Aula 10 Princ de Quim Bio

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24/07/2019 Estácio - Disciplina online
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Disciplina: Princípios de Química Biológica
Aula 10: Células eletroquímicas
Apresentação
Uma célula eletroquímica é formada por dois condutores de elétrons (metal ou gra�te) imersos em um eletrólito - pode ser
um sólido, um líquido ou uma solução – que será o condutor iônico. O condutor de elétrons e o eletrólito formam
um eletrodo.
As células eletroquímicas também são conhecidas como células galvânicas ou células eletrolíticas. Examinaremos nesta
aula algumas reações eletroquímicas e os componentes essenciais da pilha de Daniell.
Objetivos
Reconhecer reações redox na natureza;
De�nir eletroquímica e identi�car pilhas;
Desenvolver cálculos eletroquímicos.
Reações redox na natureza
 Fonte: Vincent van Zalinge <https://unsplash.com/@vincentvanzalinge> / Unsplash.
Fixação do nitrogênio
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Os organismos vivos necessitam do nitrogênio para produzir as proteínas, que são “tijolos para construção” das plantas e dos
animais. Embora o nitrogênio gasoso seja abundante, constituindo quase quatro quintos da atmosfera, a maior parte dos
organismos vivos não consegue obtê-lo diretamente do ar por ele ser um gás não reativo.
Ele torna-se disponível para plantas e animais graças ao ciclo do nitrogênio.
O nitrogênio atmosférico é particularmente não reativo; no entanto, é oxidado a NO pelo brilho dos relâmpagos. O oxigênio na
atmosfera oxida o NO a NO , que, ao reagir com a água da chuva, forma os ácidos HNO e HNO . Esses ácidos reagem com os
óxidos de metal e os carbonatos no solo, formando os sais de nitrato e nitrito.
As plantas obtêm o nitrogênio na forma de nitrato e íons amônio. Os nitratos são muito solúveis em água e chegam às raízes
das plantas com facilidade; o íon nitrato é, então, absorvido e reduzido a amônia pela planta. Bactérias �xadoras do nitrogênio
que vivem no solo ou em nódulos nas raízes das plantas convertem (isto é, �xam biologicamente) o nitrogênio atmosférico em
sais de amônio.
Os animais comem as plantas. Quando esses dois organismos morrerem, a matéria orgânica de ambos �nalmente irá se
decompor em compostos de amônio. As bactérias nitri�cantes e desnitri�cantes convertem os compostos de amônio em NO
 e NO e, a seguir, em N O e N . Dessa maneira, o nitrogênio é devolvido à atmosfera e o ciclo se completa.
2 2 3
3
-
1
2
-1
2 2
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 Figura: Ciclo do nitrogênio. Fonte: (LEWIS, 2014)
Transporte de elétrons nos sistemas vivos
Tanto a fotossíntese quanto a respiração são processos de conversão de energia e envolvem reações redox.
6CO + 6H O → C H 0 + 6O2(g) 2 (l) 6 12 6(s) 2(g)
 Fonte: VectorMine / Shutterstock.
Células galvânicas
A eletroquímica é o ramo da química que trata da conversão da energia elétrica em energia química e vice-versa. Os processos
eletroquímicos envolvem reações de oxirredução (oxidação-redução) nas quais a energia liberada por uma reação espontânea
é convertida em eletricidade ou em que a eletricidade é usada para forçar a ocorrência de uma reação química não espontânea.
Comentário
A importância da eletroquímica e das suas reações é observada em estudos nas áreas médica e biomédica, campos da ciência
que estudam as reações eletroquímicas, entre outras, em células vivas.
Nas reações de oxirredução, ocorre uma transferência de elétrons de uma substância para outra. A perda de elétrons por um
elemento durante a oxidação está associada a um aumento do número de oxidação dele. Na redução, há uma diminuição do
número de oxidação de um elemento em virtude do ganho de elétrons.
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Exemplo
Quando um pedaço de zinco metálico for mergulhado em uma solução de CuSO , o Zn será oxidado a íons Zn , enquanto os
íons Cu serão reduzidos a cobre metálico:
Zn + Cu → Zn + Cu
Os elétrons são transferidos diretamente em solução do agente redutor (Zn) para o agente oxidante (Cu ).
4
+2
+2
(s)
+2
(aq)
+2
(aq) (s)
+2
Se separarmos �sicamente o agente oxidante do agente redutor, a transferência de elétrons pode ser realizada através de um
meio condutor exterior (um �o metálico). À medida que a reação progride, é estabelecido um �uxo contínuo de elétrons e,
assim, produz-se eletricidade (ou seja, trabalho elétrico é produzido tal como a força-motriz de um motor elétrico).
O dispositivo experimental usado para produzir eletricidade por meio
de uma reação espontânea é denominado célula galvânica  ou célula
voltaica.
A �gura a seguir mostra os componentes essenciais de uma célula galvânica. A barra de zinco é mergulhada em uma solução
de ZnSO ; a de cobre, em uma solução de CuSO . A célula galvânica funciona com base no seguinte princípio: a oxidação de Zn
a Zn e a redução de Cu a Cu podem ocorrer simultaneamente em locais separados, ocorrendo a transferência de elétrons
através de um condutor exterior.
As barras de zinco e cobre são chamadas de eletrodos. Esse arranjo particular de eletrodos (Zn e Cu) e soluções (ZnSO e
CuSO ) é conhecido como pilha de Daniell. Por de�nição, em uma célula galvânica, o eletrodo no qual ocorre a oxidação é
denominado ânodo; e o eletrodo em que ocorre a redução, cátodo.
1
4 4
+2 +2
4
4
 Figura: Uma célula galvânica. A ponte salina (um tubo em U invertido), contendo uma solução de KCl, proporciona um meio eletricamente condutor
entre as duas soluções. As aberturas do tubo em U estão fechadas com bolas de algodão para impedir que a solução de KCl flua para dentro do
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compartimento, permitindo, no entanto, o movimento dos ânions e cátions. Os elétrons fluem no circuito exterior do eletrodo de Zn (ânodo) para o
eletrodo de Cu (cátodo). (CHANG, 2010)
Comentário
As baterias, por sua vez, são células eletroquímicas que produzem energia elétrica. Existem diferentes tipos de baterias
utilizadas em veículos, lanternas e marca-passos. Já as células movidas a combustível são tipos especiais de células
eletroquímicas que terminam por gerar eletricidade graças à oxidação do hidrogênio e de hidrocarbonetos.
Para a pilha de Daniell, as reações de oxidação e de redução nos eletrodos (designadas reações de semicélula) são:
Eletrodo de Zn (ânodo)
Zn → Zn + 2e-(s) +2(aq)
Eletrodo de Cu (cátodo)
Cu → 2e- + Cu .+2(aq) (s)
A não ser que as duas soluções estejam separadas uma da outra, os íons Cu reagirão diretamente com a barra de zinco:
Cu + Zn → Cu + Zn
Não haverá, portanto, produção de trabalho elétrico útil.
Para completar o circuito elétrico, as soluções devem ser conectadas por um meio condutor através do qual os cátions e os
ânions possam se mover de um compartimento para o outro. Essa exigência é satisfeita por uma ponte salina, que, na sua
forma mais simples, é um tubo em U invertido que contém uma solução eletrolítica inerte, tal como KCl ou NH NO , cujos íons
não vão reagir com os outros íons em solução ou com os eletrodos.
No decorrer da reação de oxirredução global, os elétrons, através do �o condutor e dovoltímetro, �uem no circuito exterior do
ânodo (eletrodo de Zn) para o cátodo (eletrodo de Cu). Na solução, os cátions (Zn , Cu e K ) se movem em direção ao
cátodo, ao passo que os ânions (SO4 e Cl ) o fazem até o ânodo. Na ausência de uma ponte salina a ligar as duas soluções, a
formação das cargas positiva no compartimento anódico (em decorrência da formação de íons Zn ) e negativa no
compartimento catódico (originada quando alguns íons Cu forem reduzidos a Cu) impediria rapidamente a célula de operar.
O fato de haver um �uxo de corrente elétrica do ânodo para o cátodo deve-se a uma diferença de potencial entre os dois
eletrodos.
+2
+2
(aq) (s) (s)
+2
(aq)
4 3
+2 +2 +1
-2 -1
+2
+2
Exemplo
Esse �uxo de corrente elétrica é semelhante à queda d’água em uma catarata, que ocorre graças à diferença de energia
potencial, ou ao �uxo de um gás de uma região de alta pressão para uma região de baixa pressão.
Experimentalmente, a diferença de potencial elétrico entre o ânodo e o cátodo pode ser medida usando-se um voltímetro. A
leitura (em volts) é chamada de potencial de célula. Os termos força eletromotriz (ou fem) e voltagem de célula também são
utilizados para designar o potencial de célula.
A notação convencional usada para representar as células galvânicas é o diagrama de célula. Para a célula de Daniell
representada anteriormente, se considerarmos que as concentrações dos íons Zn e Cu são 1M, o diagrama da célula é:+2 +2
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Zn |Zn (1M) || Cu (1M) |Cu
A linha vertical acima (||) representa um limite de fase.
(s)
+2 +2
(s)
Exemplo
O eletrodo de Zn é sólido, enquanto os íons Zn (provenientes do ZnSO ) estão em solução. Assim, colocamos um traço entre
o Zn e o Zn para indicar o contato entre as fases. O traço duplo revela a presença da ponte salina. Por convenção, o ânodo é
escrito em primeiro lugar, à esquerda do traço duplo, enquanto os demais componentes aparecem na ordem em que os
encontramos no deslocamento do ânodo para o cátodo.
+2
4
+2
Potenciais padrão de redução
Quando ambas as concentrações dos íons Cu e Zn são 1M, veri�ca-se que o potencial ou a fem da célula de Daniell é 1,10V
a 25°C.
+2 +2
 Figura: Montagem experimental da célula galvânica. Fonte: (CHANG, 2010)
Como poderemos relacionar esse potencial com a reação de oxirredução
correspondente?
Tal como a reação global da célula pode ser considerada como a soma de duas reações de semicélula, também a fem medida
pode ser de�nida como a soma dos potenciais elétricos nos eletrodos de Zn e Cu.
Conhecendo um desses potenciais de eletrodo, poderíamos obter o outro por subtração (de 1,10V). Não é possível medir o
potencial de um único eletrodo, mas, se �xarmos arbitrariamente em zero o valor do potencial de um eletrodo particular,
poderemos usá-lo para determinar os potenciais relativos de outros eletrodos. O de hidrogênio serve como referência para esse
�m.
Nas condições-padrão (isto é, quando a pressão de H for 1atm e a concentração da solução de HCl, 1M), o potencial para a
reação de redução do H a 25°C é de�nido como exatamente zero:
2
+1
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2H (1M) + 2e- → H (1atm)+1 2 E° = 0V
E = o potencial-padrão de redução.
º = designa as condições-padrão
Portanto, o potencial-padrão de redução do eletrodo de hidrogênio é zero. O eletrodo de hidrogênio é designado eletrodo-
padrão de hidrogênio (EPH).
Por convenção, a fem-padrão da célula (E° ), que é o resultado das contribuições anódica e catódica, é dada por:célula
E° = E° - E°célula cátodo anodo 
Nesta fórmula, ambos (E° e
E° ) são os potenciais-padrão de
redução dos eletrodos.
cátodo
ânodo
ORDEM
CRESCENTE
DE
AÇÃO
OXIDANTE

Potencial de
redução (Eº )
Estado
reduzido ⇆
Estado
oxidado
Potencial de
oxidação (Eº )
ORDEM
CRESCENTE
DE
AÇÃO
REDUTORA

-3,04 Li ⇆ Li + e +3,04
-2,92 K ⇆ K + e -2,92
-2,90 Ba ⇆ Ba + 2e +2,90
-2,89 Sr ⇆ Sr + 2e +2,89
-2,87 Ca ⇆ Ca + 2e -2,87
-2,71 Na ⇆ Na + e +2,71
-2,37 Mg ⇆ Mg + 2e 2,37
-1,66 Al ⇆ Al + 3e +1,66
-1,18 Mn ⇆ Mn + 2e +1,18
-0,83 H + 2(OH) ⇆ 2H O + 2e +0,83
-0,76 Zn ⇆ Zn + 2e +0,76
-0,74 Cr ⇆ Cr + 3e +0,74
-0,48 S ⇆ S + 2e +0,48
-0,44 Fe ⇆ Fe + 2e +0,44
-0,28 Co ⇆ Co + 2e +0,28
-0,23 Ni ⇆ Ni + 2e +0,23
-0,13 Pb ⇆ Pb + 2e +0,13
0,00 H ⇆ 2H + 2e 0,00
+0,15 Cu ⇆ Cu + e -0,15
+0,34 Cu ⇆ Cu + 2e -0,34
red oxid
+ -
+ -
2+ -
2+ -
2+ -
+ -
2+ -
3+ -
2+ -
2
-
2
-
2+ -
3+ -
2- -
2+ -
2+ -
2+ -
2+ -
2
+ -
+ 2+ -
2+ -
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+0,40 2(OH) ⇆ H O + 1/2 O+ 2e -0,40
+0,52 Cu ⇆ Cu + e -0,52
+0,54 2I ⇆ I + 2e -0,54
+0,77 Fe ⇆ Fe + e +0,77
+0,80 Ag ⇆ Ag + e -0,80
+0,85 Hg ⇆ Hg + 2e -0,85
+1,09 2Br ⇆ Br + 2e -1,09
+1,23 H O ⇆ 2H + 1/2 O+ 2e -1,23
+1,36 2Cl ⇆ Cl + 2e -1,36
+2,87 2F ⇆ F + 2e -2,87
- 2 2
-
+ -
-
2
-
2+ 3+ -
+ -
2+ -
-
2
-
2
+
2
-
-
2
-
-
2
-
 Tabela: Potenciais-padrão dos eletrodos.
Exemplo
Uma célula galvânica é constituída por um eletrodo de Mg mergulhado em uma solução 1M de Mg (NO ) e por um eletrodo de
Ag em uma solução 1M de AgNO . Calcule a fem-padrão da célula a 25°C.
Resposta: Os potenciais-padrão são:
Ag (1M) + 1e- → Ag , E° = 0,80V
Mg (1M) + 2e- → Mg , E° = - 2,37V
Ânodo (oxidação): Mg → Mg (1M) + 2e-
Cátodo (redução): 2Ag (1M) + 2e- → 2Ag(s)
Global: Mg + 2Ag + 1(1M) → Mg (1M) + 2Ag
Observe que, para balancear a equação global, multiplicamos a reação de redução do Ag+1 por 2. Podemos fazê-lo porque E° é
uma propriedade intensiva; portanto, o seu valor não é afetado por esse procedimento. Obtemos, então, a fem da célula:
E° = E° - E°
+ 0,80V - (-2,37V) = 3,17V
3 2
3
+1
(s)
+2
(s)
(s)
+2
+1
(s)
+2
(s)
célula cátodo anodo
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Atividade
1. É sabido que o níquel metálico poderia ceder elétrons espontaneamente em soluções contendo NiCl . Montou-se, então, esta
pilha: Ni |Cu || Ni |Cu
Quanto a esta pilha, assinale a alternativa correta:
2
0 2+ 2+ 0
a) O Cu  reduz. O Ni oxida.2+ 0
b) O cobre foi transformado em níquel.
c) O cátodo é o Ni . O ânodo é o Ni .2+ 0
d) A solução de Ni  ficará menos concentrada.2+
e) A solução de Ni  ficará menos concentrada.2+
2. (Unifesp-SP) Ferro metálico reage espontaneamente com íons Pb em solução aquosa. Esta reação é representada por Fe +
Pb  → Fe  + Pb na pilha da �gura abaixo:
Ocorre nela a seguinte reação global:
2+
2+ 2+
a) Os cátions devem migrar para o eletrodo de ferro.
b) Ocorre deposição de chumbo metálico sobre o eletrodo de ferro.
c) Ocorre diminuição da massa do eletrodo de ferro.
d) Os elétrons migram através da ponte salina do ferro para o chumbo.
e) O eletrodo de chumbo atua como ânodo.
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3. (UFRGS) No cátodo de uma célula de eletrólise, sempre ocorre:a) Deposição de metais.
b) Uma semirreação de redução.
c) Produção de corrente elétrica.
d) Desprendimento de gás hidrogênio.
e) Corrosão química.
Notas
Célula galvânica 1
Esta expressão é uma homenagem aos cientistas italianos Luigi Galvani e Alessandro Volta, que construíram as primeiras
versões do dispositivo.
Potencial-padrão de redução 2
É o potencial associado à reação de redução que ocorre em um eletrodo quando todos os solutos possuírem concentração 1M
e todos os gases estiverem a 1atm.
Referências
ATKINS, P. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018.
CHANG, R. Química geral: conceitos essenciais. 4. ed. Porto Alegre: AMGH, 2010.
LEWIS, R. Química. 4. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2014.
Explore mais
Pilhas; <https://www.youtube.com/watch?v=fp1V0uPVBRs&list=PL-
cWjvjoSJce5YQA0YYsiBqfN5Q4Vjutp&index=75&t=0s>
Introdução à eletrólise; <https://www.youtube.com/watch?v=4puLsFDJsN0>
Potencial-padrão de redução; <https://www.youtube.com/watch?v=KYUxz51wNeM>
Energia e potencial da célula; <https://www.youtube.com/watch?v=mqlA-J-Hkn8>
Como usar a equação de Nernst; <https://www.youtube.com/watch?v=EaTH-B2fYp4>
Notação resumida para células galvânicas/voltaicas; <https://www.youtube.com/watch?v=-zVb1gPZLUs>
Como calcular a constante de equilíbrio a partir do potencial-padrão da célula; <https://www.youtube.com/watch?
v=YYUpPNZL13o>
Oxidação e redução. <https://www.youtube.com/watch?v=9SSoz85GpOM>
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