ELETROQUÍMICA
A matéria é constituída de partículas
eletricamente carregadas; assim, não é
surpreendente que seja possível converter a energia
química em energia elétrica e vice-versa???
Eletroquímica
É a parte da Química que estuda a
relação entre a corrente elétrica e as
reações químicas.
Energia química
pilhas
eletrólise
energia elétrica
Células galvânicas ou eletroquímicas
Um dispositivo que permite a interconversão de energia
química e elétrica
1. Pilhas: a energia química é convertida em energia
elétrica. Neste caso a reação química é
espontânea.
2. Células eletrolíticas: a energia elétrica é convertida
em energia química. Neste caso a energia elétrica
de uma fonte externa é utilizada para produzir
reações químicas.
REVISANDO...
NÚMERO DE
OXIDAÇÃO
REVISANDO...
Regras para atribuição de nox
1. O nox de cada átomo em uma substância simples é sempre igual a zero.
2. O nox de um íon monoatômico é sempre igual à sua própria carga.
3. Num íon composto, o somatório dos nox é igual à carga do íon.
4. A soma dos nox de todos os átomos constituintes de um composto
iônico ou molecular é sempre igual a zero.
5. Existem elementos que apresentam nox fixo em seus compostos.
 Metais alcalinos (família IA – Li, Na, K, Rb, Cs, Fr): seu nox é sempre
igual a +1.
Metais alcalino-terrosos (família IIA –Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra): seu nox é
sempre igual a +2.
Os metais prata (Ag) zinco (Zn) alumínio (Al): Ag = +1 Zn = +2 Al = +3
 O elemento flúor (F), por ser o mais eletronegativo de todos os
elementos, sempre terá a tendência de receber um elétron;
consequentemente, seu nox será sempre igual a -1.
6. O nox do elemento hidrogênio pode ser +1 e -1.
 O nox do hidrogênio será +1 quando ele estiver ligado a um elemento
mais eletronegativo e será -1 quando estiver ligado a um elemento mais
eletropositivo.
7. O nox do oxigênio (O), na maioria dos compostos, é igual a 2.
 Quando o oxigênio se liga ao flúor, originando o composto
OF2, o oxigênio apresenta nox igual a +2, pois o flúor sempre
apresenta nox igual a -1 e a soma dos nox deve ser sempre
igual a zero.
 Quando o elemento oxigênio participa de compostos binários,
denominados peróxidos, o seu nox será igual a -1. É fácil
descobrir se o nox do oxigênio no composto binário é -1, pois
estará ligado a um elemento que possui sempre nox fixo (grupos
IA e IIA), logo, ele será a incógnita.
8. Os halogênios apresentam nox igual a -1 quando combinados
com metais ou hidrogênio, em compostos binários.
DETERMINAÇÃO DO NOX
1) Como descobrir o número de oxidação do fósforo na
substância H3PO4?
Como o hidrogênio está ligado a elementos mais
eletronegativos, seu
nox é +1, enquanto que o nox do oxigênio é -2. Sabendo que
o somatório
dos nox de todos os átomos deverá ser igual a zero, podemos
determinar
o nox do fósforo ( P ) através da equação:
3 · (+1) + x + 4 · (- 2) = 0
onde x representa a carga apresentada pelo fósforo na
substância. Resolvendo a equação: x = + 5
2) Vamos determinar o nox do enxofre no composto iônico
Al2(SO4)3, sabendo que são conhecidos os nox : Al = +3 e O = 2
Denominando de x a carga do enxofre, teremos a equação: 2 ·
(+3) + 3 x + 12 · (-2) = 0
Resolvendo a equação determinamos x como sendo +6.
REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO
Reações que se caracterizam pela transferência de elétrons.
Zn0 + CuSO4
ZnSO4 + Cu0
Lâmina de Zn
Zn
15 a 20 minutos
Solução aquosa de CuSO4
Solução com menos CuSO4
e um pouco de ZnSO4
Depósito de Cu
Semi-reações: expressam as duas contribuições de
uma reação redox completa
Oxidação: Fe(s) → Fe2+ + 2eRedução: Mg2+ (aq)+ 2e- → Mg(s)
PILHAS
É um dispositivo onde uma reação de óxido-redução
espontânea produz corrente elétrica.
Neste caso, o Zn0 entrega os elétrons ao Cu2+ através
de um fio externo – teremos a chamada pilha de Daniell.
HISTÓRICO
Luigi Aloisio Galvani (1737-1798): criou uma teoria admitindo a existência
de uma eletricidade animal
Alessandro Volta (1745 -1827): a eletricidade tem origem nos metais. Criou a
1ª pilha em 1800. Precursor da produção de eletricidade em fluxo contínuo.
Ele empilhou alternadamente discos de zinco e de cobre, separando-os por pedaços de
tecido embebidos em solução de ácido sulfúrico.
A pilha de Volta, produzia energia elétrica sempre que um fio condutor era ligado aos
discos de zinco e de cobre, colocados na extremidade da pilha.
John Frederic Daniell (1790 – 1845): substituiu, nas pilhas, as
soluções ácidas pelas soluções de sais.
Em 1836, John Frederick Daniell construiu uma pilha com eletrodos de cobre e zinco
em uma cela individual e um tubo que ligava as soluções salinas (ponte salina). Esta pilha ficou
conhecida como pilha de Daniell.
Funcionamento da pilha:
 Semelhante a de Volta: possuem os mesmos eletrodos;
 Diferenças em relação a de Volta: os eletrodos estão em compartimentos separados, e a
utilização da ponte de salina, que é responsável pelo fechamento do circuito elétrico.
Denominações dos materiais utilizados nas pilhas
Ânodo: eletrodo que emite elétrons para o circuito externo
Cátodo: eletrodo que recebe elétrons do circuito externo
Ponte de salina: permite a movimentação de íons de uma
cela para outra, nos dois sentidos
Representação convencionada pela IUPAC para as
pilhas
Ânodo/Solução do ânodo//Solução do cátodo/Cátodo
Zn0(s)|Zn2+ (1mol/L) || Cu2+ (1 mol/L) |Cu0(s) (25 0C)
Exercício de sala...
Sabendo que o metal cobalto pode ceder elétrons
espontaneamente para os íons Au3+, e considerando a pilha:
Cu0(s) | Cu2+ (1mol/L) || Al3+ (1mol/L) | Al0 (s) (25 0C)
responda as seguintes perguntas:
a) Quais as semi-reações? Qual a reação global do processo?
b) Quem se oxida? Quem se reduz?
c) Qual é o eletrodo positivo? Qual é o eletrodo negativo?
d) Em que sentido fluem os elétrons pelo fio?
e) Qual eletrodo será gasto? Qual tera a sua massa aumentada?
Exercício de sala...
Sabendo que o metal ferro pode ceder elétrons
espontaneamente para os íons Mg2+, e considerando a pilha:
Fe0(s) | Fe2+ (1mol/L) || Mg2+ (1mol/L) | Mg0 (s) (25 0C)
responda as seguintes perguntas:
a) Quais as semi-reações? Qual a reação global do processo?
b) Quem se oxida? Quem se reduz?
c) Qual é o eletrodo positivo? Qual é o eletrodo negativo?
d) Em que sentido fluem os elétrons pelo fio?
Potencial do eletrodo
É a tendência em deslocar o equilíbrio da reação para o
sentido da oxidação ou redução, é simbolizado por E.
Eoxid
Ered
Fatores que interferem no potencial do eletrodo:
Temperatura
Maior temperatura do eletrodo  maior tendência a perder elétrons  maior Eoxid
Concentração dos íons da solução
Menor Eoxidmaior Eredmaior tendência a receber e-maior conc. cátions
Medida de potencial do eletrodo
A medida do potencial do eletrodo é efetuada nas seguintes condições
- Temperatura de 25 0C;
- Concentração da solução igual a 1 molar;
- Pressão de 1 atm.
O valor medido é o potencial normal do eletrodo, simbolizado por E0.
O potencial padrão de hidrogênio é o referencial usado para
medida de potencial do eletrodo e a unidade de medida
convencional para potencial elétrico é o volt (V).
Eletrodo padrão de hidrogênio
- Solução 1M de um ácido;
- Fluxo de gás hidrogênio, p = 1 atm e T = 25 0C;
- Lâmina de platina (absorve este gás na superfície do metal)
2H+ + 2e-
H2(g)
Ao eletrodo padrão de hidrogênio associou-se o valor nulo.
Então, para medir o potencial normal do eletrodo de zinco, basta
ligá-lo ao eletrodo padrão em uma montagem semelhante a pilha de
Daniell
Medida do potencial do eletrodo
Para o eletrodo de zinco:
O voltímetro acusa uma ddp de 0,76V e indica que o movimento dos
elétrons é do eletrodo Zn0/Zn2+ para o eletrodo padrão.
Eletrodo Zn0/Zn2+ : E0oxid = +0,76 V
E0red = -0,76 V
Eletrodo padrão : E0oxid = 0 V
Para o eletrodo de cobre:
O voltímetro acusa uma ddp de 0,34V e indica que o movimento dos
elétrons é do eletrodo padrão para o eletrodo Cu0/Cu2+.
Eletrodo Cu0/Cu2+ : E0red = +0,34 V
E0oxid = -0,34 V
Eletrodo padrão : E0red = 0 V
Exercício de sala...
1) Considere os potenciais das semi-reações, abaixo:
Cu2+ + 2e-  Cu0
Fe2+ + 2e-  Fe0
E0red = + 0,34 V
E0red = - 0,44 V
a) Qual deles se reduz mais facilmente?
b) Qual deles se oxida mais facilmente?
c) Qual o melhor agente redutor?
d) Qual o melhor agente oxidante?
e) Qual o valor do ∆E0 da pilha?
2) Considere a célula eletroquímica abaixo e os
potenciais das semi-reações:
a) Qual deles se reduz mais facilmente?
b) Qual deles se oxida mais facilmente?
c) Qual o agente redutor?
d) Qual o agente oxidante?
e) Qual o valor do ∆E0 da pilha?
3) Com base no diagrama da pilha:
Ba0 / Ba2+ // Cu 2+ / Cu0
E nos potenciais-padrão de redução das semireacões:
Ba0 → Ba2+ + 2e– E0 = –2,90 volt
Cu0 → Cu+1 + 1e– E0 = +0,52 volt
Qual a diferença de potencial da pilha:
a) + 2,38 volts. b) – 2,55 volts. c) + 3,42 volts. d) –
3,42 volts. e) – 2,38 volts.
4) A corrosão eletroquímica opera como uma pilha. Ocorre uma
transferência de elétrons quando dois metais de diferentes potenciais
são colocados em contato. O zinco ligado à tubulação de ferro, estando
a tubulação enterrada – pode-se, de acordo com os potenciais de
eletrodo –, verificar que o anodo é o zinco, que logo sofre corrosão,
enquanto o ferro, que funciona como cátodo, fica protegido.
Dados: potenciais-padrão de redução em solução aquosa:
Temperatura = 25ºC; pressão = 1 atm; concentração da solução no
eletrodo = 1,0 M
Semi reação Δ Eº (volt)
Zn2+ + 2e → Zn(s) – 0,763 V
Fe2+ + 2e → Fe(s) – 0,440 V
Assinale a equação global da pilha com a respectiva ddp da mesma:
a) Fe2+ + 2e → Zn2+ + 2e ΔE = + 0,232V
b) Zn + Fe2+ → Zn2+ + Fe ΔE = + 0,323V
c) Fe2+ + Zn → Zn + Fe2+ ΔE = – 0,323V
d) Fe + Zn → Zn2+ + Fe2+ ΔE = + 0,323V
Cálculo da ddp (E0) ou força eletromotriz (fem)
E0 = E0oxid + E0red
Assim, para a pilha de Daniell, temos:
Eletrodo Zn0/Zn2+ : E0oxid = +0,76 V
Eletrodo Cu2+/Cu0 : E0red = +0,34 V
E0 = +0,76 + 0,34 = 1,10 V
Pilha e espontaneidade
As reações que ocorrem em uma pilha são espontâneas, pois
basta montar a aparelhagem para que o processo se efetue por si próprio.
Em um processo espontâneo, o valor de E0 é sempre positivo.
Isto nos permite prever a ocorrência de reações de oxirredução.
Verifique se ocorre a seguinte reação:
Cu0 + Fe2+  Cu2+ + Fe0
Na tabela de potenciais observa-se que:
Cu2+ + 2e-  Cu0
Fe2+ + 2e-  Fe0
E0red = + 0,34 V
E0red = - 0,44 V
E0 = E0oxid + E0red
= - 0,34 – 0,44 = - 0,78 V
Como E0 < 0, o processo não
é espontâneo, e a reação não
ocorre
Exercício de sala...
1. Dê a equação global e calcule a diferença de potencial de
uma pilha com eletrodos de magnésio e chumbo. A seguir,
faça um esquema da montagem dessa pilha, indicando o
ânodo e o cátodo.
Dados: Mg2+(aq) + 2e- → Mg(s)
E0 = -2,37 V
Pb2+ (aq) + 2e- → Pb (s)
E0 = -0,13 V
2. Verifique se a reação, a seguir representada é espontânea:
Co0 + FeSO4  CoSO4 + Fe0
Dados: Co2+(aq) + 2e- → Co (s) E0 = -0,28 V
Fe2+(aq) + 2e- → Fe (s) E0 = +0,44 V
3.Calcule a ddp de uma pilha com eletrodos de alumínio e cobre.
Quem se oxida e quem se reduz?
Dados: Al3+ (aq) + 3e- → Al (s)
E0 = -1,66
Cu2+ (aq) + 2e- → Cu (s) E0 = +0,34
3.Dada
a
seguinte
representação
de
pilha:
Al0(s)|Al3+(1mol/L)||Fe2+(1mol/L)|Fe0(s) (250C).
Dados: Al3+ (aq) + 3e- → Al (s)
E0 = -1,66
Fe2+(aq) + 2e- → Fe (s) E0 = +0,44 V
a) Escreva as semi-reações balanceadas
b)Considerando uma solução de sulfato dos respectivos metais,
que solução ficará concentrada e qual ficará diluída?
ELETRÓLISE
Fenômeno contrário ao da pilha. Um processo não espontâneo
provocado pela corrente elétrica (E0 < 0).
É uma reação de oxi-redução provocada pela corrente elétrica.
Para este processo inverso, têm-se que fornecer uma grande
quantidade de energia (elétrica), que irá promover a descarga dos
íons do cátodo para o ânodo.
Formas de eletrólise:
Eletrólise ígnea: fusão de uma substância iônica
Eletrólise em meio aquoso: dissociação ou ionização da
substância em meio aquoso.
ELETRÓLISE
No processo da eletrólise há:
Um circuito elétrico
Um gerador elétrico
Uma célula eletrolítica
Gerador
entrada de eléltrons
Eletrodo negativo ou catodo
+
saída de eléltrons
Eletrodo positivo ou anodo
Célula eletrolítica
ELETRÓLISE
Nas pilhas
Na eletrólise
cátodo
anodo
É o polo +
ocorre reduções
É o polo ocorre reduções
É o polo ocorre oxidações
É o polo +
ocorre oxidações
GALVANIZAÇÃO
É uma das aplicações práticas da
eletrólise.
Consiste na deposição de finas
películas de metais sobre peças
metálicas ou plásticas
A galvanoplastia é a
tecnologia responsável pela
transferência de íons
metálicos de uma dada
superfície sólida ou meio
A galvanização é um processo para
proteção contra corrosão de peças de
aço ou ferro fundido, altamente durável
e de baixo custo.
líquido denominado eletrólito,
para outra superfície, seja ela
metálica ou não.
Corrosão
Uma deterioração dos metais provocada por processos
eletroquímicos.
O ferro, por exemplo, enferruja por que se estabelece uma
“pilha” entre um ponto e outro do objeto de ferro.
Reação no anodo: 2Fe  2Fe3+ + 6eReação no catodo: 3/2O2 + 3H2O + 6e-  6OHReação global: 2Fe + 3/2O2 + 3H2O  2Fe(OH)3
Na formação da ferrugem:
A presença do ar e da umidade são fundamentais
A presença, no ar, de CO2, SO2 e outras substâncias ácidas
acelera a corrosão
Ambientes salinos aceleram a corrosão
Corrosão de outros metais
O cobre
e algumas ligas: recoberto por uma camada esverdeada
Cu+O2+H2O+CO2 CuO.xH2O+Cu(OH)2.xH2O+CuCO3.xH2O+outros comp.
azinavre
A prata: película superficial escura
Ag + H2S + O2 + compostos sulfurados  Ag2S + outros compostos
Materiais que resistem a corrosão
Materiais utilizados em próteses ortopédicas:
Aço inoxidável, platina e titânio: resistem bem aos
efeitos da corrosão.
Alumínio
Apesar de ter um potencial de oxidação elevado
ocorre a apassivação do alumínio
Proteção contra corrosão
 Pintura (mais comum)
-lixar o metal (para eliminar a película de ferrugem já formada);
-tinta a base de zarcão (Pb3O4);
-Tintas especiais.
 Revestimento com a película de zinco (folhas de zinco ou chapas
galvanizadas).
Adição da chapa de aço em Zn derretido ou depósito de zinco sobre o ácido
por meio de eletrólise.
Obs.: chapas de aço podem ainda ser protegidas por uma película de
estanho, dando origem à lata comum (fabrico de latas de conserva).
Proteção contra corrosão
 Metal de sacrifício: associação de um metal mais reativo na
estrutura. Este metal será corroído mais depressa, retardando a
corrosão do metal de interesse
Exemplo: A corrosão de canalizações de água, oleodutos e tanques
subterrâneos, constituídos de aço ou ferro, podem ser retardadas
ligando blocos de magnésio, que será corroído mais depressa.