O documento discute a eletroquímica e seus principais conceitos, incluindo: 1) Eletroquímica estuda as relações entre reações químicas e corrente elétrica; 2) Pilhas e baterias convertem energia química em elétrica através de reações de oxirredução; 3) Eletrólise converte energia elétrica em química por meio do processo inverso.

1. Filipe André Martins
A Eletroquímica é um dos ramos da Físico-Química que estuda as relações existentes entre
reações químicas e a corrente elétrica.
As reações estudadas na eletroquímica são as de oxidorredução, ou seja, aquelas em que há
transferência de elétrons, além de ocorrer, de modo simultâneo, uma oxidação e uma redução
de determinadas espécies químicas que participam do processo.
O estudo da eletroquímica pode ser dividido em duas partes: pilhas e baterias, e eletrólise.
Pilhas e baterias:
São dispositivos em que ocorre uma reação de oxidorredução que produz corrente elétrica.
Isso significa que há uma conversão de energia química em energia elétrica. Esse processo é
espontâneo, pois há a transferência de elétrons entre um metal que tem a tendência de doar
elétrons (eletrodo negativo – ânodo), por meio de um fio condutor, para um metal que tem a
tendência de receber elétrons (eletrodo positivo - cátodo).
A diferença entre as pilhas e as baterias está no fato de que as pilhas possuem apenas um
eletrólito e dois eletrodos, enquanto as baterias são formadas por conjuntos de pilhas em série
ou em paralelo.
As pilhas ou baterias primárias são aquelas que não podem ser recarregadas. A reação de
oxidorredução delas continua por determinado período, fornecendo energia ao sistema até
que essa reação química se esgote e o dispositivo pare de funcionar. Um exemplo é a pilha
seca de Leclanché ou pilha ácida usada em equipamentos que requerem descargas leves e
contínuas, como controle remoto, relógio de parede, rádio portátil e brinquedos.
Já as pilhas ou baterias secundárias são recarregáveis e podem ser utilizadas inúmeras vezes.
Um exemplo é a bateria usada em automóveis (baterias chumbo/óxido de chumbo ou
chumbo/ácido), que é recarregada quando se fornece uma corrente elétrica contínua,
aplicando-se uma diferença de potencial para inverter os polos e mudar o sentido da reação
química, fazendo assim com que a bateria funcione e regenere grande parte do ácido sulfúrico.
Eletrólise:

2. A eletrólise é o processo inverso das pilhas e baterias, isto é, uma corrente elétrica gera uma
reação química de oxidorredução. A eletrólise é um processo não espontâneo que transforma
energia elétrica em energia química.
Existem dois tipos de eletrólises:
* Eletrólise ígnea: é feita com ausência de água. A corrente elétrica passa pela substância
iônica na fase líquida (fundida). Um exemplo é a eletrólise do cloreto de sódio (sal de cozinha)
fundido, que produz o gás cloro e o sódio metálico.
Eletrólise em meio aquoso: nesse caso temos íons fornecidos pela substância dissolvida na
água. Um exemplo da utilização da eletrólise é no revestimento de peças com metais que se
oxidam mais facilmente que o metal constituinte da peça, protegendo-o contra a corrosão. O
nome desse processo é eletrodeposição e pode se dar de duas maneiras principais: por
eletrólise de purificação e também por galvanoplastia.
No exemplo abaixo, temos a cobreação de uma chave, ou seja, por meio da eletrólise de uma
solução aquosa de sulfato de cobre, a chave será revestida de cobre:
A pilha seca de Leclanché é conhecida como pilha ácida, pois ela possui um envoltório de zinco
(que é o ânodo da pilha) e uma barra de grafita (cátodo) envolvida por uma pasta que contém

3. várias espécies químicas, que funciona como a ponte salina. Entre as espécies químicas que
envolvem a barra de grafita está o cloreto de amônio (NH4Cl), que é um sal de caráter ácido e,
portanto, quando ele se hidrolisa, torna o meio ácido.
A pilha alcalina, por sua vez, possui uma única diferença em relação à pilha ácida, no lugar do
cloreto de amônio, usa-se uma base forte, que geralmente é o hidróxido de potássio (KOH) ou
o hidróxido de sódio (NaOH).
O zinco usado nesse tipo de pilha é metálico em pó e o recipiente é de ácido lacrado para
evitar o vazamento da pasta cáustica.
Temos que as semirreações que ocorrem nos eletrodos e a reação global são dadas por:
Ânodo: Zn + 2 OH → ZnO + H2O + 2e-
Cátodo: 2 MnO2 + H2O + 2e-→ Mn2O3 + 2 OH
Reação global: Zn +2 MnO2→ ZnO + Mn2O3
A pilha que citamos é de zinco-manganês, porém existem também outros tipos de pilhas
alcalinas, isto é, que possuem uma base como eletrólito no lugar de um ácido, como pilhas do
tipo ferro-níquel, prata-zinco, mercúrio-zinco eníquel-cádmio.
O fato de não ser usado o cloreto de amônio faz com que a durabilidade da pilha aumente
cerca de 5 a 8 vezes mais. Isso acontece porque na pilha ácida o cloreto de amônio dá origem
no cátodo à amônia (NH3), que, com o tempo, vai se depositando sobre a barra de grafita,
impedindo, assim, o fluxo dos elétrons vindos do polo ânodo (zinco). Já com o uso de uma
base, não há a formação da amônia e esse problema não ocorre.

4. Outro fator é que o hidróxido de potássio possui maior condutividade elétrica do que o cloreto
de amônio. Além disso, outros dois fatores são que o zinco é altamente poroso, garantindo
uma oxidação mais rápida em relação ao zinco da pilha ácida, e ele sofre um desgaste mais
lento em meio básico do que no meio ácido.
Assim, as pilhas alcalinas têm maior durabilidade e uma corrente maior, porém, elas também
não são recarregáveis e sua ddp permanece a mesma que a das pilhas ácidas, que é de 1,5 V.
Essas pilhas são indicadas para equipamentos que exigem descargas rápidas e mais intensas.
Alguns exemplos de equipamento assim são: rádios, tocadores de CD/DVD e MP3 portáteis,
lanternas, câmeras fotográficas digitais etc.
Bateria de chumbo dos automóveis
As baterias de chumbo utilizadas em automóveis são muito duráveis, com uma voltagem de 12
V, compostas de 6 pilhas ou células. Seu ânodo (polo negativo) corresponde às placas de
chumbo; e o seu cátodo (polo positivo), às placas de chumbo com óxido e chumbo IV (PbO2).
"As baterias são um conjunto de pilhas ligadas umas às outras, em série, isto é, o polo positivo
de uma pilha está ligado ao polo negativo de outra e assim sucessivamente.
Assim, se ligarmos 6 pilhas de 2,0 V cada, obteremos uma bateria com capacidade de 12 V.

5. As baterias dos automóveis possuem normalmente essa força eletromotriz de 12 V, pois são
compostas de 6 pilhas ou células de chumbo-ácido. E elas são também denominadas como
baterias de chumbo, porque o seu ânodo (polo negativo) são as placas de chumbo e o seu
cátodo (polo positivo) são as placas de chumbo com óxido e chumbo IV (PbO2).
Essas baterias possuem altas correntes, que permitem dar partida em motores graças aos
elevados valores de densidade de potência que apresentam.
Como se observa na figura abaixo, as placas de chumbo revestidas de PbO2 (placas negativas)
são ligadas ao conector positivo. Enquanto que as placas de chumbo (placas positivas) são
ligadas ao conector negativo. Elas são separadas por algum papelão, plástico ou algum papel
separador microporoso.
Esse conjunto é colocado no compartimento da bateria e mergulhadas em uma solução
aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4) com uma densidade de aproximadamente 1,28 g/cm3."
"As semirreações e a reação global que ocorrem nessa bateria são:
Ânodo: Pb +HSO41-+ H2O ↔ PbSO4 + H3O1+ + 2e-
Cátodo: PbO2 + HSO41-+ 3H3O1+ + 2e-↔ PbSO4 + 5 H2O________
Reação global: Pb + PbO2 + 2 HSO41-+ 2 H3O1+↔ 2 PbSO4 + 4 H2O
Como pode ser observado pela seta dupla acima, essas reações são reversíveis, o que significa
que é possível recarregar novamente as baterias de chumbo por se fornecer energia ao
sistema, ou seja, é possível passar uma corrente elétrica fornecida por um gerador de corrente
contínua. Desse modo, o sentido dessas reações é invertido, ocorrendo a regeneração de
grande parte do ácido sulfúrico e carregando, assim, a bateria. No automóvel, essa diferença
de potencial que fornece energia e recarrega a bateria é feita pelo dínamo ou pelo alternador.

6. A densidade do ácido sulfúrico ajuda a identificar se a bateria está decarregada. Visto que sua
densidade é 1,28g/cm3 ; se este valor estiver abaixo de 1,20 g/cm3, significa que o ácido
sulfúrico foi consumido e a bateria está descarregada. Por isso, essas baterias são muito
duráveis.
No nosso cotidiano é muito difícil passarmos um dia sequer sem entrarmos em contato com
equipamentos eletroeletrônicos, tais como celulares, câmaras fotográficas, filmadoras,
brinquedos, relógios, aparelhos de som e assim por diante. Mas, para todos esses
equipamentos funcionarem é preciso o uso de pilhas e baterias bem leves e pequenas.
Isso nos mostra que as pilhas possuem um papel importante em nossa sociedade e que a
descoberta das pilhas e o seu desenvolvimento representou um grande avanço tecnológico.
Mas, o que é uma pilha? Como funciona esse dispositivo? Que tipo de reação ocorre dentro
dela que consegue gerar energia elétrica?
A Eletroquímica, um dos ramos de estudos da Química, responde a essas perguntas. As pilhas
ou células eletroquímicas podem ser definidas como:
“Dispositivos capazes de transformar energia química em energia elétrica por meio de reações
espontâneas de oxirredução (em que há transferência de elétrons).”
As baterias também realizam esse mesmo processo, porém, a diferença está no fato de que as
pilhas possuem apenas um eletrólito (solução condutora de íons também denominada de
ponte salina) e dois eletrodos. Já a bateria é composta de várias pilhas agrupadas em série ou
em paralelo. Além disso, as pilhas não são recarregáveis, mas as baterias são.
Portanto, numa pilha sempre ocorrerão reações de oxirredução e ela terá os seguintes
componentes:
1- Dois eletrodos:
1.1 – Ânodo: É o polo negativo, sofre oxidação porque perde elétrons e é o agente redutor.
1.2 - Cátodo: É o polo positivo, sofre redução por ganhar elétrons e é o agente oxidante.

7. As pilhas são representadas da seguinte forma:
Ânodo // Cátodo
Oxidação // redução
A → Ax+ + x e- // Bx+ + x e- → B
2- Uma solução eletrolítica: Também chamada de ponte salina, tem a finalidade de manter as
duas semicelas eletricamente neutras através da migração de íons.
// → representa a ponte salina.
3- Fio metálico externo: Por meio dele os eletrodos são conectados e há a transferência de
elétrons.
Por exemplo, podemos montar uma pilha colocando uma solução de sulfato de cobre (CuSO4)
num copo e mergulhando nessa solução uma placa de cobre. Em outro copo, colocamos uma
solução de sulfato de zinco (ZnSO4) e mergulhamos uma placa de zinco. Depois, conectamos
as soluções por meio de uma ponte salina, que pode ser um tubo contendo uma solução
eletrolítica com os íons K+(aq) e SO42-(aq) ou uma placa de porcelana porosa. Por fim,
conectamos as placas metálicas por meio de um fio de cobre com um voltímetro (que indicará
a passagem de corrente elétrica). O sistema ficará da seguinte forma:
Com o tempo, notaremos que o zinco metálico (Zn(s)) se oxidará, perdendo seus elétrons, que
serão transferidos para a placa de cobre. Consequentemente, o cobre se reduzirá, recebendo
os elétrons. Portanto, o zinco será o polo negativo (ânodo) e o cobre será o polo positivo
(cátodo). As semirreações que ocorrerão em cada eletrodo são dadas por:
Semirreação no ânodo: Zn( s) ↔ Zn2+(aq) + 2 e-

8. Semirreação no cátodo: Cu2+(aq) + 2 e- ↔ Cu( s)
Reação Global: Zn( s) + Cu2+(aq) ↔ Zn2+(aq) + Cu( s)
Podemos representar essa pilha do seguinte modo:
Zn / Zn2+// Cu2+ / Cu
Célula de combustível
Célula de combustível é uma célula eletroquímica capaz de gerar energia elétrica através de
reações de oxirredução. Seu funcionamento baseia-se no mesmo princípio das pilhas e
baterias, entretanto, na célula combustível, o fornecimento e consumo dos agentes redutores
e oxidantes é contínuo, garantindo seu funcionamento por muito mais tempo, uma vez que
não haverá esgotamento de seus reagentes e sua operação ininterrupta, já que não precisará
“recarregar”.
Este processo de geração de energia tem alta eficiência, pois a conversão de energia química
para elétrica se dá diretamente, evitando perdas, como ocorre nos processos a partir da
queima de combustíveis fósseis, por exemplo, em que a energia química primeiramente é
transformada em térmica, depois cinética e só então elétrica. Além disso, tem baixo impacto
ambiental, pois emite poucos poluentes. Suas principais desvantagens são o alto custo de
produção e a elevada pureza que o hidrogênio (combustível para o funcionamento da célula)
deve ter para que não haja contaminação do catalisador.
Existem diversos tipos de células de combustível, pois, dependendo de onde deseja-se
empregá-la, é necessário que se faça algumas alterações, a fim de atender aos requisitos do

9. sistema elétrico do equipamento. Por exemplo, algumas máquinas exigem uma maior
flexibilidade com relação a pureza do combustível, outras submeterão a célula de combustível
a temperaturas elevadas, e assim por diante. Todas baseiam-se no mesmo princípio de
funcionamento, em que eletrodos separados por um eletrólito são conectados, e no polo
negativo (ânodo) ocorre a oxidação do hidrogênio e no polo positivo (cátodo) a redução do
oxigênio.
Considerando uma célula de combustível que utiliza gás hidrogênio puro para funcionar,
temos o seguinte esquema:
Célula de combustível. Ilustração: Jafet / via Wikimedia Commons (adaptado)
Em que o gás hidrogênio (H2) é bombeado para dentro da célula, no ânodo. Depois de
atravessá-lo, o hidrogênio passa para o eletrólito, se dissolve e reage, formando H+ e liberando
elétrons. Então, os elétrons são conduzidos até o cátodo pelo circuito externo, onde, com o
auxílio de um catalisador, reduz o oxigênio (em geral, proveniente do bombeamento de ar).
Assim, as reações que ocorrem são:
Ânodo (-): 2H2 → 4H+ + 4e-
Cátodo (+): O2 + 4H+ + 4e- → 2H2O
________________________________
Reação global: 2H2 + O2 → H2O

10. A diferença entre os tipos de células é o eletrólito selecionado. Também pode-se variar o
combustível (substância que alimentará a célula com hidrogênios a serem oxidados) utilizado,
que pode ser desde gás hidrogênio, H2, puro, até outros compostos ricos em hidrogênio, como
hidrocarbonetos e álcoois. Porém, a classificação das células de combustível é feita com base
no eletrólito usado. A tabela abaixo traz um resumo das principais classes de células, de
acordo com seus eletrólitos e, consequentemente, a faixa de temperatura de funcionamento.
Tipo
(*)
Eletrólito
Faixa
de
temp.
(°C)
Vantagens Desvantagens Aplicações
PEMFC
Polímero
(H3O+
)
20-
120
Alta densidade de
potência, operação
flexível, mobilidade
Custo da
membrana e
catalisador,
contaminação do
catalisador com
CO
Veículos
automotores,
espaçonaves,
unidades
estacionárias
PAFC
H3PO3
(H3O+
)
160-
220
Maior
desenvolvimento
tecnológico,
tolerância a CO
Controle da
porosidade do
eletrodo,
eficiência
limitada pela
corrosão
Unidades
estacionárias,
geração de calor
MCFC
Carbonatos
fundidos
(CO3
2-
)
550-
660
Tolerância a
CO/CO2, eletrodos à
base de Ni
Corrosão do
cátodo, interface
trifásica de difícil
controle
Unidades
estacionárias,
congeração de
eletricidade / calor
SOFC
ZrO2
(zircônia)
(O2-
)
850-
1000
Alta eficiência
(cinética favorável),
a reforma do
combustível pode
ser feita na célula
Problemas de
materiais,
expansão
térmica
Unidades
estacionárias,
cogeração de
eletricidade/calor
(*) PEMFC (Proton Exchange Membran Fuel Cell), PAFC (Phosphoric Acid Fuel Cell), MCFC
(Molten Carbonate Fuel Cell) e SOFC (Solid Oxid Fuel Cell). Fonte da tabela
http://www.electrocell.com.br/oqueeacc_pt.htm

11. Em geral, utiliza-se mais de uma célula, em conjuntos que são chamados de Pilhas a
Combustível, a fim de produzir correntes e cargas elétricas de acordo com a aplicação
desejável.