Eletroquimica ifma

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Princípios de Eletroquímica
Prof. Wilton Martins
Princípios de Eletroquímica
• Eletroquímica → é o estudo das reações
químicas que produzem corrente elétrica
ou são produzidas por corrente elétrica.
• A eletroquímica é ser dividida em duas
partes:
• Pilhas
• Eletrólise
São reações em que há mudança do nox de um ou
mais elementos. As Reações de Oxi – redução são
também chamadas de Redox ou Oxi – Red ou Óxido -
Redução.
Reações de OXI-REDUÇÂO
Oxidação: Corresponde à perda de elétrons por uma espécie
química em uma reação. Na oxidação ocorre um AUMENTO
no nox da espécie química.
Redução: Corresponde ao ganho de elétrons por uma
espécie química em uma reação. Na Redução ocorre uma
diminuição no nox da espécie química.
Agente Redutor: É a espécie química que provoca a redução
(ganho de elétrons), logo o Agente Redutor é a espécie que
contem o elemento que sofre oxidação (perde elétrons).
Agente Oxidante: É a espécie química que provoca a
oxidação (perda de elétrons), logo o Agente oxidante é a
espécie que contem o elemento que sofre redução (ganho de
elétrons).
Para saber qual é o NOX de um átomo dentro de uma molécula,
devemos seguir algumas regras:
Numero de Oxidação
Tabela de NOX
Metais alcalinos, hidrogênio (H) e prata(Ag) terão
nox
+1
Metais Alcalinos Terrosos, zinco (Zn) +2
Oxigênio (em qualquer parte da molécula) -2
Calcogênios (somente se aparecerem na
extremidade direita da fórmula!)
-2
Alumínio (Al) +3
Cont....
Tabela de NOX
Halogênios ( extremidade direita da formula) -1
Íons compostos ➔ nox igual a carga do íon. (por 
exemplo, PO4-3) -3
Soma de todos os NOX de uma molécula sempre 
será
0
Soma do NOX em íon sempre será a própria carga do íon.
Elementos isolados e substancia simples 0
- o número de oxidação dos elementos das
colunas A da Classificação Periódica pode ser
deduzido do próprio número da coluna, de acordo
com a tabela a seguir:
Cálculo do Numero de Oxidação
É fácil calcular o número de oxidação de um elemento que
aparece numa substância, se você lembrar que a soma dos
números de oxidação de todos os átomos, numa molécula, é
zero.
Veja agora como usar essas informações para determinar o Nox dos
átomos de vários compostos:
•H3PO4:
•O Nox do H é +1 e do O é -2;
•Esse composto é molecular, portanto, a soma dos Nox dará igual
a zero;
•Para determinar o Nox do fósforo (P) realizamos a seguinte conta:
H3 P O4
3 . (+1) + x + 4 . (-2) = 0
3 + x -8 = 0
x = +8 – 3
x = +5
•Al2(SO4)3:
•O Nox de Al é igual a +3;
•O Nox do O é igual a -2;
•A soma dos Nox é igual a zero.
Al2 (S)3 (O4)3
2 . (+3) + 3. x + 4 . 3. (-2) = 0
6 + 3. x - 24 = 0
3. x = +24 – 6
X = 18/3
x = +6
HCl:
Hidrogênio se enquadra na regra 1 ➔ nox +1
O cloro se enquadra na regra 6➔ nox -1
1 - 1 = 0 (regra 8)
HClO:
Hidrogênio ➔ nox +1
Cl ➔ não há regra que se aplica
Oxigênio➔ nox -2
nox H + nox Cl + nox O = 0 , logo 1 + x + (-2) = 0,
logo o NOX do Cloro será +1
Cr2 O72-
2. x + 7. (-2) = -2
2. x -14 = - 2
2. x = -2 +14
x = 12/2
x = 6
•Cr2O7
2-
•O Nox do O é igual a -2;
•Esse caso constitui um agrupamento iônico com carga total igual
a -2, portanto, a soma dos Nox dos átomos constituintes não deve
ser igual a zero, mais sim igual a essa carga.
NH4
1+:
•Nesse caso temos um íon composto, então a soma dos
Nox será igual à carga, que é +1.
➢BALANCEAMENTO DE EQUAÇÕES REDOX
Objetivo: tornar o numero de elétrons cedidos pelo redutor
igual ao numero de elétrons recebidos pelo oxidante.
Exemplos
Cl2+ NaOH → NaCl+NaClO3+H2O
Solução:
1.º passo: Calcular o Nox de cada 
elemento.
2.º passo: Traçar o ramal da 
oxidação e da redução e calcular a 
quantidade de elétrons perdidos e 
recebidos.
3.º passo: Montar os quadros.
Prosseguir o balanceamento por tentativa: 
3Cl2 + 6NaOH 5NaCl + 1NaClO3 + 3H2O 
P4 + Cl2 → PCl3
Exemplos
São dois átomos de cloro cada 1 recebendo 1e; portanto será 
2x1 = 2e recebidos pelo Cl2.
São quatro átomos de fósforo cada 1 cedendo 3e; portanto será 
4x3 = 12e cedidos pelo P4.
Resultado : invertemos o numero de eletrons 
cedidos e recebidos e teremos
2P4 + 12Cl2 → 8PCl3
Exemplos:
P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO
0 +5 +5 +2
HNO3 : 3 x 1 = 3 ;
P: 5 x 1 = 5
Agora inverta os resultados, escrevendo o coeficiente 5 para 
o HNO3 e 3 para o P. Veja só:
3P + 5HNO3 + H2O → H3PO4 + NO
Agora é só completar o restante da equação, utilizando o 
mesmo raciocínio do método direto ou por tentativas.
3P + 5HNO3 + 2H2O → H3PO4+5NO
Fe3O4 + CO → Fe + CO2
Fe2O3 + CO → CO2 + Fe
HBrO3 + SO2 + H2O → Br2 + H2SO4
MnO4- + I- + H+ → Mn2+ + I2 + H2O
Exemplos:
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.
PILHAS: 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:
❖ Semelhante a de Volta: possuem os mesmos eletrodos;
❖ Diferenças em relação a de Volta: os eletrodos estão em compartimentos
separados, e a utilização da ponte de salina, que é responsável pelo fechamento do
circuito elétrico.
PILHAS
É um dispositivo onde uma reação de óxido-redução espontânea produz
corrente elétrica.
Neste caso, o Zn0 entrega os elétrons ao Cu2+ através de um fio externo –
teremos a chamada pilha de Daniell.
Denominações dos materiais utilizados nas pilhas
Ânodo: eletrodo que emite elétrons para o circuito externo
Cátodo: eletrodo que recebe elétrons do circuito externo
Representação convencionada pela IUPAC para as pilhas
Ânodo/Solução do ânodo//Solução do cátodo/Cátodo
Ponte de salina: permite a movimentação de íons de uma cela para outra, nos dois 
sentidos
Zn0(s)|Zn
2+ (1mol/L) || Cu2+ (1 mol/L) |Cu0(s) (25 
0C)
Veja que os íons não participam de fato da
reação:
A reação é formada a partir de uma conversão de elétrons do átomo de
zinco para o íon Cu
2+
.
Na reação citada, cobre metálico é depositado na superfície do zinco e a cor
azul do íon Cu
2+
oculta-se quando é substituído pelo íons Zn
+2
incolor.
A reação pode ser dividida em duas partes:
Ao somar as duas semi-reações, obtemos a reação global. Veja que o
número de elétrons cedidos é igual ao número de elétrons recebidos.
Exercício de sala... 
Sabendo que o metal cobalto pode ceder elétrons espontaneamente para os 
íons Au3+, e considerando a pilha:
Co0(s) | Co
2+ (1mol/L) || Au3+ (1mol/L) | Au0 (s) (25 
0C)
responda as seguintes perguntas:
a) Quais as semi-reações? Qual a reação global do processo?
b) Quem se oxida? Quem se reduz?
c) Qual é o eletrodo positivo? Qual é o eletrodo negativo?
d) Em que sentido fluem os elétrons pelo fio?
e) Qual eletrodo será gasto? Qual tera a sua massa aumentada?
f) Qual das duas soluções irá se diluir? Qual irá se concentrar? 
Potencial do eletrodo
É a tendência em deslocar o equilíbrio da reação para o sentido da oxidação
ou redução, é simbolizado por E.
Eoxid Ered
Fatoresque interferem no potencial do eletrodo:
Temperatura
Concentração dos íons da solução
Maior temperatura do eletrodo→ maior tendência a perder elétrons→ maior Eoxid
Menor Eoxidmaior Eredmaior tendência a receber e-maior conc. cátions
Medida de potencial do eletrodo
A medida do potencial do eletrodo é efetuada nas seguintes condições: 
- Temperatura de 25 0C;
- Concentração da solução igual a 1 molar;
- Pressão de 1 atm.
O valor medido é o potencial normal do eletrodo, simbolizado por E0.
O potencial padrão de hidrogênio é o referencial usado para medida de potencial do 
eletrodo e a unidade de medida convencional para potencial elétrico é o volt (V).
Eletrodo padrão de hidrogênio
- Solução 1M de um ácido;
- Fluxo de gás hidrogênio, p = 1 atm e T = 25 0C;
- Lâmina de platina (absorve este gás na superfície do metal)
2H+ + 2e- H2(g)
Ao eletrodo padrão de hidrogênio associou-se o valor nulo.
Então, para medir o potencial normal do eletrodo de zinco, basta ligá-lo ao eletrodo 
padrão em uma montagem semelhante a pilha de Daniell
Para o eletrodo de zinco:
O voltímetro acusa uma ddp de 0,76V e indica que o
movimento dos elétrons é do eletrodo Zn0/Zn2+ para o eletrodo
padrão.
Eletrodo Zn0/Zn2+ : E0oxid = +0,76 V
E0red = -0,76 V
Eletrodo padrão : E0oxid = 0 V
Medida do potencial do eletrodo 
Para o eletrodo de cobre:
O voltímetro acusa uma ddp de 0,34V e indica que o movimento
dos elétrons é do eletrodo padrão para o eletrodo Cu0/Cu2+.
Eletrodo Cu0/Cu2+ : E0red = +0,34 V
E0oxid = -0,34 V
Eletrodo padrão : E0red = 0 V
Exercício de sala... 
Observe a tabela:
Semi-reação E0red
Al3+ + 3e- → Al -1,66V
Co2+ + 2e- → Co -0,28V
a) Qual deles se reduz mais facilmente?
b) Qual deles se oxida mais facilmente?
c) Qual o melhor agente redutor?
d) Qual o melhor agente oxidante?
e) Qual o valor do E0oxid do eletrodo Al?
Cálculo da ddp (E0) ou força eletromotriz (fem) 
E0 = E0oxidação + E
0
redução Ou E
0 = E0red(maior) - E
0
red(menor)
Ou
E0 = E0oxi(maior) - E
0
oxi(menor)
Assim, para a pilha de Daniell, temos:
Eletrodo Zn0/Zn2+ : E0oxid = +0,76 V
Eletrodo Cu2+/Cu0 : E0red = +0,34 V
E0 = +0,76 + 0,34 = 1,10 V
Pilha e espontaneidade
As reações que ocorrem em uma pilha são espontâneas, pois
basta montar a aparelhagem para que o processo se efetue por si
próprio.
Em um processo espontâneo, o valor de E0 é sempre
positivo.
Isto nos permite prever a ocorrência de reações de
oxirredução.
Verifique se ocorre a seguinte reação: 
Cu0 + Fe2+ → Cu2+ + Fe0
Na tabela de potenciais observa-se que: 
Cu2+ + 2e- → Cu0 E0red = + 0,34 V
Fe2+ + 2e- → Fe0 E0red = - 0,44 V
E0 = E0oxid + E0red 
= - 0,34 – 0,44 = - 0,78 V
Como E0 < 0, o processo não é
espontâneo, e a reação não
ocorre
PILHA DE MÃO
Constituída de dois eletrodos: um de cobre e outro de alumínio, conectadas a um 
voltímetro.
Nos dois pólos: negativo (alumínio) e positivo (cobre) ocorrem as semi-reações de 
oxidação e redução, respectivamente. Mas a pilha só entra em funcionamento 
quando o circuito é fechado, e isto ocorre no momento em que uma pessoa coloca 
suas duas mãos nos eletrodos.
Os sais presentes no suor das mãos estão dissociados em íons que são 
responsáveis pelo transporte da corrente elétrica.
A pilha de mãos funciona com duas ou mais pessoas. Entretanto, o fluxo da 
corrente elétrica fica mais fraco, aumentando a resistência e consequentemente 
diminuindo a intensidade de corrente elétrica.
Tipos de pilha
Inventado pelo francês Gaston Piantei em 1860. 
É uma associação de pilhas ligadas em série. O potencial de cada pilha é 
aproximadamente 2V. Uma bateria de pilhas, que é a mais comum nos carros 
modernos, fornece uma tensão de 12V. 
Constituída de dois eletrodos; um de chumbo e o outro de dióxido de chumbo, 
ambos mergulhados em uma solução de ácido sulfúrico com densidade aproximada 
de 1,30g/mL..
Quando o circuito externo é fechado, conectando eletricamente os terminais, a 
bateria entra em funcionamento (descarga), ocorrendo a semi-reação de oxidação 
no chumbo e a de redução no dióxido de chumbo.
Durante o funcionamento normal de um automóvel, a bateria fornece eletricidade 
para dar partida; para acender os faróis; ligar o rádio, limpador, setas, buzina, etc. e 
recebe energia do gerador para se recarregar.
ACUMULADOR OU BATERIA DE CHUMBO
PILHA DE LECLANCHÉ (PILHA SECA ou PILHA COMUM)
Inventada em 1866 pelo engenheiro francês George Leclanhé (1839-1882). 
Dão voltagem de 1,5V, e são extensivamente usadas em lanternas, rádios portáteis, 
gravadores, brinquedos, flashes, etc. 
Formada por um cilindro de zinco metálico, que funciona como ânodo, separado das 
demais espécies químicas presentes na pilha por um papel poroso. 
O cátodo é o grafite coberto por uma camada de dióxido de manganês, carvão em 
pó e uma pasta úmida contendo cloreto de amônio e cloreto de zinco. 
A expressão pilha seca é apenas uma designação comercial que foi criada para 
diferenciar este tipo de pilha (revolucionário na época) da pilha de Daniell. 
❖O ânodo é feito de zinco altamente poroso, que permite uma oxidação mais 
rápida em relação ao zinco utilizado na pilha seca comum.
❖A mistura eletrolítica contém KOH ou NaOH, ao 
invés de NH4Cl 
❖Comparando-as com as pilhas secas comuns, as alcalinas são mais caras, 
mantêm a voltagem constante por mais tempo e duram cinco vezes mais.
Por que será que as pilhas alcalinas duram mais que as 
comuns???
Nas pilhas alcalinas, o meio básico faz com que o eletrodo de zinco sofra um 
desgaste mais lento, comparado com as pilhas comuns que possuem um caráter 
ácido.
PILHA SECA ALCALINA ou PILHA COMUM ALCALINA
Uma célula de combustível ou pilha de combustível é uma célula eletroquímica em que são
consumidos um agente redutor (combustível) e um agente oxidante (comburente), com o
objetivo de gerar energia elétrica. Na célula de combustível, ao contrário das baterias ou
das pilhas, estes agentes químicos são fornecidos e consumidos continuamente.
Célula de combustível
Corrosão
Uma deterioração dos metais provocada por processos eletroquímicos.
O ferro, por exemplo, enferruja por que se estabelece uma “pilha” entre um ponto 
e outro do objeto de ferro.
Reação no anodo: 2Fe → 2Fe3+ + 6e-
Reação no catodo: 3/2O2 + 3H2O + 6e- → 6OH-
Reação global: 2Fe + 3/2O2 + 3H2O → 2Fe(OH)3
Na formação da ferrugem:
❖A presença do ar e da umidade são fundamentais
❖A presença, no ar, de CO2, SO2 e outras substâncias ácidas acelera a 
corrosão
❖Ambientes salinos aceleram a corrosão
Corrosão de outros metais
O cobre e algumas ligas: recoberto por uma camada esverdeada
Cu+O2+H2O+CO2 →CuO.xH2O+Cu(OH)2.xH2O+CuCO3.xH2O+outros comp.
azinavre
A prata: película superficial escura
Ag + H2S + O2 + compostos sulfurados → Ag2S + outros compostos
Materiais que resistem a corrosão
Materiais utilizados em próteses ortopédicas:
Aço inoxidável, platina e titânio: resistem bem aos efeitos 
da corrosão.
Alumínio
Apesar de ter um potencial de oxidação elevado ocorre a 
apassivação do alumínio
Proteção contra corrosão
❖ Pintura (mais comum)
-lixar o metal (para eliminar a película de ferrugem já formada);
-tinta a base de zarcão (Pb3O4);
-Tintas especiais.
❖ Revestimento com a película de zinco (folhas de zinco ou chapas galvanizadas).
Adição da chapa de aço em Zn derretido ou depósito de zinco sobre o ácido por 
meio de eletrólise.
Obs.: chapas de aço podem ainda ser protegidas por uma película de estanho, 
dando origem à lata comum (fabrico de latas de conserva).
❖ Metal de sacrifício: associação de um metal mais reativo na estrutura.Este
metal será corroído mais depressa, retardando a corrosão do metal de
interesse
Exemplo: A corrosão de canalizações de água, oleodutos e tanques
subterrâneos, constituídos de aço ou ferro, podem ser retardadas ligando
blocos de magnésio, que será corroído mais depressa.
Proteção contra corrosão