Aula_07__eletroquimica

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ELETROQUÍMICA
OU 
REAÇÕES DE TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONSREAÇÕES DE TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS
Profa. Marcia M. Meier
QUÍMICA GERAL II
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Objetivo
Compreender:
�Balanceamento de equações redox em solução ácida e 
básica.
�Células galvânicas e potencial de célula padrão
�Espontaneidade de reação eletroquímica
Diagrama de célula� Diagrama de célula
�Energia livre de reação e constante de equilíbrio
�Equação de Nerst
�Eletrólise: potencial necessário para eletrólise
�Lei de Faraday
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Eletroquímica
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As baterias de íon lítio são recarregáveis.
Seu uso é ideal para baterias em função de :
� Baixa massa molar (6,9 g/mol) comparada ao chumbo (207,2 
g/mol).
A oxidação de 1 mol de Li (7g) � produz 1 mol de elétrons
A oxidação de 1 mol de Pb(207g) � produz 1 mol de elétrons
� Bateria de íons-lítio produze 3,7 Volts
� Bateria de chumbo produze ~2,0 Volts
� Baterias de íon-lítio podem ser descarregadas e carregadas.
Eletroquímica
O movimento ordenado dos elétrons 
por meio de um circuito constitui uma 
corrente elétrica que pode ser usada 
para acender uma lâmpada ou fazer um 
motor funcionar.
4
motor funcionar.
O deslocamento dos elétrons ocorre em 
função de uma diferença de potencial 
entre os eletrodos.
REAÇÕES REDOX
Relembrando:
H2O � H2(g) + ½ O2(g)
NOX: +1 -2 0 0 
H: reduziu 1e-
5
H: reduziu 1e-
O: oxidou, 2e-
Aumento do NOX = reação de oxidação, perda de elétrons
Diminuição do NOX = reação de redução, ganho de elétrons
Cu(s) + 2Ag+(aq) � Cu2+(aq) + 2Ag(s)
REAÇÕES REDOX
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Fio de cobre mergulhado em 
solução de nitrato de prata
Cu2+(aq) = azul
Ag(s) = branca
Tipos de Reações REDOX
a) Reações de Combustão
REAÇÕES REDOX
7
Tipos de Reações REDOX
b) Reações de combinação
REAÇÕES REDOX
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c) Reações de decomposição
Tipos de Reações REDOX
d) Reações de liberação
REAÇÕES REDOX
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Liberação de hidrogênio
Liberação de metal
Liberação de halogênio
Tipos de Reações REDOX
e) Reações em que o mesmo elemento é simultaneamente 
oxidado e reduzido:
REAÇÕES REDOX
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No balanceamento das reações redox deve-se balancear:
� MASSA
� NÚMERO DE ELÉTRONS
BALANCEAMENTO DE REAÇÕES REDOX
Exercício 1 
Balancei as reações iônicas abaixo seguindo os passos:
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Balancei as reações iônicas abaixo seguindo os passos:
1) Escreva as semirreações de oxidação e redução
2) Balancei cada semirreação quanto à massa
3) Balancei cada semirreação quanto ao número de elétrons de modo que os 
elétrons liberados sejam iguais aos elétrons recebidos.
4) Some as semirreações para obter a equação global, lembre-se de eliminar os 
reagentes e produtos que aparecem em ambos os lados da equação.
a) Al(s) + Cu2+(aq) � Al3+(aq) + Cu(s)
b) Al(s) + H+(aq) � Al3+(aq) + H2(g)
1) Identifique as espécies que sofrem oxidação e as que sofrem redução 
a partir das mudanças do NOX.
2) Escreva duas equações-base (não balanceadas) para as semi-reações
de oxidação e redução.
3) Balanceie todos os elementos nas duas semi-reações, EXCETO O 
OXIGÊNIO E O HIDROGÊNIO.
BALANCEAMENTO DE REAÇÕES REDOX EM 
SOLUÇÃO ÁCIDA
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OXIGÊNIO E O HIDROGÊNIO.
4) Em solução ácida: balanceie O pelo uso de H2O. 
Depois balancear H usando H+ do lado oposto.
5) Balanceie o número de elétrons.
6) Simplifique a aparência da equação pelo cancelamento das espécies
que aparecem em ambos os lados da equação e assegure que, nos
dois lados, os números de átomos e cargas foram balanceados.
Exemplo 1: MnO4
-(aq) + H2C2O4(aq) → Mn
2+(aq) + CO2(g)
Ácido oxálico
1) Identifique as espécies que sofrem oxidação e as que sofrem redução 
a partir das mudanças do NOX.
2) Escreva duas equações-base (não balanceadas) para as semi-reações
de oxidação e redução.
3) Balanceie todos os elementos nas duas semi-reações, EXCETO O 
OXIGÊNIO E O HIDROGÊNIO.
4) Em solução básica: balancei O pelo uso de H2O e 
BALANCEAMENTO DE REAÇÕES REDOX EM 
SOLUÇÃO BÁSICA
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4) Em solução básica: balancei O pelo uso de H2O e 
balancei H pelo uso de H2O e do outro lado OH
-
Observe que 1 mol H2O – 1 mol OH
- = 1 mol H
5) Balanceie o número de elétrons.
6) Simplifique a aparência da equação pelo cancelamento das espécies
que aparecem em ambos os lados da equação e assegure que, nos
dois lados, os números de átomos e cargas foram balanceados.
Exemplo 2: MnO4
-(aq) + Br-(aq) ���� MnO2 + BrO3
-(aq)22
BALANCEAMENTO DE REAÇÕES REDOX EM 
SOLUÇÃO BÁSICA
Exercício 1:
Balanceie a equação iônica global da reação do íon dioxovanádio (V), VO2
+, com 
zinco em solução ácida, formando VO2+. 
VO2
+ (aq) + Zn(s) � VO2+(aq) + Zn2+(aq) (não balanceada)
FAZER EM CASA
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Exercício 2:
Balancei a equação do alumínio metálico e água em meio básico.
Al(s) + H2O(l) � [Al(OH4]
-(aq) + H2(g)
Espécie 
reduzida
Espécie
Oxidada
Espécie 
reduzida
Espécie
Oxidada
Cl- (aq) F-(aq)
Ag(s) Ni(s)
Al(s) H2(g)
Exercício 3:
Complete a tabela 
inserindo a 
respectiva espécie 
oxidada:
Células galvânicas
Baterias são células galvânicas, pois geram energia elétrica 
espontaneamente a partir de reações químicas de oxi-redução.
Um célula galvânica contém:
� dois eletrodos – catodo e anodo, ou condutores metálicos que 
fazem o contato com o conteúdo da célula;
� um eletrólito, que é o meio condutor de cargas elétricas 
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� um eletrólito, que é o meio condutor de cargas elétricas 
(elétrons)
Exemplo clássico: Pilha de Daniell
Células galvânicas
• À medida que ocorre a oxidação, o Zn 
é convertido em Zn2+ e 2e-. Os 
elétrons fluem no sentido do anodo
onde eles são usados na reação de 
redução.
• Espera-se que o eletrodo de Zn perca
massa e que o eletrodo de Cu ganhe
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massa e que o eletrodo de Cu ganhe
massa.
• “Regras” para células voltaicas:
1. No anodo os elétrons são produtos
(oxidação).
2. No catodo os elétrons são reagentes
(redução).
3. Os elétrons não podem nadar.
Ponte salina: gel contendo NaNO3
Mantem a neutralidade das soluções e fecha o circuito.
Células galvânicas
Visão molecular dos processos do eletrodo
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Células galvânicas
Exemplo 3: 
Descreva como construir uma célula voltaica para gerar uma corrente elétrica 
usando a reação: 
Fe(s) + Cu2+(aq) � Cu(s) + Fe2+(aq)
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Observe que o metal atua como reagente ou 
produto e como meio para conduzir os 
elétrons!!
Células galvânicas
Células voltaicas com eletrodos inertes
Não é possível construir um 
eletrodo com um gás ou solução. 
Sólidos iônicos não tem 
resistência adequada e não são 
19
resistência adequada e não são 
condutores de elétrons.
Nas situações em que os 
reagentes e os produtos não 
podem servir como material de 
eletrodo, um eletrodo inerte ou 
quimicamente não reativo deve 
ser usado.
Características do eletro inerte: conduzir corrente elétrica, mas não sofrer 
oxidação ou redução (estável no meio reacional).
Células galvânicas
Células voltaicas com eletrodos inertes
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Eletrodo de carbono Eletrodo de platina
Células galvânicas
Células voltaicas com eletrodos inertes
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Exemplo 4:
Desenhe uma célula voltaica envolvendo as seguintes semirreações:
ClO- (aq) + H2O(l) + 2 e
- � Cl- (aq) + 2OH-(aq)
Fe(s) � Fe2+(aq) + 2e-
Diagrama de célula
A pilha formada pelo eletrodo 
Zn | Zn2+ (aq) (1M) e Cu | Cu2+ (aq) (1M) 
tem a representação:
Zn(s) |||| Zn2+ (aq) (1M) |||| |||| Cu2+ (aq) (1M) |||| Cu(s)
22
Zn(s) |||| Zn2+ (aq) (1M) |||| |||| Cu2+ (aq) (1M) |||| Cu(s)
O símbolo |||| representa as interfaces ou junções. Nesta representação, o
ânodo é colocado à esquerda. Quando existe ponte salina, tem-se o 
símbolo |||| |||| . É mostrada a seguir a fórmula completa do soluto em cada 
compartimento incluindo a concentração:
Zn(s) |||| ZnSO4(aq) (1M) |||| |||| CuSO4(aq) (1M) |||| Cu(s)
Anodo Catodo
Diagrama de célula
Quando existe um metal inerte como eletrodo, escreve-se este como 
componente externo:
Exemplo: Eletrodo de hidrogênio com platina (Pt):
H+ (aq)|||| H2(g) |||| Pt(s)
232
Redução – ocorre no cátodo, platina é representada na extremidade 
direita do diagrama da célula.
Ou
Pt(s) |||| H2(g) |||| H+ (aq)
Oxidação – ocorre no anodo, platina é representada na extremidade 
esquerda do diagrama da célula.
Diagrama de célula
Exemplo 5:
Balancei e escreva o diagrama de célula para as seguintes reações:
a) Fe3+(aq) + H2(g) � Fe
2+(aq) + H+(aq)
b) Cu(s) + Ag+(aq) � Cu2+(aq) + Ag(s)
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b) Cu(s) + Ag+(aq) � Cu2+(aq) + Ag(s)
Exercício 6:
Determine as semirreações de oxidação e redução e a equação 
química global para a seguinte célula eletroquímica:
Pt |||| H2(P = 1 bar)) |||| H+(aq, 1,0 M) |||| |||| Br-(aq, 1,0 M) |||| AgBr(s) |||| Ag(s)
FAZER EM CASA
Potencial de célula
Disciplina de Química Geral 
Profa. Marcia Margarete Meier
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• O fluxo de elétrons do anodo para o catodo é espontâneo.
• Os elétrons fluem do anodo para o catodo porque o catodo tem uma 
energia potencial elétrica mais baixa do que o anodo.
• A diferença de potencial entre o anodo e catodo: é a diferença no 
potencial elétrico. É medida em volts.
• Potencial de célula: Ecel é a força eletro motriz (fem) de uma célula.
• Para soluções 1 mol/L a 25 °C (condições padrão), a fem padrão (potencial padrão da
C 1
J 1
 V 1 =
Potencial de célula
• Para soluções 1 mol/L a 25 °C (condições padrão), a fem padrão (potencial padrão da
célula) é denominada E°cel.
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Disciplina de Química Geral 
Profa. Marcia Margarete Meier
Potenciais-padrão da células
• Existem uma infinidade de combinações de agentes redutores e agentes oxidantes que
podem gerar força eletro motriz (força que causa deslocamento de elétrons). Poderia-se 
tabelar todos os valores de possíveis combinações de catodos/anodos.
• Entretanto, atribuiu-se um potencial para cada semi célula individualmente.
• MAS, SEMPRE A OXIDAÇÃO OCORRE JUNTO COM REDUÇÃO (DUAS SEMI REAÇÕES)????
Potencial de célula
• MAS, SEMPRE A OXIDAÇÃO OCORRE JUNTO COM REDUÇÃO (DUAS SEMI REAÇÕES)????
• Não é possível medir o Eo de uma semireação individualmente!
• Mas, se considerarmos uma reação padrão com Eo = 0 V, todas as demais semi reações
poderão ser determinadas em relação a esta.
• REFERÊNCIA: semi reação de redução do H+(aq):
• Para o EPH (eletrodo padrão de hidrogênio), determinamos
2H+(aq, 1 mol/L) + 2e- → H2(g, 1 atm) Eo = 0 V
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Disciplina de Química Geral 
Profa. Marcia Margarete Meier
Potenciais-padrão da célula
• As semi reações são tabeladas no sentido da redução.
• Os potenciais padrão de redução, E°red são medidos em relação ao eletrodo 
padrão de hidrogênio (EPH).
Potencial de célula
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Disciplina de Química Geral 
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cátodo ânodo
Potencial de célula
As substâncias foram testadas com o eletrodo padrão de hidrogênio e os 
valores do potencial gerado foram registrados e tabelados.
Série eletroquímica
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Disciplina de Química Geral 
Profa. Marcia Margarete Meier
� Traz os valores de potencial padrão para diversas substâncias químicas, sempre 
no sentido de Redução.
� Como o potencial padrão do H é considerado zero, é possível combinar todos os 
elementos entre si e calcular o potencial padrão para estas novas células 
eletroquímicas.
Potencial de célula
Reação direta é 
espontânea
Agente oxidante mais forte
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Disciplina de Química Geral 
Profa. Marcia Margarete Meier
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Disciplina de Química Geral 
Profa. Marcia Margarete Meier
Reação inversa é
espontânea
Agente redutor mais forte
Espontaneidade
Lembre-se que:
� A reação entre qualquer substancia à esquerda nessa tabela (um agente oxidante) 
e qualquer substancia à direita localizada mais abaixo que ela ( um agente redutor) é 
produto-favorecida. Essa regra tem sido chamada de regra noroeste-sudeste.
Por exemplo: 
Zn pode reduzir Fe2+, H+ Cu2+ e I2
Mas dentre estas espécies, Cu reage somente com I .Mas dentre estas espécies, Cu reage somente com I2.
Cu não reage com Fe2+, H+
Espontaneidade
Por exemplo: 
Cu não reage com Fe2+, H+
Espontaneidade
Exercício 7:
Responda se as reações abaixo são produto-favorecidas (espontâneas). Caso sim, 
complete e balancei a reação química com os produtos formados, identifique os 
agentes oxidante e redutor, quais espécies estão no cátodo e quais estão no ânodo :
a) Al3+ + Mg(s) �
b) Ag+(aq) + Ni(s) �b) Ag+(aq) + Ni(s) �
c) I-(aq) + Cu2+(aq) �
d) I-(aq) + Cu(s) �
e) I2(aq) + Cu(s) �
f) H+(aq) + Fe(s) �
g) H+(aq) + Zn(s) �
h) H+(aq) + Fe2+(aq) �
i) H+(aq) + Zn2+(aq) �
j) H2(g) + Zn
2+(aq) �
k) H2(g) + Fe
2+(aq) �
Termodinâmica e Eletroquímica
Como avaliar a espontaneidade de uma reação REDOX?
�1ª Lei da termodinâmica: ∆E = q + w
�Idealmente, considera-se que na reação REDOX não há calor 
envolvido, portanto, E = wenvolvido, portanto, E = w
�A célula voltaica terá diminuição da energia interna ao realizar a 
reação REDOX e geração de trabalho elétrico (deslocamento de 
elétrons).
�O trabalho máximo gerado na vizinhaça é
Wmax = nFE
Onde n = mon de elétrons transferidos
F = constante de Faraday = 96.485 C/mol de elétrons
E = Diferença de potencial da célula voltaica
Termodinâmica e Eletroquímica
Como avaliar a espontaneidade de uma reação REDOX?
Wmax = nFE
A energia livre de Gibbs do sistema é o trabalho 
máximo que um sistema pode realizar. Portanto,
∆G = -nFE
O sinal negativo se deve a trabalho saindo do sistema!
Se o processo ocorrer em condições padrão:
∆Go = -nFEo
∆G<0 quando Eo >0 ���� Espontâneo
Potencial de célula
∆G<0 quando Eo >0 ���� Espontâneo
Exemplo 8:
Considere que um fio de cobre foi mergulhado em uma solução contendo 
sulfato de cobre (Cu2+(aq)). Será que ocorrerá reação espontânea?sulfato de cobre (Cu2+(aq)). Será que ocorrerá reação espontânea?
1) Escreva as semirreações de oxidação e redução;
2) Escreva ao lado de cada semirreação o potencial, lembrando de 
inverter o sinal caso a semirreação inversa tenha sido escrita
3) Some as duas semirreções, eliminando o que está igual nos produtos e 
reagentes.
4) Some os potenciais da duas semirreações, obtendo o Potencial de 
célula (Eocel ou a diferença de potencial, DDP.
5) Determine a variação da energia livre de Gibbs.
Forças Relativas de Oxidantes e 
Redutores
Exemplo 9:
Use a tabela de potenciais de redução padrão para responder os seguintes itens:
a) Classificar os halogênios na ordem de suas forças como agentes oxidantes.
b) Decidir se o peróxido de hidrogênio (H2O2) em solução ácida é um agente oxidante 
mais forte que Cl2.mais forte que Cl2.
c) Decidir qual dos halogênios é capaz de oxidar o ouro metálico a Au3+(aq).
Resposta:
a) F2>Cl2>Br2>I2
b) Peróxido de hidrogênio é um agente oxidante mais fraco que F2, porém mais forte 
que Cl2.
c) Somente F2 é capaz de oxidar ouro a Au
3+(aq).
Células Eletroquímicas fora das 
condições padrões
Esta reação irá ocorrer e gerará uma DDP de 0,777 V se as concentrações forem 1 M.
Será que as concentrações afetam o Ecel?
Células Eletroquímicas fora das 
condições padrões
Vimos que,
Sabe-se que: ∆G = ∆Go + RT lnQ
∆Go = -nFEo ∆G = -nFE
-nFE = -nFEo + RT lnQ-nFE = -nFEo + RT lnQ
reescrevendo
Equação de Nernst:
Fator de correção
Células Eletroquímicas fora das 
condições padrões
Exercício 10:
Qual é o potencial de célula de Daniell com uma concentração de sulfato de cobre 
(II) 0,0050 mol/L e uma concentração de sulfato de zinco de 0,10 mol/L a 298 K ?
Resposta:
Q = produtos/ reagentes = 0,10/0,0050 = 20Q = produtos/ reagentes = 0,10/0,0050 = 20
Eo cel = 1,10 V
Ecel = 1,10 – 0,038 = 1,06 V
Equilíbrio Químico e Ecel
Quando o equilíbrio é atingido, não existe mais alteração na concentração de 
produtos e reagentes e não há mais fluxo de elétrons.
Equilíbrio Químico e Ecel
Exemplo 11:
Determine a constantede equilíbrio para a reação da Pilha de 
Daniell.
Resposta:
lnK = 85,7 , K = 1,6 x 1037
Resumindo
Eletrólise
�As reações redox que tem energia livre de reação 
positiva não são espontâneas.
�Mas, a eletricidade pode ser usada para fazê-las 
ocorrer.
�Por exemplo:
�Não são comuns reações químicas espontâneas que �Não são comuns reações químicas espontâneas que 
formem gás fluor (F2) a partir de fluoreto (F
-), 
abundante na natureza.
�Somente em 1886, o químico francês Henri Moissan
conseguiu forçar a reação pela passagem de uma 
corrente elétrica através de uma mistura anidra fundida 
de fluoreto de potássio. Halogênios obtidos por eletrólise:
F2, Br2, I2
Eletrólise
�A eletrólise é o processo de forçar uma reação a ocorrer na direção não 
espontânea pelo uso da corrente elétrica.
� A metalurgia usa deste método ao extrair minerais e transformar sais em 
espécies reduzidas (especialmente metais são fabricados).
�O potencial fornecido a uma célula eletrolítica deve ser no mínimo da 
dimensão do potencial da reação a ser revertida. 
�Se há na solução mais de uma espécie que pode ser reduzida, a espécie 
que exige menor potencial aplicado irá reagir.
Eletrólise
Por exemplo:
A obtenção de sódio metálico e gás cloro ocorre pela eletrólise de NaCl.
fundido
2Cl- � Cl2 (g) + 2 e-2Na
+(l) + 2e- � 2Na(l)
Global: 2Na+(l) + 2Cl- ���� Cl2 (g) + 2Na(l) E > 4,1 V
Eletrólise
Agora, suponha que a eletrólise será realizada utilizando NaCl dissolvido em 
água....
Espécies envolvidas: H2O, Na
+, Cl-
Possíveis reações:
Água oxidar: 2H2O(l) � O2(g) + 4H
+(aq) + 4 e- E = -1,23 V
Água reduzir: 2H2O(l) + 2e- � H2(g) + 2OH
-(aq) E = - 0,828 V
Sódio reduzir: Na+(aq) + e- � Na(s) E = -2,71 V
Cloreto oxidar: 2Cl-(aq) � Cl2(g) E = -1,36 V
?
Eletrólise
Para avaliar quais espécies irão reagir, devemos combinar os pares REDOX. 
Aquele com menor valor de potencial, irá ocorrer.
Espécies envolvidas: H2O, Na
+, Cl-
Possíveis reações:
1)Água oxidar: 2H2O(l) � O2(g) + 4H
+(aq) + 4 e- E = -1,23 V
2)Água reduzir: 2H2O(l) + 2e- � H2(g) + 2OH
-(aq) E = - 0,828 V
3)Sódio reduzir: Na+(aq) + e- � Na(s) E = -2,71 V
4)Cloreto oxidar: 2Cl-(aq) � Cl2(g) + 2e- E = -1,36 V
1 e 3 � E cel = -3,94V
2 e 4 � E cel = -2,59V
3 e 4 � E cel = -4,07 V
Eletrólise
Para avaliar quais espécies irão reagir, devemos combinar os pares REDOX. 
Aquele com menor valor de potencial, irá ocorrer.
Espécies envolvidas: H2O, Na
+, Cl-
Possíveis reações:
1)Água oxidar: 2H2O(l) � O2(g) + 4H
+(aq) + 4 e- E = -1,23 V
2)Água reduzir: 2H2O(l) + 2e- � H2(g) + 2OH
-(aq) E = - 0,828 V
3)Sódio reduzir: Na+(aq) + e- � Na(s) E = -2,71 V
4)Cloreto oxidar: 2Cl-(aq) � Cl2(g) + 2e- E = -1,36 V
1 e 3 � E cel = -3,94V
2 e 4 � E cel = -2,59V
3 e 4 � E cel = -4,07 V
Eletrólise
Exercício 12: Considere a eletrólise de NaI dissolvido em água e determine 
qual reação irá ocorrer na eletrólise. Escreva a equação Global.
Espécies envolvidas: H2O, Na
+, I-
Possíveis reações:
1)Água oxidar: 2H2O(l) � O2(g) + 4H
+(aq) + 4 e- E = -1,23 V2 � 2
2)Água reduzir: 2H2O(l) + 2e- � H2(g) + 2OH
-(aq) E = - 0,828 V
3)Sódio reduzir: Na+(aq) + e- � Na(s) E = -2,71 V
4)Iodeto oxidar: 2I-(aq) � I2(g) + 2e- E = - 0,535 V
1 e 3 � E cel = -3,94V
2 e 4 � E cel = -1,36V
3 e 4 � E cel = -3,24 V
Eletrólise
Exercício 13: Calcule o Eocel para a eletrólise de NaF, NaCl, NaBr e NaI em meio
aquoso e determine qual a ordem de facilidade em obter os respectivos
halogênios.
Resposta:
Para o F- a reação no ânodo envolve a oxidação da água, 2H2O(l) � O2(g) +
4H+(aq) + 4 e- . Portanto, Eocel = -3,7 V
Para Cl-, Br- e I- a reação no catodo envolve a redução da água, 2H2O(l) + 2e- �
H2(g) + 2OH
-(aq)
Para Cl- Eocel = -2,59 V
Para Br- Eocel = -1,90 V
Para I- Eocel = -1,36 V
Facilidade em transformar o halogênio iônico na forma oxidada.
I-> Br-> Cl-> F-
Eletrólise
Exercício 14: Continuando do exercício 13, se todos estes sais estivessem
misturados em um único recipiente contendo água e se aplicasse as voltagens
abaixo, quais sais iriam reagir?
a) 1,40 V R: somente I-
b) 2,0 V R: I- e Br-
c) 3,0 V R: I-, Br- e Cl-
d) 4,0 V R: todos os sais.d) 4,0 V R: todos os sais.