Química A – Prof Marcus
Eletroquímica.
Células Eletroquímicas: São reações de
Oxirredução.
Galvânicas: Energia Química em Energia Elétrica
Eletrolítica: Energia Elétrica em Energia Química
• Otto em XVII : Inventou a máquina de gerar
eletricidade
• Luigi Galvani: Aplicação terapêutica e músculos
armazenavam eletricidade e os nervos
conduziam
• Alessandro Volta: Colocou 2 metais em contato
e percebeu que um ficava ligeiramente positivo
e o outro ligeiramente negativo (formação de
uma ddp que é a tensão elétrica)
Reações de Oxirredução
OPA

RRR
Ag Redutor
Ag Oxidante
Negativo
Positivo
Reações Espontâneas
Célula Galvânica: É a mais comum  1 único
eletrólito (em solução aquosa) em contato com
ambos eletrodos.
Reações Espontâneas Pilha de Daniel:
Eletrodos em compartimentos separados.
Ânodo: O Zn saí da lâmina e “vai para” a solução aquosa de ZnSO4
Cátodo: O Cu+2 gruda na placa – “saí da” solução e gruda na placa de Cu.
Ponte Salina: KCL – A finalidade é manter contato entre as soluções.
Sentido/Fluxo de Elétrons
Ânodo Cátodo
• Semirreação do Ânodo:
Zn Zn+2 + 2é
• Semirreação do Cátodo:
Cu+2 +2é  Cu
Eletrodos nas Células Galvânicas:
Remoção de elétrons (condutores iônicos)
Natureza - Enem
• Estrutura de funcionamento da Pilha.
• Liberam componentes Químicos que são tóxicos
diretamente a matéria orgânica (não adianta
incinerar – os resíduos ficam nas cinzas e alguns
volatilizam fincando na atmosfera)
• São Bioacumulativos; afetam o SNC, fígado, rins e
pulmões:
Cd (cancerígeno), Pb , Hg (mutação genética).
Energia Química  Energia Elétrica.
Processo Espontâneo
Pilhas
Energia elétrica  Energia Química.
Processo Não espontâneo.
Eletrólise
Eletrólise
• É uma reação de oxirredução oposta a pilha!
• Não espontânea, por indução artificial.
• Grande importância na indústria atual. Entre seus
usos está a recarga de baterias e a produção
industrial de elementos como o alumínio que se
Obtem a partir da Bauxita e o Sódio a partir do
NaCl.
• Ocorre primeiramente a decomposição
(ionização ou dissociação) do composto em
íons. Posteriormente, com a passagem de uma
corrente contínua através destes íons, são
obtidos os elementos químicos.
Na+ +1é  Na(s)
Cl-1  Cl2(g)
Através da corrente elétrica: provoca-se descargas
de íons.
Eletrólise
Corrente elétrica
Descarga de íons
Energia Química / Não Espontâneo
Para ocorrer eletrólise é necessário íons livres
para a corrente ser conduzida.
(sem íons livres não há eletrólise)
Obtenção pela:
• Fusão de substâncias iônicas.
• Pela dissociação ou ionização de substâncias em
meio aquoso.
Tipos de Eletrólise
• 1° Eletrólise Ígnea (sem água).
• 2° Eletrólise em meio aquoso.
(a água interfere durante a eletrólise)
1° - Eletrólise Ígnea (sem água).
Eletrólise do NaCl fundido
NaCl(s) se funde a 801°C, formando o NaCl(l)
2NaCl(l)  2Na+1 e 2Cl-1
2Na+1 +2é  2Na(s) (Redução – cátodo)
2Cl-1  Cl2(g) +2é (Oxidação - ânodo)
________________________________
2NaCl(l)  2Na(s) + Cl2(g) (Reação Global)
Eletrólise da Bauxita fundida
P.F. de 2072 °C. Acréscimo de criolita (Na3AlF6)
como fundente o P.F. cai da mistura cai para 1000 °C.
A alumina se dissocia:
Al2O3 → 2 Al3+ + 3 O2No eletrodo negativo ocorre a seguinte reação:
4 Al3+ + 12 e- → 4 Al0
Enquanto no eletrodo positivo:
6 O2- → 6 O2 + 12 eA equação glogal:
2 Al2O3 → 4 Al3+ + 6 O24 Al3+ + 12 e- → 4 Al0
6 O2- → 3 O2 + 12 e-
2 Al2O3 → 4 Al0 + 3 O2
Eletrólise em meio aquoso
A diferença entre a eletrólise ígnea e a
eletrólise em meio aquoso é a forma em que está a
substância que será submetida à corrente elétrica.
Eletrólise ígnea  substância iônica está Fundida,
sem água.
Eletrólise aquosa  substância iônica está
dissociada em água.
Lembre-se : a água é capaz de se autoionizar:
H2O  H+ e OH-
Eletrólise de Solução aquosa de Cloreto de Sódio
• NaCl + H2O 
1° NaCl  Na+ + Cl2° H2O  H+ + OHO gerador irá retirar elétron de quem tem
muito e enviar para o que pouco tem pouco. Há
uma competição e o gerador terá que escolher:
Cl- ou OH- ?
Ordem de prioridade de “descarrego”:
F-/SO4-2/PO4-3/CO3-2/NO3-1  OH- Outros ânions
NaCl + H2O 
1°
2°
ânodo/Oxir:
NaCl  Na+ + ClH2O  H+ + OH2Cl-  Cl2 + 2é
Cátodo/Red: Nova competição, os é vão para
quem? Na+ ou H+?
Nova ordem de prioridade:
1A, 2A e Al - O gerador não consegue “colocar é
neles” com facilidade, pois no H+ é mais fácil
NaCl + H2O 
1°
2°
ânodo/Oxir:
Cátodo/Red:
NaCl  Na+ + ClH2O  H+ + OH2Cl-  Cl2 + 2é
2H+ + 2é H2
Construção da Eq Global/balanceamento
NaCl + H2O 
1°
NaCl  Na+ + 2Cl2°
H2O  2H+ + OHânodo/Oxir:
2Cl-  Cl2 + 2é
Cátodo/Red:
2H+ + 2é H2
Eq Global:
NaCl + H2O 
1°
2NaCl  2Na+ + 2Cl2°
2H2O  2H+ + 2OHânodo/Oxir:
2Cl-  Cl2 + 2é
Cátodo/Red:
2H+ + 2é H2
_____________________________________
2NaCl + 2H2O  2Na+ + Cl2 + H2
+ 2OH-
Tabela de prioridade de descarga nos
eletrodos
Cátions: 1A, 2A, Al  H+  demais metais
Ânions: ânions Oxigenados F-  OH- ânions
não oxigenados
Polo +
Polo -
Cátodo
Ânodo
Redução
Oxidação
Aumenta a lâmina
Corrói a lâmina
Dilui concentração
Aumenta concentração
Ânodo
Cátodo
Oxidação
Redução
Pilha de Daniell
Eletrólise