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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA SUL-
RIO-GRANDENSE 
CURSO TÉCNICO EM QUÍMICA 
DISCIPLINA DE FISÍCO-QUÍMICA 
PROF. NADJA COSTA 
 
 
 
 
 
 
ELÉTROQUÍMICA 
 
 
Andressa Navarrina Barela 
Karollyne Sosa Terra 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Pelotas 06/2018 
2 
 
 
Conteúdo 
1.Introdução .................................................................................................................................. 4 
2 Células Voltaicas ou Galvânicas (pilhas) ................................................................................... 6 
2.1 ELETRODOS NAS CÉLULAS GALVÂNICAS ..................................................... 11 
2.2 ELETRODO-PADRÃO DE HIDROGÊNIO ........................................................... 11 
2.3 TABELA DOS POTENCIAIS-PADRÃO DE ELETRODO .................................... 12 
2.4 CÁLCULO DA FORÇA ELETROMOTRIZ (FEM) DAS PILHAS 
1 ...................... 14 
2.4.1cálculo da fem da pilha de Daniell em condições-padrão ........................................... 14 
2.5 PREVISÃO DA ESPONTANEIDADE DAS REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO ....... 15 
2.5.1 reação de deslocamento entre metais ......................................................................... 15 
2.5.2 reação de deslocamento entre não metais ................................................................... 15 
2.5.3 Oxi-redução qualquer ................................................................................................. 16 
2.5.4 metais com acido ........................................................................................................ 16 
2.6 Os tipos de pilhas .................................................................................................... 17 
2.6.1 Acumulador ou bateria de automóvel ou bateria de chumbo ..................................... 17 
2.6.2 Pilha de Leclanché ..................................................................................................... 18 
2.6.3. Pilhas alcalinas .......................................................................................................... 19 
2.6.4 Pilha de mercúrio ....................................................................................................... 19 
2.6.5 Pilha de níquel-cádmio ............................................................................................... 20 
2.6.6 Pilha de lítio ou pilha de lítio-iodo ............................................................................. 20 
2.6.7. Pilha ou célula de combustível .................................................................................. 21 
3. Corrosão do ferro .................................................................................................................... 22 
4 CÉLULAS ELETROLÍTICAS ................................................................................................ 24 
4.1 ELETRÓLISE ÍGNEA ........................................................................................... 26 
4.2ELETRÓLISE EM SOLUÇÃO AQUOSA COM ELETRODOS INERTES ............ 27 
4.3 PRIORIDADE DE DESCARGA DOS ÍONS .......................................................... 29 
4.3.1 eletrólise de HCl em solução aquosa diluída, com eletrodos inertes.......................... 30 
4.3.2 eletrólise de H2SO4 em solução aquosa diluída, com eletrodos inertes .................... 30 
4.5 APLICAÇÕES DA ELETRÓLISE ......................................................................... 31 
4.5.1 A produção de elementos químicos de alta reatividade ............................................. 31 
4.5.2 A produção de compostos químicos ........................................................................... 32 
4.5.3) A purificação ou refino eletrolítico ........................................................................... 32 
4.5.4 Os processos de eletrodeposição de metais (galvanização), ...................................... 32 
4.5.5Os processos de anodização, ....................................................................................... 32 
3 
 
5 A ESTEQUIOMETRIA DAS PILHAS E DA ELETRÓLISE ................................................ 32 
Bibliografia ................................................................................................................................. 34 
 
 
4 
 
1.Introdução 
 
 Eletroquímica é o estudo das reações químicas que produzem corrente elétricas 
ou são produzidas pela corrente elétrica. 
Segundo a matéra do site everisiencias uma célula eletroquímica consiste em 
dois eletrodos, que são simplesmente condutores metálicos, em contato com um 
condutor iônico chamado eletrólito. Um único eletrodo e seu eletrólito formam um 
compartimento de eletrodos. Os dois eletrodos em uma célula podem compartilhar o 
mesmo compartimento, se tiverem o mesmo eletrólito. Caso contrário, os dois 
compartimentos são unidos por uma ponte salina, tipicamente uma solução eletrolítica 
concentrada em uma matriz, como geléia de ágar. 
Esses processos eletroquímicos utilizam reações de oxidação e redução. Uma 
oxidação envolve a perda de um ou mais elétrons, enquanto a redução é o ganho de um 
ou mais elétrons por uma espécie química. Quando uma oxidação e uma redução são 
agrupadas em uma reação redox, os elétrons podem fluir das espécies oxidadas, do 
agente redutor ou do redutor, para as espécies reduzidas, o agente oxidante ou oxidante. 
Esse fluxo de elétrons pode ser produzido espontaneamente pela reação e convertido em 
eletricidade, como em uma célula galvânica, ou pode ser imposto por uma fonte externa 
para fazer uma reação não espontânea, como em uma célula eletrolítica. 
Samuel J. Hendel and Elizabeth R. Young afirmam que A análise eletroquímica 
é uma habilidade em estudos químicos porque é uma ferramenta crítica na atual 
pesquisa química de alto impacto. A eletroquímica permite que os pesquisadores 
analisem uma variedade de sistemas que se estendem de moléculas a materiais que 
abrangem temas de pesquisa que vão da energia limpa à ativação de substratos em 
sistemas biológicos. Especificamente, pode revelar informações sobre a eficiência 
catalítica, o papel dos catalisadores e a natureza dos processos de (redox). 
 A natureza da eletricidade era desconhecida até a segunda metade do século 
XVIII, quando o cientista italiano Luigi Galvani descobriu que ao tocar os músculos de 
animais mortos, principalmente sapos, com cilindros com cargas elétricas eles reagiam. 
Ele acreditava que a eletricidade provinha dos músculos. No final do século, porem, 
Alessandro volta, sugeriu que a eletricidade provinha do fato de que os músculos 
estavam entre dois metais diferentes quando tocados pelos cilindros. Ele provou que a 
eletricidade provinha dos metais construindo uma torre de discos de diferentes metais 
alternados, separados por folhas de papel embebidas com uma solução salina (Atikins). 
 O dispositivo construído por Volta é creditado como sendo a primeira célula 
eletroquímica da história, constituída por dois eletrodos: um feito de zinco (eletrodo 
negativo), o outro de cobre (eletrodo positivo). Os compostos eletrólitos elaborados nos 
experimentos variaram entre o ácido sulfúrico ou uma mistura salina de carbono e água 
usados para embeber o separador em tecido de algodão. 
 Considerando o acido sulfúrico (2H
+
) como eletrólito, a reação que ocorre neste 
tipo de célula é a seguinte: 
 Zinco: Zn → Zn2+ + 2e− 
 Ácido sulfúrico: 2H
+
 + 2e
−
 → H2 
 O cobre não reage, funcionando, assim, tão somente como um eletrodo para a 
reação química. 
5 
 
 Em 1800 chegou a invenção da pilha, uma bateria elétrica que produziu uma 
corrente elétrica contínua, usandouma série de discos de zinco e de prata, separados por 
papel cartão embebido em salmoura. 
 Graças a eletroquímica da pilha voltaica, que passou a ser usada pelo 
dinamarquês Hans Christian Orsted em um ambiente de laboratório de ensino, foi que 
em 1820 nasceu a ciência do eletromagnetismo, quando Orsted constatou o que ele 
chamou de “o efeito do conflito elétrico (corrente elétrica) sobre a agulha magnética”, 
quando a agulha de uma bússola era forçada a desviar do seu sentido natural devido ao 
campo magnético da Terra. Isto ocorria toda a vez que circuito elétrico alimentado pela 
pilha era energizado, levou-o à conclusão de que a corrente elétrica criava um efeito de 
campo força magnética. 
 O inglês Michael Faraday, que fazia pesquisas em física e química, em 1833, 
passou a estudar a condução de eletricidade por soluções de sais em água e de sólidos. 
Faraday chegou à conclusão que havia uma relação quantitativa entre a quantidade de 
uma substância decomposta e a quantidade de eletricidade que passava através da 
solução quando fazia sua eletrólise numa célula eletrolítica. Para medir a quantidade de 
eletricidade, foi desenvolvida uma célula eletrolítica especial que permitia recolher os 
gases que se desprendiam com a decomposição da água. Mostrou-se que a quantidade 
de eletricidade que liberava um grama de hidrogênio liberava também quantidades 
específicas de outras substâncias. Faraday com a colaboração de William Whewell 
estabeleceu a terminologia usada na eletroquímica: ânions, cátions, eletrodo, anodo, 
catodo, eletrólito, etc., até hoje de uso corrente. 
 Foram estas observações que levaram ao ramo da química denominado 
eletroquímica. Esta trata do uso de reações químicas espontâneas que acontece, ela 
também fornece técnicas de monitoramento de reações químicas e de medida de 
propriedade das soluções. Através da eletroquímica também é possível monitorar 
atividades de nosso cérebro e coração. 
 Laura M. Borland and Adrian C. Michael através de estudos de métodos 
eletroquímicos compreenderam uma coleção de ferramentas de medição extremamente 
úteis para a neurociência. Uma característica central desses métodos é um eletrodo que 
fornece uma superfície ou interface onde ocorre alguma forma de processo de 
transferência de carga. Este processo de transferência de carga dá origem a 
potenciais e / ou correntes que podem ser medidas e relacionadas, por teoria ou por 
calibração, à concentração de substâncias na solução que banha o eletrodo. Jaroslav 
Heyrovsky, recebeu o Prêmio Nobel de 1959 em Química quando descobriu que era 
possível causar a redução de moléculas orgânicas em um eletrodo de mercúrio pela 
aplicação de uma voltagem apropriada. A redução deu origem a uma corrente 
quantitativamente relacionada à concentração da substância sendo reduzida. Esses são 
os princípios-chave subjacentes ao uso de métodos amperométricos e voltamétricos na 
neurociência atual. Ralph Adams, anteriormente da Universidade do Kansas, é 
geralmente considerado o primeiro a implantar um microeletrodo de carbono no cérebro 
de um rato com o objetivo de medir a concentração in vivo de neurotransmissores de 
catecolaminas e seus metabólitos no fluido extracelular (Kissinger, Hart e Adams, 1973; 
Adams, 1976; Wightman et al., 1976). Esses primeiros estudos forneceram uma lição 
inicial sobre a importância da seletividade e a necessidade de identificar e confirmar a 
fonte química das correntes de oxidação registradas no cérebro, pois foi rapidamente 
6 
 
descoberto que as catecolaminas e seus metabólitos não são as únicas substâncias no 
cérebro que oxidarão. 
 A invenção do microeletrodo de fibra de carbono por Gonon e colegas foi um 
marco no desenvolvimento de métodos eletroquímicos significativos na neurociência 
(Ponchon et al. 1979; Gonon et al. 1980). 
 A eletroquímica é subdividida em duas partes 
• as pilhas ocorrem reações químicas que produzem corrente elétrica; 
• a eletrólise, acontece o inverso, ou seja, é a corrente elétrica que provoca uma 
reação química. 
• 
2 Células Voltaicas ou Galvânicas (pilhas) 
 
 A energia liberada em uma reação redox espontânea pode ser usada para realizar 
trabalho elétrico. Essa tarefa é realizada por uma célula voltaica, dispositivo no qual a 
transferência de elétrons ocorre por um caminho externo em vez de diretamente entre os 
reagentes presentes no mesmo recipiente da reação. 
 Uma reação espontânea como essa ocorre quando uma tira de zinco é colocada 
em contato com uma solução contendo Cu
2+
. À medida que a reação prossegue, a cor 
azul dos íons Cu
2+
(aq) desaparece e o cobre metálico é depositado no zinco. Ao mesmo 
tempo, o zinco começa a se dissolver. 
Zn(s) +Cu
2+
(aq) →Zn2+(aq) + Cu(s) 
 
Fonte: Química a ciência central 
 
 
 
7 
 
 Ocorreu uma reação de deslocamento 
 
 
 
 Essa equação pode ser assim simplificada: 
 
 Dessa simplificação resulta a seguinte equação iônica: 
 
 Essa equação pode ainda ser subdividida em duas etapas, 
 
 
 Percebe-se que somando as duas semi-reações e cancelando os dois elétrons, 
teremos novamente a primeira reação: 
 
 Foi considerado que o zinco (Zn
0
) sofre oxidação, pois perde 2 elétrons para o 
cátion cobre (Cu
2+
); este, por sua vez, ao receber os 2 elétrons, sofre redução. 
 É possível perceber que a reação Zn
0
 + Cu
2+→ Zn2+ + Cu0 é espontânea, 
enquanto a reação inversa (Cu
0
 + Zn
2+
 →Não ocorre) não é espontânea. Pode-se dizer 
que alguns metais têm mais tendência de ceder elétrons, enquanto outros têm mais 
tendência de receber elétrons. 
 Supondo que esta reação exerça um grande valor de Gibbes negativo isto indica 
uma forte tendência dos elétrons em se transferirem do Zn metálico para os íons de 
Cu
2+
, pelo menos quando os reagentes e os produtos se encontram em seus estados 
padrões. A tendência desta reação depende apenas da natureza, estados e concentrações 
dos reagentes e produtos, e não de como ocorre a reação. Quando se fornece condições 
para os elétrons se transferirem do Zn(s) ao Cu
2+
(aq), esta transferência irá ocorrer. 
 Se uma barra de zinco fosse separada de uma solução de sulfato de cobre(II), no 
qual a barra de zinco é imersa numa solução de sulfato de zinco, a barra de cobre 
encontra-se imersa em uma solução de sulfato cúprico e as duas encontram-se 
interligadas eletricamente mediante um fio. Este dispositivo forma uma célula 
galvânica, também conhecida como célula voltaica. As duas metades da célula são 
8 
 
chamadas compartimentos e são separadas por um material poroso, por exemplo, uma 
peça de argila não-vitrificada ou de porcelana. As barras de zinco e de cobre são 
denominadas eletrodos e fornecem a superfície na qual ocorrem as reações de redox. 
Cada eletrodo e o meio onde está imerso forma uma semipilha. O circuito elétrico que 
conecta os dois eletrodos fora da célula é denominado circuito externo. 
Fonte química geral vol. 2 russel 
 
 Qualquer célula que use esta reação se chama pilha de Daniell, nome dado por 
ser seu inventor o químico inglês J. F. Daniell. A reação da pilha de Daniell é 
exatamente a mesma que ocorre quando uma barra de zinco é colocada num béquer 
contendo solução de CuSO4. A grande diferença é que na pilha de Daniell os elétrons 
devem atravessar o circuito externo antes de chegarem aos íons de Cu
2+
 no 
compartimento catódico. Fazendo com que o Zn
0
 ceda elétrons ao Cu
2+
 através de um 
fio externo, teremos construído uma pilha — a chamada pilha de Daniell. 
9 
 
 
Fonte Feltre vol 2 
 
 Fechando-se o interruptor, estará fechado um circuito elétrico, no qual teremos: 
 
• no compartimentoda esquerda (chamado meia-célula do zinco), a reação Zn0 →Zn2+ + 
2e
-
 (chamada semi-reação do zinco), que fornece os elétrons que irão transitar pelo fio 
externo em direção à chapa de cobre; 
• no compartimento da direita (chamado meia-célula do cobre), a reação Cu2+ + 2e- → 
Cu
0
 (chamada semi-reação do cobre), que captura os elétrons que estão chegando pelo 
fio externo. 
 É possível notamos na imagem a presença de uma “parede” de porcelana porosa 
cuja finalidade é impedir a mistura das duas soluções, permitindo, porém, a passagem 
de íons que estão sendo atraídos por forças elétricas. a solução à esquerda (meia-célula 
do zinco), começa a haver excesso de íons positivos Zn
2+
, produzidos pela reação Zn
0→ 
Zn
2+
 + 2e
-
; e, na solução à direita (meia-célula do cobre), começa a haver excesso de 
íons negativos SO4
2-
, provenientes da descarga dos íons Cu
2+
 (Cu
2+
 + 2e
-
 → Cu0) do 
CuSO4. Em consequência, para estabelecer o indispensável equilíbrio elétrico, começa o 
trânsito de íons Zn
2+
 para a direita e de íons SO4
2-
 para a esquerda, através da porcelana 
porosa; esse movimento de íons representa a “corrente elétrica” dentro da solução. 
 Com isso, fecha-se o circuito elétrico, tendo-se: 
• elétrons circulando através do fio externo e dos eletrodos; 
• e íons circulando através das soluções. 
 Ao abrir o interruptor, todo o processo descrito para imediatamente. Após certo 
tempo de funcionamento da pilha, teremos: 
10 
 
 
 
 Nota-se que: 
 • a chapa de zinco foi corroída; 
 • a solução de CuSO4 ficou mais diluída; 
 • a solução de ZnSO4 ficou mais concentrada; 
 • a massa do eletrodo de cobre aumentou. 
 
 Isso é uma simples consequência da reação global de funcionamento da pilha: 
 
 Em princípio, essa reação deveria processar-se (isto é, a pilha iria funcionar) até 
que se acabasse um dos reagentes — ou a chapa de zinco (Zn0), ou o CuSO4 da solução. 
 Entretanto, com o passar do tempo, notamos que a voltagem da pilha vai 
diminuindo, o que indica que a reação é reversível: 
 
Zn
0
 + CuSO4  ZnSO4 + Cu
0
 
 
 Como toda reação reversível, ela atingirá um equilíbrio, que será então indicado 
pela voltagem zero da pilha. 
 Convencionou-se representar a pilha de Daniell (e todas as demais pilhas), 
esquematicamente, da seguinte maneira: 
 
 Pode-se dizer que, de modo geral, pilha ou célula eletroquímica é um dispositivo 
que transforma energia química em energia elétrica. Isso acontece por meio de uma 
11 
 
reação de oxi-redução, com o oxidante e o redutor separados em compartimentos 
diferentes, de modo que o redutor transfira elétrons ao oxidante através de um circuito 
externo (fio). 
 
2.1 ELETRODOS NAS CÉLULAS GALVÂNICAS
 
 
 
 Os eletrodos em uma célula servem como dispositivos de remoção de elétrons 
do agente redutor no ânodo e fonte de elétrons para o agente oxidante no cátodo. 
Qualquer eletrodo pode funcionar como cátodo ou como ânodo. Os cinco tipos 
importantes de eletrodos são: 
 Eletrodo metal-íon metálico 
 Eletrodo gás-íon 
 Eletrodo metal-ânion de sal insolúvel 
 Eletrodos de "óxido-redução" inertes 
 Eletrodos de membrana 
 
2.2 ELETRODO-PADRÃO DE HIDROGÊNIO 
 
 
 Sabemos que é impossível medir os valores absolutos de altitudes, potenciais 
elétricos, energias potenciais, etc.; isso nos obriga a fazer medidas em relação a um 
padrão arbitrário, como é, por exemplo, o nível do mar, considerado como altitude zero. 
 Analogamente, é impossível medir o potencial absoluto de um eletrodo metálico. 
Assim, tornou-se necessário adotar um padrão (definido arbitrariamente) e atribuir a 
esse padrão um determinado valor (também de modo arbitrário). No caso das medidas 
eletroquímicas, o padrão escolhido foi o denominado eletrodo-padrão (ou eletrodo 
normal) de hidrogênio. Pelo falo do H
+
 é o cátion mais comum em soluções aquosas, já 
que ele se forma pela dissociação da água: 
H2O  H
+
 + OH
- 
 Na prática, usa-se uma placa de platina esponjosa, que tem a propriedade de 
reter o gás hidrogênio; desse modo, forma-se uma película de H2 sobre a platina; por 
isso podemos dizer que o eletrodo é realmente de hidrogênio, funcionando a platina 
apenas como suporte inerte. 
 
A reação desse eletrodo é: 
H2(g) + 2e
-
  2 H+(aq) 
 
considerando esse eletrodo em condições-padrão, 
12 
 
• concentração de H+ (aq) = 1 mol/L; 
• temperatura = 25 °C; 
• pressão do H2 =1 atm. 
 
 Convencionou-se, arbitrariamente, que o potencial desse eletrodo é igual a zero. 
Estabelecidas essas condições, todos os metais serão confrontados com esse eletrodo-
padrão. 
 Considerando, o zinco, temos: 
 
 O valor medido no voltímetro (0,76 V) é denominado potencial normal ou 
potencial-padrão ou potencial de meia-célula ou potencial de oxi-redução do zinco, e é 
indicado por E
 0
. 
 As reações são: 
 
 O zinco funciona como pólo negativo (anodo), e o hidrogênio, como polo 
positivo (catodo). Trocando-se o metal, a situação poderá inverter-se; isso significa que, 
dependendo do metal, o hidrogênio pode ceder ou receber elétrons, funcionando ora 
como polo negativo, ora como pólo positivo. 
 
2.3 TABELA DOS POTENCIAIS-PADRÃO DE ELETRODO 
 
 Confrontando todos os metais com o eletrodo-padrão de hidrogênio, estaremos 
medindo seus E
0
, podendo assim organizar uma tabela com seus potenciais-padrões de 
eletrodo. Essa medida não se aplica apenas aos metais. É utilizada também com relação 
aos não-metais e, de um modo mais geral, a todos os oxidantes e redutores. 
13 
 
 
 
 
 
 
14 
 
2.4 CÁLCULO DA FORÇA ELETROMOTRIZ (FEM) DAS PILHAS 
 
 O cálculo da fem é uma consequência da tabela dos potenciais-padrão de 
eletrodo. 
 
2.4.1cálculo da fem da pilha de Daniell em condições-padrão 
 
 A pilha de Daniell funciona com base na reação 
Zn
0
 + Cu
2+
 → Zn2+ + Cu0 
que corresponde às seguintes semi-reações: 
• oxidação do Zn0 (que é o redutor): Zn0 →Zn2+ + 2e- 
• redução do Cu2+ (que é o oxidante): Cu2+ + 2e- → Cu0 
 
Na tabela dos potenciais-padrões de eletrodo encontramos: 
 
Teremos então 
 
Graficamente essa reação seria representada 
 
 
 
 É possível verificar que na tabela de potencia-padrão de eletrodo, todo elemento 
ou substancia que esta mais acima funciona como redutor em relação a um elemento ou 
substância que se encontra mais inferior funcionando como oxidante. Podendo assim 
dizer que na reação acima funciona no sentido de oxidação (reação invertida). 
 A fem(∆E0) de uma pilha, em condições padrão é a diferença entre o E0 do 
oxidante (catodo) e o E
0
 do redutor (anodo) 
 
 Quando ∆E0 > 0 indica que o funcionamento da pilha é espontâneo no sentido 
considerado. 
15 
 
2.5 PREVISÃO DA ESPONTANEIDADE DAS REAÇÕES DE OXI-
REDUÇÃO 
 
 Se o ΔE0 calculado for positivo, a reação será espontânea, caso contrário, se o 
ΔE0 for negativo, a reação não será espontânea. 
 Podemos dizer que: Todo elemento ou substância que está mais acima na tabela 
age como redutor dos que estão mais abaixo e, portanto sofre oxidação. 
 
2.5.1 reação de deslocamento entre metais 
 
 
 
Realizando o calculo da fem das pilhas teremos: 
 
 
 
 Tendo através do calculo ΔE0 > 0, concluímos que a reação é espontânea. Pode-
se então dizer que todo metal que esta acima na tabela dos potencias deslocam os 
cátions de um metal que esta abaixo 
 
 
2.5.2 reação de deslocamento entre não metais 
 
 
Calculando fem: 
 
 
 Temos que ΔE0 < 0 onde a reação não é espontânea não sendo possivel sua 
realização. A reação inversa, no entanto será possívelpois o ΔE0 = +0,29V 
 Um metal que é redutor pode deslocar o cátion de um metal que esta mais abaixo 
na tabela dos potenciais-padrões. Os não metais (não oxidantes) ocorre o contrario- um 
16 
 
não metal mais abaixo é que vai deslocar (oxidar) outro não metal que esta localizado 
mais acima na tabela. 
 
 
2.5.3 Oxi-redução qualquer 
 
 
 
 Seguindo a oxi-redução essa reação pode ser abreviada para: 
 
 
 Tendo assim para o calculo fem: 
 
 
 Onde o resultado é espontâneo 
 
2.5.4 metais com acido 
 
 Todo metal acima do hidrogênio na tabela consegue desloca-lo de um ácido: 
 
 Porem um metal abaixo do H+ também pode reagir com um acido fortemente 
oxidante, seguindo uma reação de oxi-redução diferente da reação de deslocamento de 
H+ 
 
 
 
17 
 
 
 
A reação é espontânea 
 
2.6 Os tipos de pilhas 
 
 Até o final do século XIX, tinham sido inventados cerca de cem tipos de pilhas 
diferentes. A tendência foi a de se construírem pilhas de utilização cada vez mais 
prática, sem a presença de soluções líquidas que poderiam vazar, sem pontes salinas ou 
membranas porosas, que complicavam a construção da pilha. Apesar de a energia 
gerada pelas pilhas e acumuladores ser centenas de vezes mais cara do que a energia 
gerada, por exemplo, pelas usinas hidroelétricas, a grande vantagem reside no fato de as 
pilhas e acumuladores serem portáteis, podendo então ser usadas em aparelhos sem fio, 
como calculadoras e computadores portáteis, câmeras de vídeo, brinquedos, aparelhos 
de barbear, telefones sem fio, etc. 
 
2.6.1 Acumulador ou bateria de automóvel ou bateria de chumbo 
 
 O acumulador foi inventado pelo francês Gaston Planté em 1860. É uma 
associação (daí o nome bateria) de pilhas (ou elementos) ligadas em série. 
 
a bateria de 12 volts usada nos automóveis, por exemplo, é formada por 
seis compartimentos (que podem ser reconhecidos pelas seis tampinhas 
por onde se repõe água). Cada compartimento é uma pilha (ou elemento) 
e produz uma fem de 2 volts (a ligação dos seis elementos em série 
produz, portanto, 6 * 2 volts = 12 volts). Cada pilha ou elemento obedece 
ao seguinte esquema: 
 
 
 
 
 
 
18 
 
2.6.2 Pilha de Leclanché 
 
 A pilha seca comum, que usamos atualmente, foi inventada por George 
Leclanché em 1865. Pilhas desse tipo dão voltagem de 1,5 V, são relativamente baratas 
e, por isso, são muito usadas em lanternas, aparelhos de som portáteis, brinquedos, etc. 
 
 O pólo negativo é o zinco, que constitui o próprio corpo interno da pilha. O pólo 
positivo é o MnO2, em pó, que está presente na pasta interna da pilha. Essa pasta tem 
caráter ácido, devido à presença do NH4Cl. a barra de grafite funciona como pólo 
positivo apenas na condução de corrente elétrica. 
 As reações são complicadas e não totalmente esclarecidas. Em linhas gerais, 
ocorre o seguinte: 
 
 Essas pilhas não funcionam totalmente a seco; no seu interior as pastas são 
úmidas, o que dificulta a migração dos íons. Por isso, só obteremos delas um 
rendimento máximo intercalando períodos de uso e de repouso. Além disso, 
considerando que suas reações são muito complexas e que a migração dos íons através 
da pasta é muito lenta, concluímos facilmente que essas pilhas não podem ser 
recarregadas como a bateria de um automóvel. 
 
Principais elementos de uma pilha: cilindro de carvão; invólucro de zinco; pilha vista em corte; a pilha inteira. 
 
 
19 
 
 
2.6.3. Pilhas alcalinas 
 
 As pilhas alcalinas baseiam-se no mesmo esquema e, praticamente, nas mesmas 
reações das pilhas secas comuns, apenas sendo trocado o eletrólito NH4Cl (que é ácido) 
pelo KOH (que é alcalino) — daí o nome de pilhas alcalinas. 
Em linhas gerais, suas reações são: 
 As pilhas alcalinas dão voltagem de 1,5 V, e também não são recarregáveis. 
Comparando-as com as pilhas secas comuns, as pilhas alcalinas duram mais, mantêm a 
voltagem constante por mais tempo e produzem cerca de 50% a mais de energia, porque 
o KOH é melhor condutor eletrolítico e por isso a resistência interna dessa pilha é 
menor. 
 Atualmente as pilhas dispõem de um medidor de carga, que funciona do seguinte 
modo: pressionam-se com os dedos dois pontos indicados no corpo da pilha; com isso, 
uma tira metálica, que está sob o rótulo da pilha, encosta nos pólos da pilha; a corrente 
elétrica gerada aquece a tira metálica; com o calor, um corante situado no rótulo muda 
de cor, mostrando, desse modo, a situação da carga da pilha. 
 
2.6.4 Pilha de mercúrio 
 
 A pilha de mercúrio baseia-se nas seguintes reações, em meio alcalino (KOH): 
 
 
 As pilhas de mercúrio não são recarregáveis; têm vida longa, boa capacidade de 
armazenar energia e apresentam voltagem de 1,35 V, que se mantém constante por 
longo tempo. São, em geral, construídas em tamanho diminuto — formato “botão” (foto 
abaixo) — e, por isso, são empregadas em aparelhos pequenos, como calculadoras 
portáteis, aparelhos de surdez, relógios de pulso, etc. 
 
 
 
20 
 
2.6.5 Pilha de níquel-cádmio 
 
 A pilha de níquel-cádmio é baseada nas seguintes reações em meio alcalino 
(KOH): 
 
 
 
 Essas pilhas dão voltagem de 1,4 V, que se mantém constante até a descarga e, 
quando fora de uso, demoram mais tempo para se descarregarem. A grande vantagem é 
que elas podem ser recarregadas até 4.000 vezes, sendo, por isso, empregadas em 
aparelhos elétricos sem fio, como câmeras de vídeo, barbeadores elétricos, telefones 
sem fio, ferramentas portáteis e em alguns modelos de telefones celulares. A 
desvantagem é que são muito mais caras do que as baterias de chumbo. 
 
Pilhas de níquel-cádmio ligadas a um telefone. 
 
2.6.6 Pilha de lítio ou pilha de lítio-iodo 
 
 A pilha de lítio-iodo revolucionou a história do marca-passo cardíaco. No 
coração existe o chamado nódulo sinusal, que controla as batidas cardíacas por meio de 
impulsos elétricos. Em nosso dia-a-dia as batidas cardíacas variam, mas um coração 
sadio consegue regularizá-las. No entanto, com a idade, ou por motivo de doenças, 
infecções, etc., o coração pode se tornar lento, provocando cansaço, tonturas, 
palpitações, etc. Torna-se necessária, então, uma cirurgia para o implante de um marca-
passo no peito do paciente. Esse aparelho é uma cápsula, em geral de titânio, de 
pequenas dimensões (por exemplo, 58 * 48 * 8 mm), bastante leve (50 g) e que contém 
um sistema eletrônico gerador de impulsos elétricos de frequência fixa ou programável. 
 Através de um fio, que é colocado em uma grande veia e chega até o coração, o 
marca-passo transmite seus impulsos elétricos, que voltam a regularizar as batidas 
cardíacas. O primeiro marca-passo da história da medicina foi implantado em 1958. No 
início, o grande problema residia nas pilhas que alimentam o aparelho — se elas falham, 
a vida do paciente corre perigo. Em 1967, a Catalyst Research Corporation, nos Estados 
Unidos, iniciou as pesquisas, que culminaram com a fabricação das pilhas de lítio-iodo. 
Essa pilha funciona com base na reação 2 Li + I2 → 2 LiI e obedece ao esquema abaixo. 
 O iodo é aglomerado a um polímero na proporção de 6 : 1, fica envolto pelo 
lítio, e o conjunto é blindado com um revestimento de níquel ou aço inoxidável. A pilha 
de lítio fornece uma voltagem de 2,8 V e não pesa mais que 20 g. Suas vantagens são a 
21 
 
não-emissão de gases (o que permite fechá-la hermeticamente) e, o que é mais 
importante, uma duração de 5 a 8 anos, evitando assim que o paciente seja obrigado a 
frequentes cirurgias para trocar o marca-passo. 
 
 
 Marca-passo Medtronic.Pilha de lítio utilizada em marca-passos. 
 
2.6.7. Pilha ou célula de combustível 
 
 Ao contrário das pilhas descritas anteriormente, que são dispositivos que 
armazenam energia elétrica, as pilhas de combustão são dispositivos de conversão 
contínua de energia química em energia elétrica. A idéia, em linhas gerais, é simples. A 
queima dos combustíveis produz energia; 
 
 Esse calor (energia) pode ser usado numa usina termoelétrica para produzir 
eletricidade, quando se obtém um rendimento da ordem de 40%. Considerando que as 
combustões são reações de oxi-redução, a ideia das pilhas de combustão é obter a 
energia liberada pela combustão já diretamente na forma de energia elétrica, o que eleva 
o rendimento para cerca de 55%. Pilhas desse tipo foram usadas nas espaçonaves 
Gemini, Apolo e, agora, nos ônibus espaciais. Elas funcionam pela reação de combustão 
entre o hidrogênio e o oxigênio, produzindo água. As reações são: 
 
22 
 
 
Uma célula de combustível é uma membrana de troca de prótons (MTP) formada por dois eletrodos delgados e porosos, um anodo e 
um catodo, separados por uma membrana de polímero eletrolítico que permite a passagem apenas de prótons. Catalisadores 
revestem um lado de cada eletrodo. Depois que o hidrogênio entra (1), o anodo catalisador o divide em elétrons e prótons (2). Os 
elétrons se deslocam, afastando-se para energizar um motor (3), enquanto os prótons migram através da membrana (4) para o 
catodo. Seu catalisador combina os prótons com os elétrons que retornam e com o oxigênio do ar, formando água (5). 
Fonte: Scientific American do Brasil, novembro de 2002. 
 
 A grande vantagem da célula de combustível é seu funcionamento contínuo e a 
produção apenas de água, que não polui o meio ambiente (nas espaçonaves, essa água é 
usada pela tripulação). Outra vantagem é ser mais leve do que, por exemplo, as baterias 
de chumbo. Sua principal desvantagem ainda é seu alto custo. 
 
3. Corrosão do ferro 
 
 A ferrugem é um processo de corrosão conhecido, que implica um impacto 
econômico significativo. Estima-se que até 20% do ferro produzido anualmente nos 
EUA seria usado para substituir objetos de ferro descartados por conta de danos com a 
ferrugem. 
 A ferrugem requer tanto oxigênio quanto a água, e o processo pode ser acelerado 
por fatores como pH, presença de sais, contato com metais mais difíceis de oxidar que o 
ferro e desgaste do ferro. O processo de corrosão envolve oxidação e redução, e o metal 
conduz eletricidade. Os elétrons podem se mover pelo metal de uma região onde ocorre 
oxidação para outra em que ocorre redução, como as células voltaicas. Como o 
potencial padrao de redução para o Fe
2+
(aq) é menos positivo e que aquele para redução 
de O2. Fe(s) pode ser oxidado por O2(g). 
23 
 
 
 Uma parte do ferro, comumente associada à uma cavidade ou área sujeita a 
pressão, pode servir como um anodo onde ocorre a oxidação de Fe a Fe
2+
. 
 
Corrosão de ferro em contato com a água. Uma região do ferro age como o catodo enquanto a outra age como o 
anodo 
 Os elétrons produzidos na oxidação migram pelo metal partindo dessa região 
anodica para outra parte da superfície que serve como catodo, onde O2 é reduzido. A 
redução de O2 requer H
+
, de modo que diminuição da concentração de H
+
 torna a 
redução de O2 menos favorável. O ferro em contato com uma solução no qual o PH é 
maior que 9,0 não sofre corrosão. 
 
 
Química.seed.pr.gov.br Reação do HCl em um parafuso de Ferro (Fe) e em um fio de Cobre (Cu), como o Ferro 
desloca o hidrogênio tem-se como resultado a formação de H2 (hidrogênio gás) idenficado pelas bolhas em torno do 
metal. O mesmo não ocorre com o cobre. 
 
24 
 
 
Imagens da degradação do ferro do navio Altair ao longo do tempo (encalhado na praia do Cassino RS). Fotos 
retiradas do Google imagens 
 Os íons presentes na água do mar (Cloretos) formam uma ponte salina, 
possibilitando o fenômeno de oxirredução entre o oxigênio do ar e os metais expostos a 
esses ambientes. 
 Além do sal, o mar também tem cloro natural, o que acelera a corrosão, porque 
transforma a água em um eletrólito mais eficiente, aumentando sua condutividade 
elétrica — e eletricidade acentua a corrosão. Isso faz com que a ferrugem apareça e 
avance bem mais depressa do que na água doce. 
 
 4 CÉLULAS ELETROLÍTICAS 
 
 As células voltaicas são baseadas nas reações redoxes espontâneas. Também é 
possível fazer com que reações redox não espontâneas ocorram, mas usando energia 
elétrica para promovê-las. Um exemplo é utilizar eletricidade para decompor o NaCl 
fundido em seus elementos constituintes Na e Cl2. Esses processos, produzidos por uma 
fonte externa de energia elétrica são chamados de reações de eletrólise e ocorrem em 
células eletrolíticas (química a ciência) 
 Podemos dizer então que a Eletrolise é a reação de oxi-redução provocanda pela 
corrente elétrica. 
 A eletrólise tem muitas aplicações práticas. Entre as mais importantes, citamos: 
a redução de metais, como Na, K, Mg, Al, etc., de não-metais, como Cl2 e F2, e de 
outras substâncias úteis, como o NaOH, e a deposição de finas películas de metais sobre 
peças metálicas ou plásticas. Essa técnica tem o nome genérico de galvanização, e os 
casos mais comuns são os de deposição de cromo (cromagem), de níquel (niquelagem) 
ou de prata (prateação). Com isso, as peças tornam-se mais brilhantes, bonitas e 
valiosas, além de resistirem melhor à corrosão. 
25 
 
 Uma célula eletrolítica consiste de dois eletrodos em um sal fundido ou uma 
solução. Considerando a seguinte reação 
Na + Cl → NaCl 
 Trata-se de uma reação espontânea, extremamente e violenta, pois permite ao 
sódio e ao cloro atingirem a configuração eletrônica estável: 
 O fenômeno poderá também ser traduzido por duas semi-reações: 
• o sódio perde um elétron { Na →Na+ + e- (oxidação do Na); 
• o cloro ganha esse elétron { Cl + e-→ Cl- (redução do Cl); 
 A espontaneidade dessa reação pode ser confirmada pelo cálculo de sua fem, 
com o auxílio da tabela dos potenciais-padrão de eletrodo: ∆E0 = 4,07 V. 
 A reação inversa não será espontânea: 
 
 A reação inversa só irá ocorrer “à força”, gastando-se energia para “arrancar” 
um elétron do Cl
-
 e levá-lo “de volta” ao Na+; isso significa forçar o elétron a “subir” na 
tabela dos potenciais, desde o cloro até o sódio, o que evidentemente exigirá uma 
voltagem superior a 4,07 V; 
 
 Essa eletrolise pode ser feita com o auxílio de um circuito elétrico, composto de 
um gerador elétrico, que fornecerá a energia, e um recipiente denominado célula (ou 
cuba) eletrolítica. o gerador não pode criar nem destruir elétrons; ele apenas “injeta” 
elétrons no circuito por seu pólo negativo e “aspira” igual número de elétrons por seu 
pólo positivo. Desse modo: 
a) se na célula não existir um eletrólito, a corrente elétrica não irá passar; 
b) pelo contrário, existindo um eletrólito, cada um de seus íons migrará para o eletrodo 
de sinal contrário ao seu e lá irá perder ou ganhar elétrons; esse fato causará: 
• passagem de corrente elétrica; 
• alterações químicas nos íons. 
Para que tudo isso aconteça, é importante que: 
a) a corrente elétrica seja contínua e a voltagem suficiente para provocar a eletrólise; 
b) os íons tenham “liberdade de movimento”: 
• seja por fusão (eletrólise ígnea); 
• seja por dissolução em um “solvente ionizante”, que, em geral, é a água (eletrólise em 
solução). 
26 
 
4.1 ELETRÓLISE ÍGNEA 
 
 Chama-se eletrólise ígnea aquela que é realizada com o eletrólito fundido. 
Voltemos ao exemplo do NaCl. Aquecendo-o a 808 °C, ele se funde e, no estado 
líquido, os íons Na
+
 e Cl-
 passam a ter liberdade de movimento. Passando corrente 
elétrica contínua através da célula eletrolítica, é fácil perceber o que acontece. 
 Os cátions Na
+
 são atraídos pelo pólo negativo (catodo); chegando a esse pólo, 
eles ganham elétrons e são descarregados, de acordo com a seguinte semi-reação: 
 
 
 
 
 
 
 O cation sempre vai para o catodo 
 
Os anions Cl- são atraídos pelo polo positivo (anodo), 
no qual perdem elétrons e se descarregam 
 
 
 O anion sempre vai parar o anodo 
 
 
 
 Os átomos de cloro formados na reação se agrupam, formando as moléculas de 
Cl2 
 
 Somando as duas semi-reações, teremos a equação global da eletrolise. 
27 
 
 
 
É importante tomar cuidado com os nomes e os sinais dos eletrodos 
 
 Os sinais + e - atribuídos ao catodo e ao anodo das pilhas são inversos aos 
atribuídos aos eletrodos na eletrólise, pois as reações que ocorrem nas pilhas são 
inversas às que ocorrem na eletrólise. 
• no catodo, sempre ocorrem reduções; 
• no anodo, sempre ocorrem oxidações. 
 A eletrólise ígnea do NaCl, só ocorrerá se o gerador fornecer uma voltagem 
superior a 4,07 V, isto é, maior do que o ∆E0 calculado por meio da tabela dos 
potenciais-padrão 
∆E0 = E0Cl - E
0
Na = +1,36V – (-2,71V) → ∆E
0 
= 4,07V 
 Na pratica a coltagem deve ser superior a 4,07V, para vencer as resistências 
elétricas do circuito; não deve ser, contudo, muito superior a esse valor, para não 
produzir correntes elétricas muito intensas – que gerariam grade dissipação de energia, 
em forma de calor. 
 
4.2ELETRÓLISE EM SOLUÇÃO AQUOSA COM ELETRODOS 
INERTES 
 
 Supondo que a eletrólise do NaCl fosse feita em solução aquosa. O resultado 
será totalmente diferente, pois a própria água da solução está ionizada segundo: 
H2O  H
+
 + OH
-
 
 Essa ionização é extremamente fraca; sabemos que a água pura praticamente não 
conduz a corrente elétrica. Entretanto, apesar de muito fraca, a ionização da água não 
pode ser desprezada, pois os íons que dela se formam vão “competir” com os íons 
provenientes da dissociação do NaCl: 
NaCl →Na+ + Cl- 
H2O →H
+
 + OH
- 
verifica-se experimentalmente que: 
• entre o Na+ e o H+, o pólo negativo “prefere” descarregar o H+; 
• entre o Cl- e o OH-, o pólo positivo “prefere” descarregar o Cl-; 
 Essa “preferência” ou “prioridade” de descarga dos íons é dada pela própria 
tabela dos potenciais-padrão de eletrodo, que por esse motivo é também chamada de fila 
das tensões eletrolíticas. 
 Na tabela, o sódio aparece antes do hidrogênio; ocorre então a seguinte 
competição: 
28 
 
 
O polo – descarrega o H+, cuja redução é mais fácil 
No polo – {2e- + 2H+ → H2(g)} 
 
Analogamente 
 
O Cl
-
 terá prioridade para descarregar 
 
No polo + { 2cl
-
 → Cl2 + 2e
- 
 
 
 O processo global da eletrolise do NaCl, em solução aquosa, pode ser assim 
equacionado 
 
 
 
 
 
29 
 
 
 
4.3 PRIORIDADE DE DESCARGA DOS ÍONS 
 
 Pelo exemplo de eletrólise em solução aquosa (2 NaCl + 2H2O →2NaOH + H2
 
+ Cl2
 ), podemos verificar como é importante saber quais íons irão se descarregar com 
maior ou menor facilidade durante a eletrólise. 
 Embora a tabela dos potenciais-padrão de eletrodo nos dê uma boa previsão da 
descarga dos cátions, mesmo nesse caso o uso direto da tabela não é fácil por vários 
motivos, como por exemplo: 
a) a tabela foi estabelecida para concentrações de 1 mol/L dos íons correspondentes (o 
que, em geral, não ocorre nas soluções submetidas à eletrólise) e, mudando-se as 
concentrações, mudam os valores de E
0
; 
b) em certos casos, o potencial de descarga do íon se afasta do E0, devido a outros 
fenômenos; um exemplo clássico é a própria descarga de H
+
: 
No pólo + { 2e
-
 + 2H
+
 → H2 (g) 
 O gás H2 formado fica, em parte, aderido ao pólo - , dificultando a passagem da 
corrente elétrica. Torna-se necessário, portanto, aplicar uma sobrevoltagem (ou 
sobretensão) para continuar executando a reação acima. Em consequência, o H
+
 
apresenta uma dificuldade extra para sua descarga (redução) no pólo negativo e acaba se 
comportando como se tivesse subido de posição na tabela dos potenciais-padrão, 
situando-se então entre o Al
3+e
 o Mn
2+. 
 
 Para os ânions verificações experimentais comprovaram que os ânions não-
oxigenados (Cl
-
, Br
-
,I
-
, S
2-
, etc.) se descarregam mais facilmente que o OH
-
, enquanto o 
F
-
 e os ânions oxigenados (NO3
-
 , SO4
2-
, PO4
3+
 etc.) são de descarga mais difícil que o 
OH
-
. 
Todas essas observações podem ser resumidas no seguinte esquema: 
 
 
 
 
30 
 
4.3.1 eletrólise de HCl em solução aquosa diluída, com eletrodos inertes 
 
Nesse caso, temos duas ionizações: 
HCl → H+ + Cl- 
H2O → H
+
 + OH
- 
Dos íons formados (H
+
, Cl
-
, OH
-
), 
 
Apenas o HCl sofrera eletrolise 
 
 
 Havendo eletrólise apenas do HCl, a solução vai se tornando cada vez mais 
diluída em HCl e, portanto, cada vez menos ácida (o pH aumenta). 
 
4.3.2 eletrólise de H2SO4 em solução aquosa diluída, com eletrodos inertes 
 
 Temos agora as seguintes ionizações: 
H2SO4 →2H
+
 + SO4
2- 
H2O →H
+
 + OH
- 
 
 Os íons formados (H
+
, SO4
2-
, OH
-
) serão descarregados podemos então resumir: 
 
 O polo negativo não pode distinguir os H
+
 provenientes do H2SO4 daqueles que 
provem do H2O, uma vez que todos os H
+
 são iguais entre si. Apenas a água sofrera a 
eletrolise: 
 
31 
 
 Havendo eletrólise apenas da água, a solução vai se concentrando e, portanto, 
tornando-se cada vez mais ácida. 
 
 
4.5 APLICAÇÕES DA ELETRÓLISE 
 
 Os processos de eletrólise são amplamente utilizados, tanto em laboratórios 
como nas indústrias químicas. Em laboratórios, é comum o uso de eletrólises em 
processos de análise química — por exemplo, quando avaliamos a quantidade de um 
certo cátion existente em uma solução, eletrolisando o e pesando o metal resultante que 
fica depositado no catodo. 
 As aplicações industriais dos processos eletroquímicos são também muito 
importantes, apesar do grande problema representado pelo alto consumo de energia 
elétrica. 
4.5.1 A produção de elementos químicos de alta reatividade 
 
 Que por isso mesmo, não podem ser obtidos por reações químicas comuns —, 
tais como metais alcalinos (Na e K), metais alcalinoterrosos (Ca e Mg), alumínio, 
halogênios (F2 e Cl2), etc.; 
 A eletrólise ígnea do Al2O3, por exemplo, é uma das mais importantes 
atualmente; nessa reação, o Al2O3 é fundido com auxílio da criolita (3 NaF " AlF3) e 
produz alumínio metálico, segundo a reação 2Al2O3→ 4Al + 3O2, no forno 
 
 Com base no exemplo da produção do alumínio, é interessante ressaltar que 
quase todos os metais, usados em nosso dia-a-dia, aparecem “oxidados” na natureza, 
principalmente na forma de óxidos ou sulfetos. Sendo assim, a maior parte dos 
processos metalúrgicos deve “reduzir” o metal, libertando-o em sua forma metálica. 
Com metais menos reativos que o alumínio (E
0
 ( +1,66 V), a redução é feita, em geral, 
com carvão (ou CO), que são redutores baratos. É o que acontece na produção do ferro 
(Fe2O3 + 3CO → 2Fe + 3CO2). Com metais mais reativos que o alumínio, porém, 
devemos dispor de um agente redutor mais enérgico — é aí que entra o poder redutor do 
pólo negativo (catodo) das células eletrolíticas. 
 
32 
 
4.5.2 A produção de compostos químicos 
 de grande importância comercial, como NaOH , H2O2, etc. 
 
4.5.3) A purificação ou refino eletrolítico 
de vários metais,como o cobre, o zinco, o chumbo, etc. 
 
4.5.4 Os processos de eletrodeposição de metais (galvanização), 
como a niquelagem, a cromagem, a prateação, a douração, etc. (é interessante notar que, 
atualmente, não só peças metálicas mas também peças de plástico podem ser cromadas, 
sendo usadas como grades, emblemas e calotas em automóveis, como peças de 
geladeiras e aparelhos de som, etc.). 
 
 
4.5.5Os processos de anodização, 
 
 Que consistem em uma “oxidação forçada” da superfície de um metal, de modo 
a aumentar sua resistência à corrosão. O exemplo mais comumente anodização é a que 
se faz com o alumínio. sobre a superfície do alumínio, forma-se espontaneamente uma 
fina película de Al2O3, que o protege da corrosão (é o fenômeno chamado de 
apassivação do alumínio). No caso da anodização, essa película protetora é reforçada 
por via eletroquímica. A peça de alumínio a ser anodizada é colocada como anodo (pólo 
positivo) em uma célula eletrolítica contendo solução aquosa diluída de H2SO4. Com a 
passagem da corrente elétrica, teremos, no anodo, a reação: 
2 OH
2
 → H2O + ½ O2 + 2e
- 
 O oxigênio assim formado irá oxidar a superfície da peça de alumínio, 
anodizando-a. Adicionando-se corantes especiais à solução eletrolítica, inclusive, é 
possível colorir a peça de alumínio, como é feito, por exemplo, na fabricação de tampas 
coloridas de panelas. 
 
5 A ESTEQUIOMETRIA DAS PILHAS E DA ELETRÓLISE 
 
 A estequiometria das pilhas e da eletrolise é estudo quantitativo das reações que 
ocorrem nas pilhas e nas eletrólises. Considerando que essas reações são reações como 
outras quaisquer, podemos concluir que elas obedecem a todos os critérios já vistos no 
cálculo estequiométrico. 
33 
 
 É muito importante realcionar a quantidade da substancia transformada com a 
quantidade de eletricidade associada a essa transformação. Na oxidação que ocorre no 
anodo de uma pilha de Daniell, teríamos: 
 
 
 
 O primeiro passo dado para resolver esse problema foi dado pó Faraday em 
1834, quando verificou experimentalmente que nas eletrolises a massa da substancia 
eletrolisada é diferentemente proporcional à quantidade de eletricidade que atravessa a 
solução. 
 Essa conclusão é chamada de lei de Faraday para a eletrolise e pode ser 
comprovada facilmente com uma célula eletrolítica 
 
 Medimos a intensidade de corrente (i) no amperímetro, o intervalo de tempo (Δt) 
de passagem da corrente com umcronômetro 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 Δt, aumentará também a massa m. 
 Um segundo passo importante para a estequiometria dos processos 
eletroquímicos foi dado por Millikan, em 1913, quando determinou a carga de 1 elétron, 
encontrando o valor de 1,6023 * 10
-19
 coulomb. Com esse valor e com a constante de 
Avogadro (6,023 * 10
-23
), podemos calcular a carga elétrica de 1 mol de elétrons: 
 
 
Esse valor, que iremos usar como aproximadamente 96.500 coulomb/mol, é a chamada 
constante de Faraday. 
 
 
 
 
 
 
 
 
34 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Bibliografia 
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Everyscience.com. - 
http://www.everyscience.com/Chemistry/Physical/Electrochemistry/d.1152.php. 
Feltre Ricardo Físico-Química [Livro]. - São Paulo : Moderna, 2004. - 6ª : Vol. II. 
Jones Atkins & Principios da Quimica [Livro]. - Porto Alegre : Bookman, 2012. 
Michael. Laura M. Borland and Adrian C. Electrochemical Methods for Neuroscience. 
[Online]. 
Russel Jonh B Quimica Geral [Livro]. - Vol. II.