O documento resume os principais conceitos de eletroquímica, incluindo células eletroquímicas, reações redox, balanceamento de equações redox, células galvânicas, previsão da força eletromotriz, efeito da concentração na força eletromotriz, baterias, corrosão e células eletrolíticas.

1. Setembro / 2013
Professor: Saulo Luis Capim
Disciplina: Química Geral e Experimental II
ELETROQUÍMICA

2. 1. Eletroquímica
 As células Eletroquímicas podem ser:
- Células Galvânicas
- Células Eletrolíticas
 É o estudo das reações entre a eletricidade e as reações químicas.
Reação Química Corrente Elétrica
Pilha
Eletrólise
Processo espontâneo
Processo não espontâneo

3. 2. Reações de Oxirredução
Zn(s) + 2H+
(aq) Zn+2
(aq) + H2(g)
0 0+2 +2
= 2 (oxidação) perde e-
= 2 (redução) recebe e-
Nox diminui
Nox aumenta
H+
(aq) é o AGENTE OXIDANTE
Zn(s) é o AGENTE REDUTOR

4. 3. Balanceamento de Equações Oxirredução (REDOX)
 Todas as reações REDOX devem ser balanceadas tanto para massa quanto para
carga .
 O número de elétrons perdidos na semirreação de oxidação deve ser igual ao
número de elétrons ganhos na semirreação de redução.
Sn+2
(aq) + 2Fe+3
(aq) Sn+4
(aq) + 2Fe+2
(s)
(oxidação) perde e-
(redução) recebe e-
Sn+2
(aq) Sn+4
(aq) + 2e-
2Fe+2
(aq)2Fe+3
(aq) + 2e-
Semirreação de redução:
Semirreação de oxidação:
Sn+2
(aq) Sn+4
(aq) + 2e-
2 Fe+2
(aq)2 Fe+3
(aq) + 2 e-
Semirreação de redução:
Semirreação de oxidação:
x 12 x
Sn+2
(aq) + 2 Fe+3
(aq) Sn+4
(aq) + 2 Fe+2
(aq)

5. 3. Balanceamento de Equações Oxirredução (REDOX)
3.1 Balanceamento em Meio Ácido

6. 3.1 Balanceamento em Meio Ácido

7. 3.2 Balanceamento em Meio Básico

8. 3.2 Balanceamento em Meio Básico

9. 4. Célula Galvânica ou Voltaica
 A energia liberada em uma reação REDOX espontânea pode ser usada para
realizar trabalho elétrico.
 Dispositivo no qual a transferência de elétrons ocorre pelo caminho externo em vez
de diretamente entre os reagentes.
Zn(s) + Cu+2
(aq) Zn+2
(aq) + Cu(s)

10. Zn(s) Zn+2
(aq) + 2e-
Cu(s)Cu+2
(aq) + 2 e-Catodo (Semirreação de redução)
Anodo (Semirreação de oxidação)
Zn(s) + Cu+2
(aq) Zn+2
(aq) + Cu(s)
 Então a química envolvida nesta Célula Galvânica pode ser resumida nas semi-
reações e equação iônica global:
 Em representação esquemática, o exemplo da pilha Galvânica acima seria:
Polo Zn(s) Zn+2
(aq) Cu+2
(aq) Cu(s) Polo
Ponte
Salina
Oxidação
Anodo
Redução
Catodo
Semirreação
de Zinco
Semirreação
de Cobre

11. 5. Previsão da força eletromotiz (Fem) ou ddp de uma pilha
 Por que os elétrons são transferidos espontaneamente de um átomo de Zn para
um íon de Cu+2
diretamente em uma célula Galvânica?
A fem ou ddp de uma célula galvânica,
depende:
 Reagentes e produtos estão
presentes como líquidos ou sólidos
puros.
 Solutos em solução aquosa têm
concentração de 1 M.
 Reagentes ou produtos gasosos têm
pressão de 1 atm à 298 K (25 °C).
 A Fem ou ddp entre os polos de uma célula galvânica é representada por ΔE ou
simplesmente E°.
E° = E°catodo - E°anodo (1)

12. 5.1 Potenciais padrão em água a 25° C

13. 6. Espontaneidade de reações REDOX: Trabalho e Energia Livre
Wmax = n.F.E° (2)
 O trabalho máximo realizado por um sistema eletroquímico é proporcional à
diferença de potencial e a quantidade de carga.
E° > 0 (indica um processo espontâneo) (Reação Produto-Favorecida)
E° < 0 (indica um processo não-espontâneo) (Reação Reagente-Favorecida)
ΔG = - n.F.E° (3)

14.  Observando célula eletroquímica Mg(s) | Mg+2
(aq) || Fe+2
(aq) | Fe(s), e dados
os valores de potenciais-padrão de redução do Mg+2
e Fe+2
,responda:
 Qual a fem dessa célula sob condições-padrão?
Mg+2
(aq) + 2e-
Mg(s) E° = - 2,38 V
Fe+2
(aq) + 2e-
Fe(s) E° = - 0,44 V
 Qual variação de energia livre ΔG° dessa célula?
 A reação que ocorre nessa célula eletroquímica é espontânea ou não-espontânea?

15. 7. Efeito da concentração na Fem de uma pilha
7.1 Equação de Nerst
ΔG = Δ G° + RT ln Q (4)
 A substituição de ΔG = -nFE°, na equação (4), fornece:
-nFE = -nFE° + RT ln Q
 A resolução dessa equação para E fornece a equação de Nernst:
E = E° - RT ln Q
nF (5)
E = E° - 0,0257 V ln Q a 25° C
n
(6)
Sabendo que:
R = (constante dos gases 8,314J/K.mol)
T = (Temperatura Kelvin )
n = (número de elétrons transferidos entre os agentes oxidantes e redutores)
F = (constante Faraday 9,65x104
J/V.mol)

16. 7.2 A Fem e a Constante de Equilíbrio Keq
 No equilíbrio o quociente de reação é igual à constante de equilíbrio: Q = Keq
E = E° - 0,0257 V ln Q a 25° C
n
(6)
E = 0 = E° - 0,0257 V ln K a 25° C
n
ln K = nE° a 25° C
0,0257
(7)

17. 8. Baterias ou Pilhas
 É uma fonte de energia eletroquímica fechada e portátil que consiste em uma ou
mais células voltaicas.
 As baterias ou pilhas classificam-se em:
 Baterias Primárias. Ex: Pilhas secas e baterias de mercúrio
 Células de combustível
 Baterias secundárias ou Recarregáveis. Ex: Baterias de chumbo e ácido, baterias
de níquel-cádmio, níquel-hidreto metálico e íon lítio.

18. 9. Corrosão
 Corrosão do ferro
• Uma vez que E°red(Fe2+
) < E°red(O2), o ferro pode ser oxidado pelo oxigênio.

19. 9. Corrosão
Objetos metálicos podem ser protegidos da corrosão de vários modos diferentes;
 aplicação de uma camada de tinta na superfície metálica;
 cobrir a superfície metálica com outro metal (eletrólise);
 colocar o metal a ser protegido em contato com outro metal que apresente um
potencial de oxidação maior. (Metal de sacrifício)

20.  Prevenindo a Corrosão do ferro
 O zinco protege o ferro uma vez que o Zn é o anodo e Fe é o catodo:
Zn2+
(aq) +2e-
→ Zn(s), E°red = -0,76 V
Fe2+
(aq) + 2e-
→ Fe(s), E°red = -0,44 V

21. 10. Células Eletrolíticas (Eletrólise)
 Nas células eletrolíticas, o anodo é positivo e o catodo é negativo. (Em células
galvânicas, o anodo é negativo e o catodo é positivo.)
Eletrólise ígnea

22. Eletrólise com eletrodos inertes
• Eletrodos ativos: os eletrodos que fazem parte da eletrólise.
• Exemplo: a galvanização eletrolítica.
• Anodo: Ni(s) → Ni2+
(aq) + 2e-
• Catodo: Ni2+
(aq) + 2e-
→ Ni(s).
• O Ni se deposita no eletrodo inerte.

23. Aspectos quantitativos da eletrólise
• Queremos saber a quantidade de material que obtemos com a eletrólise.
• Considere a redução do Cu2+
a Cu.
– Cu2+
(aq) + 2e-
→ Cu(s).
– 2 mol de elétrons se depositarão em 1 mol de Cu.
– A carga de 1 mol de elétrons é 96.500 C (1 F).
– Uma vez que Q = it, a quantidade de Cu pode ser calculada pela corrente (i)
e tempo (t) levado para a deposição.

24. Célula
Eletroquímica
Célula
Galvânica
Célula
Eletrolítica
Oxirredução
espontânea
Geração de
corrente
elétrica
Oxirredução
não espontânea
Forçada
pela corrente
elétrica
Pilhas e
baterias
comerciais
Célula
Voltaica
pode ser
onde
ocorre
exemplos
são as
também
chamada
onde
ocorre
usada para formada
por duas
semirreações
ânodo cátodo
Semirreação
de oxidação
polo
negativo
polo
positivo
Semirreação
de redução
Emite
elétrons
Recebe
elétrons
uma
atua
como
outra
atua
como
onde
ocorre é
pois
onde
ocorreé
pois
Eletrodos
cátodo
tem
outra atua
como
uma
atua
como
ânodo
onde
ocorre

25. Referências Bibliográficas
 BROWN, T. L. Química, a ciência central. 9ª Ed. São Paulo: Pearson, 2005.
 KOTZ, J. C. Química Geral e reações químicas. 5ª Ed. São Paulo : Thomson
Learning, 2007. v. 1.
Dúvidas:
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