – Pb (s)
 
Espaçadores de madeira ou fibra de vidro são usados para evitar 
que os eletrodos se toquem
 
Baterias
Bateria de lítio no estado sólido
 
Baterias
Célula 
Combustível (full cell) – 
é uma célula 
eletroquímica que requer 
o fornecimento contínuo 
de reagentes para 
manutenção de seu 
funcionamento.
Anodo: 
Catodo: O2 (g) + 2H2O (l) + 4e- 4OH- (aq)
2H2 (g) + 4OH- (aq) 4H2O (l) + 4e-
2H2 (g) + O2 (g) 2H2O (l)
 
Corrosão Fe
2
O
3
.nH
2
O
Ferrugem
 
Proteção catódica de um tanque de ferro para armazenamento
 
Prevenindo a corrosão do ferro
• Para a proteção do encanamento
 subterrâneo, um anodo de
sacrifício é adicionado.
• O tubo de água é transformado
 no catodo e um metal ativo é
 usado como o anodo.
• Freqüentemente, o Mg é usado
 como o anodo de sacrifício:
Mg2+(aq) +2e- → Mg(s), E°red = -2,37 V
Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s), E°red = -0,44 V
 
Amalgama Dental - Desconforto
Hg2 /Ag2Hg3 0.85 V
2+
Sn /Ag3Sn -0.05 V
2+
Sn /Ag3Sn -0.05 V
2+