Trabalho Eletroquímica

Prévia do material em texto

BEATRIZ CORDEIRO DE BONA
CAIO LUCAS SILVA SANTOS
FABRICIO ALEX RAMALHO PRAÇA
MARIA EDUARDA FERREIRA CABRAL
PEDRO HENRIQUE PACHECO ARAGÃO
ELETROQUÍMICA
MARABÁ-PA
2017
BEATRIZ CORDEIRO DE BONA
CAIO LUCAS SILVA SANTOS 
FABRICIO ALEX RAMALHO PRAÇA
MARIA EDUARDA FERREIRA CABRAL
PEDRO HENRIQUE PACHECO ARAGÃO
ELETROQUÍMICA
Artigo Científico apresentado à Faculdade de Engenharia de Materiais da Universidade Federal do Sul e Sudeste do Pará em cumprimento às exigências da disciplina de Físico-Química dos Materiais. 
	
Orientador:
Prof. Dr. Eng. Silvio Alex Pereira da Mota.
MARABÁ-PA
2017
RESUMO
A eletroquímica é um ramo da Química que estuda o aproveitamento das reações de oxirredução, em que há transferência de elétrons, para a formação de corrente elétrica, bem como o processo inverso: formação de energia química por meio da energia elétrica. Uma corrente elétrica pode provocar uma reação química ou, uma reação química pode produzir uma corrente elétrica. A relação entre estes dois fenômenos é estudada pela eletroquímica. As pilhas e baterias são dispositivos em que ocorre uma reação de oxidorredução que produz corrente elétrica. Isso significa que há uma conversão de energia química em energia elétrica. Esse processo é espontâneo, pois há a transferência de elétrons entre um metal que tem a tendência de doar elétrons (eletrodo negativo – ânodo), por meio de um fio condutor, para um metal que tem a tendência de receber elétrons (eletrodo positivo – cátodo). A eletrólise é o processo inverso das pilhas e baterias, isto é, uma corrente elétrica gera uma reação química de oxidorredução. A eletrólise é um processo não espontâneo que transforma energia elétrica em energia química. No início do século XIX, o físico e químico inglês Michael Faraday realizava diversos experimentos de eletrólise (processo em que a corrente elétrica desencadeia reações químicas), e, então, começam a surgir os primeiros indícios de como se dá a relação entre a matéria e a eletricidade. A partir desses experimentos, Michael Faraday propôs, em 1834, algumas regras gerais para a eletrólise, que ficaram conhecidas como leis de Faraday (ou leis da eletrólise). Além de todos esses conceitos essenciais para a eletroquímica, o objetivo deste trabalho também é tratar da condutividade, reações eletródicas e potencial de eletrodo. 
Palavras-chaves: eletroquímica, eletrólise, condutividade, reações eletródicas, potencial de eletrodo. 
UNIVERSIDADE FEDERAL DO SUL E SUDESTE DO PARÁ
INSTITUTO DE GEOCIÊNCIAS E ENGENHARIAS
FACULDADE DE ENGENHARIA DE MATERIAIS
ABSTRACT
Electrochemistry is a branch of chemistry that studies the use of oxidation reactions, in which there is transfer of electrons, for the formation of electric current, as well as the inverse process: formation of chemical energy by means of electric energy. An electric current can cause a chemical reaction or, a chemical reaction can produce an electric current. The relationship between these two phenomena is studied by a branch of chemistry called electrochemistry. Batteries and batteries are devices in which an oxidoreductive reaction occurs that produces electric current. That means there is a conversion of chemical energy into electrical energy. This process is spontaneous, since there is the transfer of electrons between a metal that tends to donate electrons (negative electrode - anode), by means of a conducting wire, to a metal that tends to receive electrons (positive electrode - cathode). Electrolysis is the reverse process of batteries and batteries, that is, an electric current generates a chemical reaction of oxidoreduction. Electrolysis is a non-spontaneous process that transforms electrical energy into chemical energy. In the early nineteenth century, British physicist and chemist Michael Faraday performed several electrolysis experiments (a process in which electrical current triggers chemical reactions), and then the first signs of how the relationship between matter and the electricity. From these experiments, Michael Faraday proposed, in 1834, some general rules for electrolysis, which became known as Faraday's laws (or laws of electrolysis). In addition to all these essential concepts for electrochemistry, the objective of this work is also to address the conductivity, electrode reactions and electrode potential.
Keywords: electrochemistry, electrolysis, conductivity, electrode reactions, electrode potential.
LISTA DE FIGURAS
Figura 1- Estrutura da pilha.	10
Figura 2- Esquema do processo de eletrólise do NaCl.	11
Figura 3 - Michel Faraday.	12
Figura 4 - Célula eletrolítica de AgNO3.	13
Figura 5 - Células eletrolíticas em série.	14
Figura 6 - Ilustração dos íons.	16
Figura 7: Dissociação Iônica.	17
Figura 8: Condução nos Eletrólitos.	18
Figura 9: Dissociação eletrolítica do Cloreto de Sódio.	18
Figura 10- Pilha de Alessandro Volta.	22
Figura 11 – Pilha com eletrodos de cobre e zinco.	22
Figura 12 – Pilha com eletrodos de cobre e zinco após um certo tempo.	23
Figura 13- Representação para as pilhas estabelecida pela IUPAC.	24
Figura 14- Representação para as pilhas estabelecida pela IUPAC.	25
Figura 15- Pilha com eletrodos de Zn e Hidrogênio.	27
Figura 16- Pilha com eletrodos de Cu e Hidrogênio..	28
Figura 17- Representação de uma pilha.	29
LISTA DE TABELAS
Tabela 1- Tabela dos potenciais de redução.	28
1 INTRODUÇÃO
	Os primeiros estudos eletroquímicos datam de 1786 e foram realizados por Galvani. Ele observou que uma perna de rã “movia-se” quando a ele se aplicava uma diferença de potencial elétrico. Um dos polos do elemento de descarga elétrica era fixado no nervo e o capacitor no músculo. Galvani imaginava que o sistema formava um capacitor, descarregando a sua eletricidade na perna (TICIANELLI, 1998). 
O objetivo fundamental da Eletroquímica é o estudo de sistemas capazes de entregar trabalho útil elétrico a partir de reações de oxirredução (células galvânicas) ou de sistemas nos quais ocorrem processos de oxirredução ao receberam trabalho útil elétrico (eletrólise) (TICIANELLI, 1998). 
Numa reação de oxirredução ocorrem dois processos básicos: a perda de elétrons chamada de oxidação, e o ganho de elétrons chamado de redução. Se uma substância sofre redução ela causa, consequentemente, a oxidação de outra substância, portanto ela atua como um agente oxidante. Da mesma forma uma substância que foi oxidada atuou como agente redutor (BROWN, 2005).
	Uma reação é considerada eletroquímica se ela estiver associada a uma passagem de corrente elétrica através de uma distância finita, maior que a distância Inter atômica. Essa passagem de corrente envolve o movimento de partículas carregadas: íons, elétrons ou ambos. Dessa forma na maioria das reações, que se manifestam em presença de uma superfície metálica, ocorre esta passagem de corrente através do metal, e a reação é eletroquímica em sua natureza (WOLYNEC, 2003).
	A corrosão de metais manifesta-se em diferentes tipos de meios, porém o meio em que ele ocorre com maior frequência é o aquoso. Nesse meio o mecanismo da corrosão é essencialmente eletroquímico. Assim, técnicas eletroquímicas podem ser utilizadas na avaliação, no controle e na investigação da corrosão de metais sofrendo diferentes tipos de ataques corrosivos (WOLYNEC, 2003).
2 OBJETIVOS
2.1 OBJETIVO GERAL
Estudar a eletroquímica bem como a conversão de energia química (reações de oxirredução) em energia elétrica (pilhas e baterias) e o processo contrário (eletrólise).
2.2 OBJETIVOS ESPECÍFICOS
Identificar a importância das Leis de Faraday para a Eletroquímica. 
Verificar a condutividade dentro da eletroquímica bem como a teoria da dissociação iônica de Arrhenius.
Analisar as reações eletródicas e o potencial de eletrodo.3 REVISÃO BIBLIOGRÁFICA 
3.1 CONCEITOS E FUNDAMENTOS DA ELETROQUÍMICA
O objetivo fundamental da Eletroquímica é o estudo de sistemas capazes de entregar trabalho útil elétrico a partir de reações de oxirredução (células galvânicas) ou de sistemas nos quais ocorrem processos de oxirredução ao receberem trabalho útil elétrico (eletrólise) (TICIANELLI; GONZALES, 2005). 
A eletroquímica ocupa-se da análise da inter-relação de fenômenos químicos e de fenômenos elétricos. Tal inter-relação é constatada, de um lado, pela condutividade elétrica apresentada por certos líquidos e soluções, isto é, pela passagem de corrente elétrica através do meio produzindo reações químicas, e, por outro, pela produção de corrente elétrica a partir de reações químicas (BISCH; COSTA, 2007).
No primeiro caso, temos o fenômeno conhecido da eletrólise, pelo qual a passagem de uma corrente elétrica através de uma solução provoca a decomposição de substâncias. O segundo diz respeito ao funcionamento das pilhas elétricas (BISCH; COSTA, 2007).
A matéria é composta de partículas eletricamente carregadas, por isso há a possibilidade de converter energia elétrica em energia térmica ou o contrário. A compreensão desses fenômenos tem passagem pelos estudos das reações de oxidação – redução, estas reações por exemplo estão envolvidas com armazenamento de energias e pilhas elétricas e ferrugem/corrosão. (FOGAÇA, 2017).
Para que possamos entender as reações eletroquímicas é necessário que tenhamos conhecimento do conceito de estado de oxidação dos átomos que formam um composto químico em que pode ser definido como a diferença entre o número de elétrons que um elemento tem na substância pura e o número de elétrons que seu átomo tem num composto (BISCH; COSTA, 2007).
As reações que envolvem transferência de elétrons são chamadas de reações de oxirredução, pois nelas ocorrem simultaneamente a redução e a oxidação. A espécie química que perde elétrons passa por uma oxidação e fica com o Nox (número de oxidação) maior. Já a espécie química que recebe esses elétrons passa por uma redução e o seu Nox fica menor (FOGAÇA, 2017).
Por exemplo, a seguir há uma reação desse tipo, na qual uma placa de zinco metálico (Zn0) é colocada em uma solução de sulfato de cobre (que possui cátions cobre II (Cu2+) dissolvidos). O zinco sofre oxidação, perdendo dois elétrons e transformando-se no cátion zinco (Zn2+), enquanto os íons de cobre recebem esses elétrons e transformam-se em cobre metálico (Cu0). Veja a equação iônica desse processo: Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) (BISCH; COSTA, 2017).
Podemos afirmar que o fenômeno eletroquímico na maioria das vezes acontece com reações semelhantes a essa. Sendo que existem duas formas mais comuns: Pilhas e Baterias, onde existe a conversão de energia química em energia elétrica, no qual uma reação espontânea de oxidação-redução produz corrente elétrica. (GALIZA et al, 2014).
A pilha pode ser dividida em três partes:
1. Elétrodos - são os condutores de corrente da pilha: 
- Ânodo: elétrodo positivo de uma pilha. 
- Cátodo: elétrodo negativo de uma pilha. 
2. Eletrólito - é a solução que age sobre os elétrodos. 
3. Recipiente - guarda o eletrólito e suporta os elétrodos.
Observe a figura a seguir que exemplifica a estrutura:
Figura 1 - Estrutura da pilha
Fonte: Galiza et al (2014)
Eletrólise é o processo inverso que acontece com as pilhas e baterias, neste a energia elétrica é transformada em energia química. Utiliza-se energia elétrica para forçar a ocorrência de uma reação química não espontânea pela neutralização das cargas dos íons e formação de substâncias simples (FOGAÇA,2017).
A célula eletrolítica é onde ocorre a eletrólise. O arranjo dos componentes das células eletrolíticas é diferente do arranjo das células galvânicas (é uma célula eletroquímica em que uma reação química espontânea é usada para gerar uma corrente elétrica), os dois eletrodos estão no mesmo compartimento com um tipo de eletrólito, e as concentrações e pressões não são próximas da padrão (ATKINS, 2007).
“Como em todas as células eletroquímicas, a corrente passa pelo eletrólito, carregada pelos íons presentes” (ATKINS,2007).
Quando se passa uma corrente elétrica proveniente de algum gerador (como uma pilha ou uma bateria) por um líquido iônico (substância fundida - eletrólise ígnea) ou por uma solução aquosa que contém íons (eletrólise em meio aquoso). Desse modo, o cátion presente no líquido ou na solução recebe elétrons, e o ânion doa elétrons, para que ambos fiquem com carga elétrica igual a zero e com energia química acumulada (FOGAÇA,2017).
3.2 ELETRÓLISE 
Eletrólise é basicamente uma reação de oxi-redução não espontânea, realizada através de uma corrente elétrica, através de uma solução. (FELTRE, 1928). 
Um dos exemplos mais importantes de eletrólise ígnea é a do cloreto de sódio (NaCl) ou sal de cozinha, que produz duas substâncias simples, o sódio metálico, Na0(s), e o gás cloro, Cl2(g). A Figura 3 abaixo mostra como ocorre esse tipo de eletrólise:
Figura 2- Esquema do processo de eletrólise do NaCl.
Fonte: Feltre (1928).
Quando o sal é aquecido a uma temperatura de 800,4 º C, ele se funde e seus íons ficam livres conforme a Equação 01:
 NaCl → Na+ + Cl- (Eq.02)
 
Veja o que ocorre em cada eletrodo quando o gerador é ligado.
Eletrodo positivo: Ânodo - desse eletrodo saem os elétrons, sofrendo oxidação e é onde os ânions Cl- se descarregam;
Eletrodo negativo: Cátodo - esse eletrodo recebe os elétrons, sofrendo redução e é onde os cátions Na+ se descarregam.
	As semirreações e a reação global que ocorrem nessa eletrólise ígnea são:
Semirreação no cátodo: Na+ + e- → Na. (redução).
Semirreação no ânodo: 2Cl- → Cl2 + 2e- (oxidação).
Reação global: 2 Na+ + 2 Cl- → 2 Na + Cl2.
3.2.1 Leis de Faraday
Michael Faraday foi um físico e químico inglês, nasceu em Newington a 22 de setembro de 1791 e faleceu em Hampton Court a 25 de agosto de 1867, tendo grandes contribuições no campo da Eletroquímica. Ele foi responsável pela criação dos termos: cátion, ânion, eletrodo, eletrolítico, entre outros. Ele foi intitulado como um experimentalista, título merecido em virtude de ter realizado incontáveis experimentos envolvendo as leis que regem a eletrólise. Os estudos propostos por Faraday são, na maioria, relacionados à eletrólise, mas não foi somente a esta área que o cientista focou suas pesquisas.
Figura 3 - Michel Faraday.
Fonte: ROBERT (2011).
Michael Faraday formulou duas leis que regem o aspecto quantitativo da eletrólise, relacionando a massa (m) formada ou transformada, com a carga elétrica que atravessa o circuito e o equivalente-grama das substâncias obtidas nos eletrodos. (ROBERT, 2011).
3.2.1.1 primeira Lei de Faraday
A primeira Lei de Faraday estabelece que a massa (m) de uma substância eletrolisada é diretamente proporcional à quantidade de eletricidade (Q) que atravessa a solução. (FELTRE. 1928).
Matematicamente: 
 - (Eq.03)
Lembrando que em Eletricidade:
 (Eq.04)
Onde: 
 = intensidade da corrente elétrica:
 = tempo de passagem da corrente elétrica.
Logo:
 				 (Eq.05)
Essa lei pode ser comprovada com a célula abaixo. Medindo a intensidade de corrente (i) no amperímetro, o intervalo de tempo (t) de passagem da corrente com um cronômetro e determinamos o aumento da massa (m) sofrido pelo catodo, devido à deposição de prata durante a eletrólise. Verificamos, então, que à proporção que aumentam (i) e (t), aumentará também a massa (m).
 Figura 4 - Célula eletrolítica de AgNO3.Fonte: Feltre (1928).
3.2.1.2 Segunda Lei de Faraday
A segunda Lei de Faraday diz que a mesma quantidade de eletricidade irá eletrolisar massas (m) de substâncias diferentes, que serão proporcionais aos equivalentes-gramas (E) de oxi-redução.
Matematicamente:
 (Eq.06)
Podemos comprovar essa lei ligando, por exemplo, duas células eletrolíticas em série, com soluções diferentes: 
Figura 5 - Células eletrolíticas em série.
Fonte: Feltre (1928).
A ligação em série garantirá que a mesma quantidade de eletricidade passará pela primeira e pela segunda célula eletrolítica. Constata-se que a massa de prata (mAg) depositada na primeira célula é diferente da massa de Cobre (mCu) depositada na segunda célula. No entanto. 
 (Eq.07)
Onde: 
 e (Eq.08)
E, generalizando:
 (Eq.09)
Relacionando as duas leis, temos:
 ou (Eq.10)
Por outro lado, constata-se, também experimentalmente, que, passando por uma célula eletrolítica uma quantidade de eletricidade (Q) igual a 96500 coulombs, a massa eletrolisada (m) é sempre igual ao equivalente-grama (E), qualquer que seja o eletrólito utilizado.
 → 
Desse modo a formula ficará:
 → (Eq.11)
Logo:
 (Eq.12)
Ela constitui a equação geral da eletrólise, nela, o valor de (E) representa sempre o equivalente-grama de oxi-redução do eletrólito. As leis e fórmulas apresentadas valem tanto para eletrólises ígneas como para eletrólises em solução. De acordo com Feltre, 1928, como acontece em qualquer reação química, uma eletrólise pode não ter um rendimento (r) total ou completo. Caso o problema mencione um rendimento (0 < r < 1) devemos ‘corrigir’ as fórmulas dadas: 
A quantidade de eletricidade igual a 96500 Coulombs é denominada 1 FARADAY (F). Ela é importantíssima em eletroquímica, pois representa a quantidade de eletricidade capaz de eletrolisar 1 equivalente-grama de qualquer substância; o Faraday representa, também, a carga elétrica de 1 mol () de elétrons.
3.3 CONDUTIVIDADE
3.3.1 Teoria da dissociação iônica de Arrhenius
	A partir das experiências dos físico-químico sueco August Arrhenius, realizadas com a passagem de corrente elétrica através de soluções aquosas, formulou-se a hipótese de que estas continham os íons, partículas carregadas. Segundo Arrhenius os íons positivos, os cátions, e negativos, os ânions (SOUZA, 2015). 
Segundo Silva (2007) a teoria da dissociação eletrolítica de Arrhenius referisse a quando uma substância se dissolve em água, vai-se dividindo em partículas cada vez menores. Em alguns casos, essa divisão se encerra nas moléculas e a solução não conduz a corrente elétrica. Em outros casos, a divisão vai além de moléculas; estas dividem-se em partículas ainda menores, com carga elétrica, denominadas íons. Nesta situação, a solução é condutora. Os íons estão ilustrados logo abaixo, conforme a Figura 6.
Figura 6 - Ilustração dos íons.
 Fonte: Cesar (2009).
3.3.2 Eletrólitos
	Em termos simples, é possível afirmar que um eletrólito é um tipo de material que, quando dissolvido em agua, se torna condutor. Na maioria das situações, os eletrólitos são soluções de ácidos, bases ou sais, diluídas em solvente, normalmente água. Por isso recebem o nome de solução iônicas (MARQUES, 2015). Um exemplo de dissociação iônica pode ser visto na Figura 7.
Figura 7 - Dissociação Iônica.
Fonte: Fogaça (2009).
3.3.3 Dissociação eletrolítica
	
As ligações iônicas resultam da atração elétrica entre cátions e ânions, constituindo a molécula. Tendo em vista que nessas ligações a força elétrica é de fundamental importância, para separar os íons há a necessidade de fazer com que essa força fique consideravelmente mais reduzida. E isso é possível se o meio no qual o composto estiver for um meio dielétrico (MARQUES, 2015).
Denomina-se de dielétrico o material que dificulta a passagem da corrente elétrica. Nesse tipo de material, os elétrons em fluxo ordenado têm seu movimento impedido. Perceba que a definição de dielétrico é exatamente a mesma para isolante elétrico (JUNIOR, 2015).
	Conforme Marques (2015), a água possui uma constante dielétrica que é 80 vezes maior que a constante dielétrica do ar. Consequentemente, a força eletrostática fica 80 vezes menor quando o composto está imerso na água. Esse enfraquecimento da força eletrostática acarreta a separação dos íons. Esta separação é a dissociação eletrolítica.
3.3.4 Condução nos eletrólitos
	Suponhamos agora uma solução de um ácido, uma base ou um sal em água, por exemplo, cloreto de sódio em água. Sabemos que suas moléculas se dissociam, isto é, existem íons de sódio e de cloro soltos na água, caminhando em direções quaisquer. Suponhamos que nessa solução sejam mergulhadas duas placas metálicas A e B, ligadas aos polos de um gerador G, conforme a Figura 8. As duas placas metálicas são chamadas eletrodos. O eletrodo negativo, isto é, aquele ligado ao polo negativo do gerador é chamado cátodo. O eletrodo positivo, isto é, aquele ligado ao polo positivo do gerador é chamado anodo (CENTRO DE ENSINO E PESQUISA APLICADA, 2010).
Figura 8 - Condução nos Eletrólitos.
Fonte: Centro de Ensino e Pesquisa Aplicada (2010).
	Esse movimento de íons em sentidos opostos forma a corrente elétrica. Consequentemente, a solução passa a conduzir a eletricidade. O dado interesse a desse processo de condução é o fato de que ele acaba sendo um processo autossustentado. Isso ocorre porque os elétrons que são cedidos ao ânodo são enviados, através desse eletrodo, para o gerador. O papel do gerador é enviá-los para o cátodo através do fio metálico (MARQUES, 2015). 
	No cátodo, os elétrons são assimilados pelos íons positivos. Ao receberem esses elétrons, esses íons se transformam em átomos neutros. Assim, nos fios metálicos, a corrente é uma corrente de elétrons que são retirados dos ânions e repassados para cátion. Esse processo é ilustrado na figura abaixo na qual se considera a dissociação eletrolítica do cloreto de sódio (MARQUES, 2015).
Figura 9 - Dissociação eletrolítica do Cloreto de Sódio.
Fonte: Centro de Ensino e Pesquisa Aplicada (2010).
3.4 APLICAÇÕES DA ELETRÓLISE 
3.4.1 Galvanoplastia
É uma técnica industrial que utiliza a eletrólise em meio aquoso para cobrir uma determinada peça metálica com um outro metal. O objetivo é obter uma ou mais das vantagens abaixo (DIAS, 2015):
Adquirir resistência a corrosão;
Adquiri proteção contra oxidação;
Maior durabilidade;
Aumentar a resistência da peça;
Ampliar a espessura da peça
Elevar a condutividade elétrica ou térmica;
O ponto de partida do processo consiste em preparar uma solução contendo um sal do metal com o qual se pretende recobrir outro metal menos nobre (MARQUES, 2015).
Usa-se como ânodo uma barra do metal mais nobre, e como cátodo o próprio objeto sobre o qual deve ser depositado. O ânodo é ligado ao ponto positivo de um gerador de uns 5 ou 8 volts e o objeto, que se quer recobrir com o precioso metal, é ligado ao polo negativo. Com a passagem da corrente, o íon metálico se dirige para o cátodo e se deposita nele. O íon ácido se dirige em direção ao ânodo, e lá reagindo formando um sal primitivo (MARQUES, 2015).
3.4.2 Tipos de galvanoplastia
Os tipos de galvanização sempre estão associados ao metal que foi utilizado para recobrir uma determinada peça. As espéciesmais comuns de galvanização são: 
Cromagem, utilizando o crômio (Cr);
Prateação, utilizando a prata (Ag);
Douração, utilizando o ouro (Au);
Niquelagem, utilizando o níquel (Ni);
Zincagem, utilizando o zinco (Zn);
Estanhagem, utilizando o estanho (Sn);
Cadmeação, utilizando o cádmio (Cd).
3.5 REAÇÕES ELETRÓDICAS
3.5.1 Reações Eletrolíticas 
A eletrólise é um processo em que se passa uma corrente elétrica sobre uma substância e, por meio de reações de oxirredução, o composto decompõe-se. Se a substância estiver no estado líquido (fundida), temos uma eletrólise ígnea, mas se estiver em solução aquosa, tem-se uma eletrólise em meio aquoso (Fogaça). Os cátions descarregam-se no cátodo sofrendo redução e os aníons no ânodo sofrendo oxidação. Observaremos a seguir algumas reações de eletrolise. 
3.5.2 Eletrolise no HCl
A eletrolise de uma solução do ácido forte HCl os produtos formados são: Cl2(g) no ânodo e H2(g) no cátodo. 
 No ânodo: 
			 2Cl- (aq) → Cl2(g) + 2e- (Eq. 14) 
 		 	2OH- → O2(g) + H2O + 2e- (Eq. 15)
 No cátodo, devido à elevada concentração de íons hidrogênio na solução, a reação catódica é usualmente escrita na forma de redução do H+:
 2e- + 2H+ (aq) → H2(g) (Eq. 16)
 2H+ (aq)+ 2Cl- (aq) → Cl2(g) + H2(g) (Eq. 17)
De modo que a equação global do processo é:
No ânodo: 2Cl-(aq) → Cl2(g) + 2e-
No cátodo: 2e- + 2H+ (aq) → H2(g)
 2Cl-(aq) + 2H+(aq) → Cl2(g) + H2(g) 	 (Eq. 18)
3.5.3 Eletrólise do H2SO4 
O H2SO4 é um ácido forte (pela perda de um próton) e assim a reação catódica é a mesma que para o HCl. No Ânion o íon bissulfatos HSO4- poderia ser oxidado, entretanto verifica-se que a água perde elétrons mais facilmente. 
Ânodo: 2H2O → O2 + 4H+(aq) + 4e-
 Cátodo: 	 4e- + 4H+ → 2H2(g)
 2H2O → 2H2(g) + O2 (Eq. 19)
3.6 PILHAS E BATERIAS
As pilhas e baterias foram sendo desenvolvidas ao longo do tempo com a contribuição de diversos cientistas. Somente a partir da descoberta de Volta, de que dois metais diferentes ligados eletricamente por uma solução eletrolítica serviam como fonte de tensão, que se começou a buscar pelos melhores eletrodos que tornavam as pilhas e baterias mais eficientes e práticas (NISENBAUM, 2009).
Embora sejam utilizados indistintamente, os termos pilha e bateria não são a mesma coisa. Pilha é um dispositivo constituído unicamente de dois eletrodos e um eletrólito, arranjados de maneira a produzir energia elétrica. Bateria é um conjunto de pilhas, dependendo do maior ou menor potencial e a corrente que se quer.
Em 1800, Alessandro Volta criou uma pilha que consiste em metais de dois tipos separados por panos umedecidos em sal ou ácido fraco. Os discos de metal ficavam empilhados, por isso o nome pilha. Os primeiros metais usados por Volta foram a prata e o zinco (VAZ, et al, 2006). A voltagem fornecida pela pilha de Volta depende do número de elementos na pilha, conforme a Figura 10.
Figura 10- Pilha de Alessandro Volta.
Fonte: VAZ, et al (2006).
John Frederick Daniell, no ano de 1836, construiu uma pilha com eletrodos de cobre e zinco, assim como na pilha de Volta, possuindo funcionamento semelhante. No entanto, a diferença está nos eletrodos que ocupam compartimentos separados e a utilização da ponte salina, responsável pelo fechamento do circuito. A seguir, na Figura 11 o voltímetro indica que está havendo passagem de corrente elétrica (fluxo ordenado de elétrons) através do fio condutor (FOGAÇA, 2009).
Figura 11 – Pilha com eletrodos de cobre e zinco.
Fonte: Fogaça (2009).
Após um certo tempo pode-se constatar na Figura 12 as seguintes alterações: a corrosão da placa de zinco, a placa de cobre teve sua massa aumentada, a solução de ZnSO4 presente no eletrodo de zinco vai tendo sua concentração aumentada, e a solução de CuSO4 presente no eletrodo de cobre vai tendo sua concentração diminuída, o que se constata visualmente pela diminuição da coloração azul da referida solução.
Figura 12 – Pilha com eletrodos de cobre e zinco após um certo tempo.
Fonte: Fogaça (2009).
Ao fechar o circuito externo, os íons de Cu2+, por apresentarem um potencial de redução superior, atraem elétrons da lâmina de zinco provocando a semi-reação de oxidação do Zn conforme a Equação 20. 
 	 (Eq.20)
Os elétrons cedidos pela lâmina de zinco são enviados por meio de um condutor externo, provocando um fluxo ordenado de elétrons (corrente elétrica), detectado com auxílio do amperímetro. A placa sofre corrosão, já que, ao perder elétrons, átomos de zinco vão para a solução na forma A solução vai tendo a sua concentração aumentada.
No eletrodo de cobre, íons Cu2+ da solução migram até a lâmina de cobre provocando uma semi-reação de redução, conforme a Equação 21.
 (Eq.21)
A lâmina de cobre tem a sua massa aumentada, pois, ao ganhar elétrons, íons sofrem redução e nela se depositam na forma de cobre metálico (Cu0). A solução vai tendo a sua concentração diminuída, o que é evidenciado pela diminuição da coloração azulada (VILELLA, 2012).
3.6.1 A presença da ponte salina 
	No eletrodo de zinco, haverá um aumento da concentração de Zn2+ na solução (aumento de cargas positivas) e no eletrodo de cobre, haverá diminuição da concentração de Cu2+. 
	Para manter o equilíbrio elétrico das cargas nos eletrodos é colocada uma “ponte salina”, que é formada por um tubo em U contendo no seu interior uma solução aquosa de KCl ou K2SO4 embebido em um material gelatinoso (FOGAÇA, 2009).
	Assim, numa pilha, haverá uma corrente elétrica externa constituída por um fluxo de elétrons através de um fio condutor e uma corrente interna constituída pelo movimento de íons Zn2+ E em sentidos opostos no interior da ponte salina. Na realidade, a sua função é manter o equilíbrio elétrico das cargas nas soluções que constituem os eletrodos da pilha (VAZ, et al, 2006). 
3.6.2 Representação para as pilhas estabelecida pela IUPAC
	
Lembre-se de que o cátodo, por ser o eletrodo que atrai elétrons (sofre redução), deve possuir um potencial de redução ( maior. 
	Com o que aprendemos até aqui, a pilha de Daniell pode ser representada da seguinte maneira na Figura 13.
Figura 13- Representação para as pilhas estabelecida pela IUPAC.
Fonte: VAZ, et al (2006).
3.7 POTENCIAL DE ELETRODO
	A pilha de Daniell foi montada com um eletrodo de zinco e um eletrodo de cobre. Na realidade, é possível construir pilhas com outros pares de eletrodos. 
	Vimos anteriormente que cada eletrodo apresenta um determinado potencial de redução. Esse potencial depende da concentração da solução na qual a lâmina se encontra mergulhada e da temperatura. Chama-se de eletrodo padrão ou eletrodo normal aquele no qual a concentração da solução é de 1 mol/L (molar) e a temperatura é de 25ºC (298 K).
	Somente é possível medir o potencial de um eletrodo por comparação com o de um outro eletrodo tomado arbitrariamente como padrão. Assim o eletrodo-padrão escolhido foi o eletrodo de hidrogênio (H2/H+) ao qual foi atribuído o ; a medição deve ser feita em condições-padrão, ou seja, pressão de 1 atm, temperatura de 25 ºC e concentração de H+= 1 mol/L.
3.7.1 O eletrodo-padrão de hidrogênio 
	Na pilha de Daniell, os eletrodos são constituídos por placas (lâminas) metálicas mergulhadas em soluções contendo seus respectivos íons. Usando esse raciocínio, um eletrodo de hidrogênio deveria ser constituídopor uma lâmina de hidrogênio mergulhada numa solução contendo íons H+. 
	Na realidade isso pode ser feito borbulhando-se continuamente gás H2, fornecido a uma pressão de 1 atm, sobre uma lâmina de platina. A platina é altamente porosa e absorve moléculas de H2, funcionando como suporte do gás. Esse conjunto trabalha como se fosse uma “lâmina de hidrogênio” na sua superfície é mergulhada numa solução ácida, na qual a concentração de H+ em quantidade de matéria é de 1,0 mol/L na temperatura de 25ºC. A Figura 14 abaixo mostra como é montado um eletrodo de hidrogênio, ao qual arbitrariamente foi atribuído o valor zero para seu potencial de redução (. 
Figura 14- Representação para as pilhas estabelecida pela IUPAC.
Fonte: Fogaça (2009).
3.7.2 Medida do potencial-padrão de um eletrodo 
	
Uma pilha é constituída de dois eletrodos, e sabemos que cada eletrodo possui um determinado potencial de redução. O fluxo de elétrons através do fio condutor externo evidencia uma diferença de potencial (ddp) entre esses eletrodos, e a presença do voltímetro intercalado no circuito mede essa ddp. 
 	Dessa forma pode-se concluir que o potencial de um eletrodo é a diferença de potencial elétrico entre um eletrodo e o eletrodo-padrão ou normal de hidrogênio. 
	Num eletrodo de hidrogênio é possível ocorrer uma reação de oxidação:
	
 (Eq. 22) 
	
Num eletrodo de hidrogênio é possível ocorrer uma reação de redução: 
 (Eq. 23)
	Para se determinar o potencial-padrão do eletrodo de um determinado elemento químico, monta-se uma pilha na qual um dos eletrodos é o eletrodo-padrão de hidrogênio e o outro eletrodo é o do elemento cujo potencial se deseja medir, ambos a 25ºC e solução 1,0 molar de seus respectivos íons. 
3.7.3 Cálculo do do eletrodo de zinco 
Observamos na lâmina de zinco sofre corrosão, o que evidencia que o eletrodo de zinco está sofrendo o processo de oxidação, portanto ele é o ânodo da pilha. Pode-se então concluir que no eletrodo de hidrogênio está ocorrendo o processo de redução, ou seja, íons H+, por possuírem um potencial de redução maior, atraem elétrons da placa de zinco provocando a sua oxidação. As semi-reações e a reação global da pilha estão representadas na Equação 24: 
No ânodo (oxidação)			 
No cátodo (redução)				
Global 					 (Eq. 24)
Figura 15- Pilha com eletrodos de Zn e Hidrogênio.
Fonte: Fogaça (2009).
	O valor numérico que consta no voltímetro indica a diferença de potencial, é representado por ddp ou e pode ser calculado pela expressão: 
 )		 (Eq.25)
	Como o eletrodo de hidrogênio apresenta um potencial de redução maior que o do eletrodo de zinco, conforme a Equação 26:
)
)
)
 (Eq.26) 
	O sinal negativo no potencial-padrão de um eletrodo indica que o potencial de redução do referido eletrodo é menor que o potencial-padrão de redução do eletrodo padrão de hidrogênio, ao qual foi arbitrariamente atribuído o valor zero. 
3.7.4 Cálculo do do eletrodo de cobre 
	Observa-se na lamina de cobre tem sua massa aumentada, o que evidencia que o eletrodo de cobre está sofrendo o processo de redução, portanto ele é o cátodo da pilha. Conclui-se então que no eletrodo de hidrogênio está ocorrendo o processo de oxidação, ou seja, íons Cu2+, por possuírem um potencial de redução maior, atraem elétrons do eletrodo de hidrogênio. As semi-reações e a reação global da pilha podem ser representadas pelos valor numérico que consta no voltímetro que indica a diferença de potencial, é representado por ddp ou , e pode ser calculado pela expressão: 
 ) (Eq. 27)
	Como o eletrodo de cobre apresenta um potencial de redução maior que o do eletrodo de hidrogênio, a Equação X pode ser escrita: 
)
)
 (Eq. 28)
	O sinal positivo no potencial-padrão de um eletrodo indica que o potencial de redução do referido eletrodo é maior que o potencial-padrão de redução do eletrodo-padrão de hidrogênio, ao qual foi arbitrariamente atribuído o valor zero. 
	Quem atrai os elétrons em uma pilha causando o fluxo de elétrons é sempre o eletrodo de maior potencial de redução. 
Figura 16- Pilha com eletrodos de Cu e Hidrogênio.
Fonte: Fogaça (2009).
	Analisando a tabela dos potenciais de redução, vamos examinar a pilha constituída pelos eletrodos de alumínio e cobre e, com base nos valores encontrados, montar um esquema da pilha. Respondendo as seguintes questões: a) Qual dos eletrodo é o cátodo e qual é o ânodo? b) Qual dos eletrodos é o polo positivo e qual é o polo negativo? c) Qual a semi-reação do ânodo? d) Qual a semi-reação do cátodo? e) Qual a reação global da pilha? f) Qual a ddp inicial da pilha?
Tabela 1- Tabela dos potenciais de redução. 
	Semi-reação
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
Fonte: Fogaça (2009).
	Os valores dos dos eletrodos de cobre e alumínio extraídos da tabela de potenciais de redução são: 
 (Eq. 29) 
 (Eq.30)
Com base nesses dados, podemos esquematizar a pilha da seguinte maneira, conforme a Figura 17.
Figura 17- Representação de uma pilha.
Fonte: Fogaça (2009).
Cátodo é o eletrodo de cobre e Ânodo é o eletrodo de alumínio. 
O polo positivo é o eletrodo de cobre e o polo negativo é o eletrodo de alumínio. 
d) e) A semi-reação do ânodo, a semi-reação do cátodo e a reação global da pilha estão representadas a seguir:
No ânodo (oxidação) 
No cátodo (redução) 
 _________________________________________________
Global 		 (Eq.31)
A ddp da pilha é: 
 (Eq.32)
4 CONCLUSÃO 
	Através deste trabalho, que se constituiu de uma breve revisão bibliográfica, foi possivel relembrar determinados conceitos provenientes da química básica. Assim como apresentou uma área da química mais aprofundada no que tange o estudo da eletroquímica através das leis de Faraday, além da teoria de Arrhenius.
	A eletroquímica mostrou-se ser uma grande e importante área de estudo da química. Sendo igualmente importante para a natureza, quanto para a indústria, tendo em vista que processos eletroquímicos estão presentes diariamente na vida cotidiana. Para a engenharia de materiais possuir conhecimento sobre eletroquímica é fundamental, uma vez que, através da mesma é possivel estudar e entender fenômenos de degradação, como a corrosão, um grande problema para os materiais metálicos. 
REFERÊNCIAS 
ATKINS,PETER.;JONES,LORETTA. Princípios de química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. 3 ed.Porto Alegre – RS: Artmed Editora S.A, 2007.
BISCH, PAULO MASCARELLO. Fundamentos de biofísica a eletroquímica e as reações de oxido-redução. Disponível em: <http://fisbio.biof.ufrj.br/bmw116/eletroquimica_reacOxireducao.pdf >. Acesso em: 10 de novembro. 2017
BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005.
CENTRO DE ENSINO E PESQUISA APLICADA, Mecanismo da Condução Pelos Eletrólitos, 2010. Disponível em: <http://efisica.if.usp.br/eletricidade/basico/eletrolise/mecan_cond_eletroliticos/>. Acesso em: 18 nov. 2017. 
DIAS, Diogo. Galvanoplastia. 2015. Disponível em: <http://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/galvanoplastia.htm>. Acesso: 18 nov. 2017. 
FOGAÇA, JENNIFER ROCHA VARGAS.Eletroquímica. Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/eletroquimica.htm>. Acesso em: 10 de novembro. 2017.
FELTRE, R. Fundamentos da Química. Volume único. Ed. Moderna. 2004. Disponível em: <https://www.algosobre.com.br/quimica/classificacao-periodica-dos-elementos.html>. Acesso em: 18 mai. 2016.
FELTRE, Ricardo. Quimica. Volume 2. 5º ed. São Paulo. Moderna. 2000.
FOGAÇA, J. R. V. Eletroquímica: Pilha de Daniell. 2009. Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/pilha-daniell.htm#disqus_thread>. Acesso em: 02 Novembro 2017. 
FOGAÇA, J. R. V. Potencial-padrão de redução das pilhas. 2008. Disponível em: < http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/potencialpadrao-reducao-das-pilhas.htm>. Acesso em: 02 Novembro 2017. 
GALIZA, ANDRÉ; GONÇALVES, DANIEL; ALMEIDA, ISA; CARAVALHO, MÁRIO; PEREIRA, TIAGO. Estudo da capacidade disponível para pilhas recarregáveis. Porto – Portugal, 2014. Disponível em:<https://paginas.fe.up.pt/~projfeup/submit_14_15/uploads/apresent_1MIEEC01_4.pdf>.Acesso em 11 de novembro de 2017.
ROBERTO, Agamenon. Eletroquímica: Leis de Faraday. 2011. Disponível em: http://www.agamenonquimica.com/docs/teoria/fisico/eletroquímica.pdf.
VAZ, R.R et al. Eletroquímica e radioatividade. 1ª.ed. Curitiba: Posigraf S.A. v.I, 2006. 
VILELLA, G. Eletroquímica – Pilhas. 2012. Disponível em: < http://quimicasemsegredos.com/eletroquimica-pilhas/>. Acesso em: 02 Novembro 2017. 
JENNIFER FOGAÇA. Eletrólise do Cloreto de Sódio. Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/eletrolise-cloreto-sodio.htm>. Acesso em: 11 de nov. 2017.
JUNIOR, Joab Silas Da Silva. "O que é um dielétrico?"; Brasil Escola, 2015. Disponível em <http://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/fisica/o-que-e-um-dieletrico.htm>.
SOUZA, Líria. Dissociação e ionização, 2015. Disponível em: <http://mundoeducacaobol. uol.com.br/quimica/dissociacao-ionizacao.htm>. Acesso em: 11 de nov. 2017.
SILVA, Mauro, Teoria da dissociação eletrolítica de Arrhenius, 2007. Disponível em: <https://www.zemoleza.com.br/trabalho-academico/exatas/quimica/teoria-da-dissociacao-eletrolitica-de-arrhenius/>. Acesso em: 11 de nov. 2017.
TICIANELLI, Edson Antonio; GONZALEZ, Ernesto Rafael. Eletroquímica: Princípios e Aplicações Vol. 17. Edusp, 1998.
WOLYNEC, Stephan. Técnicas Eletroquímicas em Corrosão Vol. 49. Edusp, 2003.