TRAB DE ELETROQUÍMICA

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INSTITUTO FEDERAL CATARINENSE 
CAMPUS SÃO FRANCISCO DO SUL 
 
 
Julia Viana Pinto 
Thais Simas Reinert 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ELETROQUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
São Francisco do Sul, SC 
2019. 
 
 
INTRODUÇÃO 
Quando falamos em ciência, devemos ter em mente que todos esses processos 
não ocorrem somente dentro do laboratório. Muito pelo contrário, eles estão mais 
presentes no nosso dia-a-dia do que muitos pensam. A Eletroquímica não é diferente. 
Ela é um ramo da físico-química que estuda reações químicas nas quais estão 
envolvidas transferências de elétrons, ou seja, reações de oxirredução. Ademais, 
trata-se da conversão desses elétrons em energia elétrica, assim como o processo 
contrário. O costume de comentar sobre oxidação passa tão despercebido, que muitas 
vezes a maioria das pessoas não se imaginaria abordando termos tão técnicos quando, 
na verdade, um conhecimento tão útil possui sim uma lógica tão simples. 
Portanto, pretende-se com este trabalho alcançar uma explicação didática que 
traga relações da Eletroquímica com o cotidiano, e em como, por trás de um simples 
conselho que se resume em “​Não tome banho de cordão​”, existe uma explicação mais 
do que científica. Considerando a era em que entramos, onde a tecnologia está cada 
vez mais avançada e mais acessível do que antigamente, é muito provável que muitos 
se deparem com processos Eletroquímicos todos os dias e nem mesmo se deem conta. 
 
REAÇÕES DE OXIDAÇÃO 
A oxidação é um processo envolvendo a perda de elétrons, uma reação. T​ais 
reações químicas devem ser catalisadas por um agente oxidante, e se caracterizam 
pela transferência de elétrons entre pelo menos duas espécies envolvidas; a que ​se 
oxida​, perdendo elétrons e sofrendo aumento do NOX, e a que ​se reduz​, assim 
ganhando elétrons e sofrendo redução do NOX. Com isso, pode-se dizer que um 
processo é dependente do outro, já que a ​oxidação​ sempre acompanha a​ redução​. 
As reações que podemos citar quando trata-se de oxidação, são as de 
combustão ​e as de ​corrosão​. A combustão, também conhecida como queima, é uma 
reação onde o oxigênio é o comburente (ou seja, a substância que reage com o fogo e 
proporciona as chamas) mais utilizado. Com isso, um combustível (material oxidável) 
 
 
sofre oxidação com liberação de calor; abastecendo uma reação em cadeia, uma vez 
que o combustível consegue fornecer energia para que outro também queime junto. 
Por se tratar de chamas, essa reação é sempre exotérmica, já que libera energia 
em forma de calor. Um dos exemplos mais simples é a queima de uma fogueira, onde o 
calor do fogo na madeira alimenta e propaga a combustão. Essa é uma ação importante 
que acompanha nossa espécie graças ao nosso instinto de sobrevivência, antes que 
sequer tivéssemos ideia de como ela ocorre. 
Temos a combustão completa e a incompleta – que se trata da insuficiência de 
oxigênio para consumir completamente o combustível. A combustão completa do Etanol 
(C​2​H​6​O)​ ​é representada da seguinte maneira: 
● C​2​H​6​O + O​2​ → CO​2​ + H​2​O 
Após ser balanceada, a reação se torna: 
● C​2​H​6​O + 3 O​2​ → 2 CO​2​ + 3 H​2​O 
 
Isso significa que a quantidade de oxigênio foi suficiente para consumir o 
metanol (combustível) e formar, por consequência, o CO​2 ​(o dióxido de carbono) ​e o 
H​2​O (a água). Agora, temos o exemplo de uma combustão incompleta, sendo ela 
também do etanol: 
● C​2​H​6​O + 2 O​2​ → 2 CO + 3 H​2​O = Produção de CO e H​2​O. 
● C​2​H​6​O + O​2​ → 2 C + 3 H​2​O = Produção de fuligem e H​2​O. 
Com a diminuição do oxigênio, consequentemente menos calor está sendo 
liberado, impossibilitando a reação de se propagar de modo correto. 
NÚMEROS DE OXIDAÇÃO 
Já citado anteriormente, o NOX de um elemento se refere à carga elétrica que 
ele ganha quando faz uma ligação iônica, ou o seu caráter parcial quando uma ligação 
covalente é realizada. O NOX simplesmente se refere ao potencial de um átomo em 
atrair elétrons para as ligações que irá realizar. 
O conceito de número de oxidação está diretamente relacionado com a 
eletronegatividade​, que é justamente esse potencial entre diferentes átomos. ​Por esse 
motivo, a maioria dos elementos químicos têm uma variação desses números, já seu 
 
 
potencial depende do composto que estará sendo formado. Enquanto os metais são 
pouco eletronegativos, os ametais são muito eletronegativos. 
Alguns elementos possuem, entretanto, um número de oxidação fixo, mesmo em 
compostos diferentes. O NOX de substâncias mais simples é sempre igual a zero 
(como por exemplo: ​N​2​, O​2 e o H​2​). Enquanto isso, o NOX de íons corresponde a um 
número igual à sua carga. Para simplificar, podemos ver que, no sódio, o NOX de ​Na​1+ 
= +1, ou que o NOX de O​2- = -2. Com tais informações, fica mais fácil calcular o número 
de NOX de determinados elementos em substâncias distintas. 
PILHAS 
Também conhecida como célula eletroquímica, a pilha é um dispositivo onde a 
oxirredução ocorre de modo espontâneo. Ela é composta por dois eletrodos e apenas 
um eletrólito. O eletrodo positivo é chamado de ​catodo​, e o eletrodo negativo de ​ânodo​. 
O eletrólito é chamado de ​ponte salina​. Juntando os eletrodos e o eletrólito, é produzida 
a energia elétrica, que é normalmente utilizada para fazer algum dispositivo funcionar: 
um controle remoto, uma calculadora, ou até mesmo um aparelho auditivo. Duas pilhas 
unidas formam uma bateria, e é isso que diferencia as duas coisas. 
Em 1836, tivemos o caso de uma das primeiras pilhas, a Pilha de Daniell​. Nesse 
experimento, havia um recipiente com uma solução de ​CuSO​4(aq) (sulfato de cobre) com 
uma placa de de cobre mergulhada dentro, e outro recipiente contendo uma ​solução de 
ZnSO​4(aq) (sulfato de zinco), com a placa de zinco mergulhada. Esses dois recipientes 
separados foram conectados por uma ponte salina (dois eletrodos, um eletrólito). 
 
 
Fonte: (​Brasil Escola​) 
 
 
Já que o zinco tem uma tendência maior à oxidação, o zinco metálico funciona 
como o ​ânodo​ (eletrodo negativo), onde ocorre a ​oxidação​: 
 
● Zn​( s) ​↔ Zn​2+​(aq) ​+ 2 e​-​; 
 
Os elétrons que o zinco perde são transportados até o cobre, gerando a corrente 
elétrica que liga a lâmpada. Os íons do cobre vão se reduzir e se transformar em cobre 
metálico, que irá se depositar sobre a lâmina de de cobre. Sendo esse o cátodo 
(eletrodo positivo), ocorre a seguinte redução: 
 
● Cu​2+​(aq) ​+ 2 e​-​ ↔ Cu​( s)​; 
 
Mesmo as pilhas mais atuais têm o princípio de um metal doar os elétrons para o 
outro, por meio de uma solução condutora, para que ocorra a corrente elétrica. A 
diferença é que elas não usam um eletrólito com solução líquida, e sim seca. Sendo 
distribuídas em uma diversidade imensa no mercado, as duas pilhas mais comuns são 
as ​pilhas ácidas ​e as ​pilhas alcalinas​. 
 
CORROSÃO DE METAIS E PROTEÇÃO CONTRA CORROSÃO 
 
Além da combustão, já citada como uma das reações de oxidação, temos a 
corrosão​, que é um processo decorrente da liberação de elétrons para a estabilização 
eletrônica dos metais. Consequentemente, os metais se combinam com espéciesoxidantes (normalmente o oxigênio) e reagem de uma forma na qual o metal sempre é 
desgastado, considerando que o metal possui capacidade de oxidação muito maior do 
que a do oxigênio. Chamamos essa degradação de ​corrosão​. 
A corrosão é um fenômeno comum que acarreta grandes prejuízos econômicos, 
principalmente se tratando de móveis e eletrodomésticos, além de poder causar algum 
acidente grave no caso de uma caldeira industrial, por exemplo. 
Tendo a caldeira em mente, sabe-se que o componente principal dela é o aço. E 
a reação do aço com o oxigênio é dada da seguinte forma: 
 
 
 
● 2Fe + O​2​ → 2FeO 
● FeO + 2O​2​ → 2Fe​2​O​3 
● 2FeO + 2Fe​2​O​3​ → 2Fe​3​O​4​, ou FeO + Fe​2​O​3​ → Fe​3​O​4​ ​(magnetita) 
O ferro, que se oxida com uma facilidade enorme ao ser exposto ao ar e à 
umidade, dá origem aos óxidos de ferro e então se combinam para formar a magnetita 
– a ferrugem, que deteriora o material e o torna mais frágil, mais apto à sofrer uma 
corrosão. Sem a água e o oxigênio, a corrosão não ferro não ocorreria. 
Alguns fatores acabam influenciando na aceleração do processo, mesmo que 
não causem a corrosão em si; a presença de CO​2 (o gás carbônico), SO​2 (o dióxido de 
enxofre) e outras substâncias ácidas no ar, por deslocarem a reação catódica para a 
direita, como diz o princípio de ​Le Chatelier​. 
A corrosão da prata é um problema recorrente no uso de qualquer adorno, como 
um anel ou um cordão. Percebe-se que, se você tomar banho utilizando um cordão de 
prata, ele acaba enferrujando muito mais rápido por causa da água; a cor preta é um 
resultado de uma película de sulfeto que se forma em volta dela pelo contato com o 
ácido sulfídrico (H​2​S). 
Um meio de proteger os metais da corrosão é revesti-los com metais que tenham 
uma tendência de oxidação maior, um metal que perca mais elétrons. Esse é um 
processo somente de retardação, já que a oxidação do metal usado para o 
revestimento será mais rápida e isso tornará a corrosão do metal que foi revestido mais 
lenta. É possível também o uso de tintas especiais, que poderão formar um protetor que 
impeça o contato do metal com o ar (oxigênio). 
ELETRÓLISE 
 
A eletrólise é um processo da Química, que utiliza de energia elétrica para criar 
uma fonte para forçar uma reação química (ou seja, não é espontâneo) para produzir 
substâncias simples ou orgânicas dificilmente encontradas na natureza, através da 
oxirredução. O que acontece na eletrólise é que, basicamente, o cátion sofre redução 
 
 
na estrutura chamada catodo, e o ânion sofre oxidação no que chamamos de anodo; 
isso ocorre graças à descarga elétrica fornecida por alguma fonte externa. 
A eletrólise e as pilhas possuem uma diferença que diz respeito a sua função. 
Enquanto a pilha transforma a energia em energia elétrica de forma espontânea, a 
eletrólise faz exatamente o contrário de forma induzida. São utilizadas na produção de 
substâncias como metais alcalinos, alcalino-terrosos, gás hidrogênio e gás cloro, e por 
isso elas são extremamente importante para as indústrias. O mais importante ainda é 
saber que substância usar, a quantidade dela e por quanto tempo deve-se realizar o 
processo para obter a quantidade de produto desejado. 
Existem dois tipos de eletrólise, a ​ígnea e a de ​solução​. A ígnea se refere ao 
processo que ocorre quando um composto iônico é aquecido até ser fundido, não 
usando água. Já a de solução, é a que ocorre em uma solução iônica. 
Abaixo temos os exemplos dos dois tipos de eletrólise: 
 
1. Eletrólise Ígnea - NaCl 
1° Passo:​ descobrir a temperatura de fusão e as mudanças que ocorrem. 
Fusão: 108°C → Na​+ ​+ Cl​- 
2° Passo: ​verificar o que acontece no cátodo e no ânodo. 
Cátodo(-): Na​+​ + 1e​-​ → Na​0 
Ânodo(+): 2Cl​-​ → Cl​2​ + 2e​- 
3° Passo: igualar a equação para que haja o mesmo número de elétrons 
perdidos e recebidos na equação, multiplicando toda a primeira equação. 
Cátodo(-): Na​+​ + 1e​-​ → Na​0​ (2x) 
Ânodo(+): 2Cl​-​ → Cl​2​ + 2e​- 
--------------------------------------------- 
2NaCl → Na​0​ + Cl​2 
 
2. Eletrólise de solução - NaCl 
Na solução aquosa do NaCl é formado, através de dissociação iônica, o Na​+ e o 
Cl​-​: 
NaCl​(s)​ → Na​+​(aq) ​+ Cl​-​(aq) 
 
 
 
Em solução aquosa existe uma certa competição em eletrodos, e por isso é 
necessário decidir quem tem maior prioridade para ir pro cátodo ou pro ânodo, fazendo o 
processo de auto-ionização da água: 
 
H​2​O​(e)​ ←→ H​+​(aq) ​+ OH​-​(aq) 
 
Cátodo(-): 2H​+​(aq)​ + 2e​-​ → H​2(g) 
Ânodo(+): 2Cl​-​(aq) ​→ Cl​2(g) ​+ 2e​- 
 
Ao finalizar a equação sobram 3 produtos, gás hidrogênio no cátodo, gás cloro no 
ânodo e sobra o hidróxido de sódio. 
CONCLUSÃO 
Em virtude do trabalho realizado, pudemos não apenas concluir, mas também 
passar a compreender um pouco de alguns processos específicos dentro das indústrias 
e como são formadas algumas substâncias que estão presentes nas maiores 
ocasionalidades dentro de nossas vidas; em tarefas de casa, já que é da eletrólise que 
surgem substâncias como o cloro, usado em alvejantes e no tratamento de piscinas; 
meros adereços como bijuterias de prata, cobre; os carregadores de celulares ​– que são, 
por si só, um dos maiores e mais versáteis vícios da atualidade​. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
REFERÊNCIAS 
 
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Disponível em: <https://www.todamateria.com.br/combustao/>. Acesso em: 20 de 
novembro de 2019. 
 
CARDOSO, Mayara. “Corrosão - Reações Químicas”; ​InfoEscola​. Disponível em: 
<https://www.infoescola.com/quimica/corrosao/>. Acesso em: 21 de novembro de 2019. 
 
MAGALHÃES, Lana. “Eletroquímica: resumo, pilhas, eletrólise e exercícios”; ​Toda 
Matéria​. Disponível em: <https://www.todamateria.com.br/eletroquimica/>. Acesso em: 
24 de novembro de 2019. 
 
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. “Número de Oxidação (NOX)”; ​Mundo Educação​. 
Disponível em: <https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/numero-oxidacao-nox.htm>. 
Acesso em: 20 de novembro de 2019. 
 
MAGALHÃES, Lana. “Número de Oxidação (Nox) - Química”; ​Toda Matéria​. Disponível 
em: <https://www.todamateria.com.br/numero-de-oxidacao-nox/>. Acesso em: 18 de 
novembro de 2019. 
 
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "O que é combustão?"; ​Brasil Escola​. Disponível em: 
<https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-combustao.htm>. Acesso em: 
17 de novembro de 2019. 
 
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "O que é Eletroquímica?"; ​Brasil Escola​. Disponível 
em: <https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-eletroquimica.htm>. Acesso 
em: 17 de novembro de 2019. 
 
 
 
DIAS, Diogo Lopes. "O que é oxidação?"; ​Brasil Escola​. Disponível em: 
<https://brasilescola.uol.com.br/o-que-e/quimica/o-que-e-oxidacao.htm>. Acesso em: 20 
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FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Pilhas"; ​Brasil Escola​. Disponível em: 
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2019. 
 
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TV HEXAG. Química - Eletrólise Ígnea. 2015. (5m24s). Disponível em: 
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