O documento discute os conceitos fundamentais de eletroquímica, incluindo oxirredução, células galvânicas e eletrolíticas. Explica que eletroquímica envolve reações químicas que produzem ou são causadas por eletricidade. Detalha os processos de oxidação, redução e números de oxidação, além de descrever como células galvânicas geram energia elétrica e como células eletrolíticas usam energia elétrica para causar reações químic

1. ELETROQUÍMICA
Matheus Von
5105904

2. Introdução: o que é eletroquímica?
 A eletroquímica é o estudo das reações químicas
envolvendo o que é denominado como eletricidade. As
reações podem produzir eletricidade ou, pelo caminho
inverso, a eletricidade que leva as reações químicas a
acontecerem.

3. Revisão: Oxirredução
 Uma reação iônica feita pela transição de elétrons;
 Ganho de elétrons de um componente da reação e perda
de elétrons de outro;
 Ganho de elétrons = redução; perda de elétrons =
oxidação.

4. Revisão: Oxirredução
Na (s) + Cl (g)  2 NaCl (s)
 Na perde elétron (ganha carga positiva) para o Cl (ganha
carga negativa) e assim se forma a ligação.
 Na oxida por causa de Cl, portanto Cl é o agente oxidante;
Cl reduz por causa de Na, então Na é o agente redutor.

5. Revisão: Oxirredução
Resumindo:
 Oxidação = perda de elétrons;
 Redução = ganho de elétrons;
 Oxirredução = reação onde há redução e oxidação ao
mesmo tempo;
 Agente oxidante = o reagente que provoca a oxidação;
 Agente redutor = o reagente que provoca a redução.

6. Revisão: Oxirredução
Regras dos Números de Oxidação
1ª regra
O número de oxidação de um elemento ou
substância simples é sempre zero
2ª regra
O número de oxidação do hidrogênio é, na
maioria dos casos, igual a +1
3ª regra
O número de oxidação do oxigênio é, na maioria
dos casos, -2
4ª regra
Metais alcalinos e alcalino-terrosos apresentam,
respectivamente, NOX +1 e +2
5ª regra
Determinados apresentam NOX fixo. São eles: Ag
= +1; Zn = +2; Al = +3; F, Cl, Br e I = -1
6ª regra
O somatório do NOX dos elementos, em
substâncias sem carga, sempre será igual à zero.
No caso de íons, o resultado do somatório será
esta carga.

7. Revisão: Oxirredução
 Exemplo: Calcule o NOX dos elementos das seguintes
substâncias:
1. FeCl3
2. H3PO4
3. HNO3
4. SO4
-2

8. Células Galvânicas
 Também conhecidas como Células Eletroquímicas;
 Reações espontâneas;
 As reações químicas geram energia elétrica.

9. Células Galvânicas

10. Células Galvânicas
 No experimento demonstrado, ocorreu uma reação de
substituição:
Zn0 + CuSO4  ZnSO4 + Cu0
 Simplificando-a:
Zn0 + Cu2+  Zn2+ + Cu0

11. Células Galvânicas
 A carga de Zn aumentou: oxidou-se/é o agente redutor
Zn0  Zn2+ + 2e-
 A carga de Cu diminuiu: reduziu-se/é o agente oxidante
Cu2+ + 2e-  Cu0

12. Células Galvânicas
 Para que se monte uma pilha baseada nesse exemplo, é
feito o seguinte esquema:

13. Células Galvânicas
 Ou ainda, com a ponte salina:

14. Células Galvânicas
 A pilha após um tempo de funcionamento:

15. Células Galvânicas
 Resumindo, neste caso, ocorre a mesma reação de substituição
apresentada antes:
Zn0 + CuSO4  ZnSO4 + Cu0
 Cu reduz-se. O eletrodo que sofre redução é chamado de
catodo, e é o polo positivo;
 Zn sofre oxidação, portanto é chamado de anodo, e é o polo
negativo.
 Os elétrons fluem do polo negativo (anodo) ao polo positivo
(catodo).

16. Células Eletrolíticas
 Enquanto as células galvânicas se baseiam no conceito de
transformar energia química em energia elétrica, nas
células eletrolíticas ocorre processo conhecido como o
caminho inverso à este: a eletrólise. A reação, aqui, é
provocada pela corrente elétrica.

17. Células Eletrolíticas
 Exemplo: deseja-se realizar o inverso da seguinte reação:
Na + Cl  NaCl. Sabe-se que seu potencial elétrico é de
1,35 V. Porém, como se obteve esse valor?
 Para calcular o valor da energia potencial elétrica dos
eletrodos, consulta-se a tabela dos potenciais-padrão de
eletrodo. A energia potencial elétrica dos eletrodos é a
diferença entre o potencial elétrico do anodo e o
potencial elétrico do catodo.

19. Células Eletrolíticas
 Matematicamente:
ΔE0 (força eletromotriz) = E0
anodo – E0
catodo
 Aplicando os valores na fórmula: ΔE0 = -1,36 – (-2,71) =
1,35 V
 Esta será a potencia elétrica necessária para que se possa
realizar a eletrólise.

20. Células Eletrolíticas
 A potência elétrica desejada é obtida através de um
gerador:

21. Células Eletrolíticas
 A eletrólise apresenta determinados pré-requisitos para ser
feita
 A energia fornecida pelo gerador deve ser constante e igual ou
superior ao potencial elétrico da substância em questão;
 Há necessidade de estímulo na mobilidade dos íons por fusão
(eletrólise ígnea) ou por dissolução em solução (eletrólise em
solução)

22. Eletrólise Ígnea
 Gerador com maior potencial elétrico que o dos eletrodos;
 É feita a fusão completa da substância para que haja
liberdade no movimento dos íons;
 No caso do exemplo do NaCl:
 Funde-se à 808ºC
 Gerador com potência de 1,35V

23. Eletrólise Ígnea
Esquema da Eletrólise Ígnea

24. Eletrólise Ígnea
 As reações:
Catodo/polo negativo/reação de redução: Na+ + e-  Na
Anodo/polo positivo/reação de oxidação: Cl-  ½ Cl2 + e-
Somando as reações, se tem: Na+ + Cl-  Na + ½ Cl2.
 O fluxo de elétrons é do polo negativo (catodo) ao polo
positivo (anodo).

25. Eletrólise em Solução Aquosa
 Gerador com potencial superior ao dos eletrodos;
 Faz uso do composto que se quer provocar a eletrólise em
solução aquosa;
 A dissociação da água também participa da reação.

26. Eletrólise em Solução Aquosa
 Pode-se prever quem será mais facilmente descarregado
através da fila das tensões eletrolíticas:

27. Eletrólise em Solução Aquosa
 Reações de dissociação:
NaCl  Na+ + Cl-
H2O  H+ + OH-
 Preferências de descarga: H+ e Cl-. Portanto:
Polo positivo: 2 Cl-  Cl2(g) + 2e-
Polo negativo: 2 H+ + 2e-  H2(g)

28. Eletrólise em Solução Aquosa
 Definindo a reação global:
 1º passo: Identificar as reações iniciais de dissociação: NaCl
 Na+ + Cl- ; H2O  H+ + OH-
 2º passo: Identificar as reações dos polos: 2 Cl-  Cl2(g) +
2e- ; 2 H+ + 2e-  H2(g)
 3º passo: Somam-se as quatro reações.

29. Eletrólise em Solução Aquosa
2NaCl  2Na+ + 2Cl-
2H2O  2H+ + 2OH-
2Cl-  Cl2(g) + 2e-
2H+ + 2e-  H2(g)
---------------------------------
 Reação global: 2NaCl + 2H2O  Cl2 + H2 + NaOH

30. Eletrólise em Solução Aquosa

31. Exercícios

32. Exercícios
Dados os eletrodos da pilha no exercício anterior, calcule o
potencial elétrico da mesma, utilizando a tabela de
potenciais-padrão do eletrodo.
Resposta:
2Ag+ + 2e-  2Ag E0
catodo = +0,80V (x2) = 1,60V
Cu  Cu2+ + 2e- E0
anodo = +2,87V
------------------------------------------------------
2Ag+ + Cu  2Ag + Cu2+
ΔE0 = E0
anodo – E0
catodo  ΔE0 = 1,60 – 2,87 = -1,27V

33. Exercícios
Seguindo os passos para obter a reação global de eletrólise
em solução aquosa de uma substância, obtenha a reação
global do H2SO4.

34. Exercícios
Em uma célula eletroquímica, ocorre a seguinte reação
espontânea:
Fe2+ (aq) + Ag+ (aq)  Ag(s) + Fe3+ (aq) ΔE0 = + 0,028V
O que acontece na reação se for instalada, na corrente
elétrica, uma fonte externa de 0,030V?

35. Revisão
Pra vocês a eletroquímica eu vou ensinar
Não adianta fazer música se eu não rimar
E essa não é matéria pra se decorar, é para entender
Que numa pilha a gente tem dois diferentes lados
O anodo é o polo negativo e fica oxidado
O seu eletrodo fica um tanto corroído
E o catodo fica lá, reduzido
Já que o anodo é negativo, o catodo é positivo
Se “solução” fosse macho, “ficaria diluído”
O anodo é ainda mais chique que doutor
Não é à toa que o chamam de agente redutor
O catodo não fica atrás nem por um instante
Tanto é que o chamam de agente oxidante
Mas a brincadeira agora vai mudar
Na eletrólise, com o gerador, a gente inverte a reação
Pode ser ígnea ou em solução
Aqui, o que muda, são os polos, meus amigos
O catodo é negativo e o anodo positivo
E pra saber a reação global da “em solução”
Identifique as reações de dissociação
E a dos polos também precisam ser identificadas
Pra que no fim, todas sejam somadas

36. Bibliografia
 FELTRE, Ricardo. Química: vol. 2. 6ª ed. São Paulo: Moderna,
2004. 418 p.
 SUZUKI, Ricardo. Ligações químicas: Introdução. 2007.
Disponível em:
<http://www.passeiweb.com/estudos/sala_de_aula/quimica/li
gacoes_quimicas_aula_1>. Acesso em: 02 mai. 2015, 17:32:00.
 ROCHA, Jennifer. Exercícios sobre a Pilha de Daniell. Disponível
em: <http://exercicios.brasilescola.com/exercicios-
quimica/exercicios-sobre-pilha-daniell.htm>. Acesso em: 03
mai. 2015, 20:15:00.