Eletroquímica - slides (Resumo)

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ELETROQUÍMICA
A relação entre as reações químicas e a corrente 
elétrica é estudada por um ramo da química 
chamado 
ELETROQUÍMICA
ELETROQUÍMICA
PILHAS
Quando uma reação química de
óxido redução, espontânea,
produz energia elétrica teremos uma
PILHA ELETROQUÍMICA
Quando uma corrente elétrica 
provoca uma
reação química teremos uma
ELETRÓLISE
2016 AMARELA – QUESTÃO 78
2016 AMARELA – QUESTÃO 78
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Cu2+
Cu2+
Cu2+
Cu2+
ELÉTRONS
PONTE SALINA
CÁTIONSÂNIONS
E isto seria possível montando
um esquema do tipo representado a seguir 
Esta pilha baseia-se na seguinte reação: 
Zn + CuCuSO4 + ZnSO4
ou, na forma iônica
Zn + CuCu2+ + Zn2+
*
*
ELÉTRONS
DANIELL percebeu que estes elétrons poderiam ser 
transferidos do Zn para os íons Cu2+ 
por um fio condutor externo e, este movimento produzir uma 
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
ELÉTRONS
PONTE SALINA
CÁTIONSÂNIONS
À medida que a reação vai ocorrendo 
poderemos fazer as seguintes observações
O eletrodo de zinco vai se desgastando com
o passar do tempo 
O eletrodo de cobre terá sua massa aumentada 
Cu2+
Cu2+
Cu2+
Cu2+
A solução de ZnSO4 vai ficando mais concentrada
Zn2+
Zn2+Zn2+
Zn2+
A solução de CuSO4 vai ficando mais diluída 
Nas soluções teremos a passagem dos íons, em excesso, de 
um lado para o outro através da ponte salina 
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Cu2+
Cu2+
Cu2+
Cu2+
ELÉTRONS
PONTE SALINA
CÁTIONS
O pólo de onde saem os elétrons ocorrendo a 
oxidação chama-se
ANODO e corresponde ao PÓLO NEGATIVO
ÂNODO
O pólo onde chegam os elétrons ocorrendo a
redução chama-se
CATODO e corresponde ao PÓLO POSITIVO
CÁTODO
+
REPRESENTAÇÃO DE UMA PILHA
Uma pilha, segundo a IUPAC,
deve ser representada da seguinte forma:
Para a pilha de DANIELL
Zn0 Cu2+Zn2+ Cu0
M1 M2M1 M2
0 x+ y+ 0
c) Quem sofre oxidação?
d) Quem sofre redução?
e) Qual o eletrodo positivo ou cátodo?
f) Qual o eletrodo negativo ou ânodo?
g) Que eletrodo será gasto?
h) Qual dos eletrodos terá a sua massa aumentada?
2017 AMARELA – QUESTÃO 117
2017 AMARELA – QUESTÃO 117
2017 AMARELA – QUESTÃO 117
2017 AMARELA – QUESTÃO 117
2017 AMARELA – QUESTÃO 117
2017 AMARELA – QUESTÃO 117
2018 AMARELA – QUESTÃO 113 
2018 AMARELA – QUESTÃO 113 
2018 AMARELA – QUESTÃO 113 
2018 AMARELA – QUESTÃO 125 
2018 AMARELA – QUESTÃO 125 
2018 AMARELA – QUESTÃO 125 
2018 AMARELA – QUESTÃO 125 
2015 AMARELA – QUESTÃO 62 
2015 AMARELA – QUESTÃO 62 
2015 AMARELA – QUESTÃO 62 
Pilhas comerciais
Pilha seca (pilha de Leclanché)
O recipiente é constituído de Zn, atuando como ânodo.
Há um papelão poroso que separa o zinco dos demais materiais. O eletrodo
central é de grafita, e atua como cátodo. Existe uma pasta úmida que fica entre
os eletrodos que apresenta ZnCl2 e NH4Cl.
O cátodo é envolvido por uma camada de MnO2
A voltagem fornecida por essa pilha é 1,5V.
Semi reações:
Zn  Zn2+ + 2e-
2MnO2 + H2O + 2e-Mn2O3 + 2OH
-
NH4+ + OH- NH3 + H2O
A amônia se acumula ao redor do bastão de 
grafite, agindo como uma camada isolante, 
reduzindo a voltagem da pilha.
A pilha cessará quando todo MnO2 for consumido.
Pilha alcalina
É um aprimoramento da pilha de leclanché.
É uma pilha seca de Zn e MnO2, a solução eletrolítica é base forte 
(KOH). (Em leclanché utiliza-se NH4Cl e ZnCl2)
Sua voltagem também é de 1,5V, porém sua duração é cinco vezes
maior que a pilha seca de Leclanché.
- KOH não forma uma camada isolante
-O zinco não fica muito tempo exposto
ao meio ácido (NH4+)
Pilha de lítio
O ânodo é feito de metal lítio e o cátodo é de MnO2 ou cloreto
de sulfurila (SOCl2).
As pilhas de lítio apresentam uma alta voltagem: 3,4V.
Pilhas recarregáveis
As pilhas não-recarregáveis, que são aquelas utilizadas uma vez e
depois são descartadas, estas são chamadas de pilhas primárias.
Nessas pilhas os materiais de oxidação e de redução não permanecem
no ânodo e no cátodo, por isso é impossível reverter a situação.
As pilhas recarregáveis são aquelas que depois de utilizadas pode ser
recarregadas e utilizadas novamente, estas são chamadas de pilhas
secundárias.
Nessas pilhas os materiais de oxidação ficam no ânodo e os materiais
de redução permanecem no cátodo, sendo possível inverter as
reações.
Corrosão
É um fenômeno que está associado à ferrugem que é
aquela camada de cor marrom-avermelhada que geralmente se
forma em superfícies metálicas.
A ferrugem nada mais é do que o desgaste sofrido pelas
construções que representam os sinais de reações químicas.
Este fenômeno não ocorre somente com metais mas também
com outros materiais dentre eles os polímeros orgânicos, o
concreto, eletrodomésticos, grades, instalações industriais,
automóveis, etc.
É um processo resultante da ação do
meio sobre um determinado material,
causando sua deterioração.
Formação da Ferrugem
Reação anódica (oxidação): Fe ---> Fe2+ + 2e– (1)
Reação catódica (redução): 2H2O + 2e– ---> H2 + 2OH– (2)
Neste processo, os íons Fe2+ migram em direção à região catódica,
enquanto os íons OH - direcionam-se para a anódica.
Em uma região intermediária, ocorre a formação do hidróxido
ferroso:
Fe2+ + 2OH– ---> Fe (OH)2 (3)
3Fe(OH)2 ---> Fe3O4 + 2H2O + H2 (4)
Em meio com baixo teor de oxigênio, o hidróxido ferroso sofre a 
seguinte transformação:
3Fe(OH)2 ---> Fe3O4 + 2H2O + H2 (4)
Caso o teor de oxigênio seja elevado
2Fe(OH)2 + H2O + 1/2O2 ---> 2Fe(OH)3 (5)
2Fe(OH)3 ---> Fe2O3.H2O + 2H2O (6)
Produto final da corrosão (ferrugem): 
Fe3O4 (coloração preta) 
Fe2O3.H2O (coloração alaranjada ou castanho- avermelhada).
Ataque do concreto por agente externo
Essa corrosão também afeta a estabilidade e durabilidade
das estruturas, sendo muito rápida e progressiva.
Fatores:
mecânicos (vibrações e erosão),
físicos (variação de temperatura),
biológicos (bactérias) ou
químicos (em geral ácidos e sais).
Como minimizar os efeitos da corrosão?
Os processos mais empregados para a prevenção da corrosão
são a proteção catódica e anódica, os revestimentos e os
inibidores de corrosão.
A proteção catódica é a técnica que transforma a estrutura
metálica que se deseja proteger em uma pilha artificial,
evitando, assim, que a estrutura se deteriore (Dutra e
Nunes,1987).
A proteção de uma superfície metálica
Um procedimento possível para proteger o ferro da
corrosão em ambientes nos quais estejam exposto à agua e a
O2 é a galvanização.
Galvanizar o ferro ou o aço consiste em revesti-lo com
zinco metálico (como se fosse uma fina camada de tinta) para
evitar sua corrosão.
O zinco foi escolhido por ser um redutor mais forte que o ferro.
Zn2+ + 2e- Zn Eo = -0,76V
Fe2+ + 2e-  Fe Eo = -0,44V
O zinco também atua, com relação ao ferro, como se fosse o 
ânodo de uma pilha.
Se o ferro galvanizado fosse “riscado” e exposto ao ar e a
umidade, ele estaria sujeito a ser oxidado a Fe2+. Este seria
imediatamente reduzido pelo zinco, impedindo o aparecimento
da ferrugem.
Zn(s) + Fe2+(aq)  Fe(s) + Zn2+(aq)
Como o Zn tem mais facilidade para se oxidar ( pois tem
menor Eored) ele tende a se oxidar preferencialmente, mesmo que
o Fe esteja exposto.
Se a película protetora de Zn for danificada e o
ferro estiver exposto, o Zn atuará como metal de
sacrifício, ou seja, um metal propositadamente
colocado em contato com o ferro para que seja
oxidado em lugar dele, preservando-o.
O escurecimento de um objeto de prata se deve à
formação de uma película de Ag2S, na qual a prata está oxidada
(Ag+). A limpeza pode ser reduzindo-se Ag+ a Ago.
4 Ag (s) + 2H2S (g) + O2 (g)  2 Ag2S (s) + 2 H2O (l)
Talher Poluente do ar depósito preto
Para limpeza, utiliza-se pastas ou soluções que apresentem
alumínio em pó.
Eo red Al3+/Alo -1,68V
Eo red Ag+/ Ago +0,80V
2014 AMARELA – QUESTÃO 72 
2014 AMARELA – QUESTÃO 72 
2014 AMARELA – QUESTÃO72 
2009 AMARELA – QUESTÃO 15 
2012 AMARELA – QUESTÃO 84 
2015 AMARELA – QUESTÃO 72 
2015 AMARELA – QUESTÃO 72