O documento descreve os principais conceitos de eletroquímica, abordando eletrólise e pilhas. A eletrólise é a decomposição de substâncias por corrente elétrica, enquanto as pilhas geram corrente elétrica a partir de reações eletroquímicas. Exemplos de aplicações incluem banhos eletrolíticos, obtenção de metais e a redução do alumínio. A pilha de Daniell é descrita como um exemplo inicial.

1. *
Eletrólise
*Pilhas
ELETROQUÍMIC
A

2. ELETROQUÍMICAELETROQUÍMICA
1) Eletrólise: reações
provocadas pela corrente elétrica.
2) Pilhas: reações que
produzem corrente elétrica.

3. ELETRÓLISE Eletrólise é a reação não espontâneaEletrólise é a reação não espontânea
provocada pela passagem de correnteprovocada pela passagem de corrente
elétrica, através de uma solução.elétrica, através de uma solução.
ELETRODOS
INERTES
pólo negativo
cátodo
pólo positivo
ânodo
cátodo ânodo
x +
+ e-
→ x
Y -
- e-
→ Y

4. ELETRÓLISE * Para o pólo negativo
(cátodo) migram os cátions da
solução, ocorrendo a sua
redução:
X+
+ e-
→ Xo
* Para o pólo positivo
(ânodo) migram os ânions da
solução, ocorrendo a sua
oxidação:
Y-
- e-
→ Yo
No circuito externo, o
cátodo é o eletrodo onde
chegam elétrons e o ânodo,

5. ELETRÓLISE Se a eletrólise ocorre em meio aquoso,
há uma preferência na competição de íons que
sofrem descarga:
CÁTIONS
Au+3
, Ag+
, Cu+2
, Ni+2
, Fe+2
, H+
, Ca+2
,
K+
,
ÂNIONS
Cl-
, Br-
, I-
, OH-
, SO4
-2
, NO3
-
,...
A preferência na descarga (perda de
carga) ocorre em função do potencial de oxi -
redução da espécie iônica envolvida.

6. ELETRÓLISE Exemplo:
*** Produtos da eletrólise do NaCl (aq)
2NaCl → 2Na+
+ 2Cl-
2H2O → 2H+
+ 2OH-
Reação catódica (pólo -)
2H+
+ 2 e-
→ H2(g)
Reação anódica (pólo +)
2Cl-
- 2 e-
→ Cl2(g)
Sobra, na solução, NaOH (aq).

7. ELETRÓLISE
Eletrólise aquosa do
NaCl
Produtos primários da eletrólise

8. ELETRÓLISE
Eletrólise ígnea do
NaClFonte de corrente direta Fonte de corrente direta
cátodo cátodoânodo ânodo
e-
e-
e-e-

9. ELETRÓLISE Leis de
Faraday
As Leis de Faraday estabelecem a massa
de material que é produzida durante a
eletrólise.
1a
Lei: m α Q (Q = carga = i . t)
2a
Lei: m α E (E = equivalente-
grama) E = Mol /
noxPortanto, associado as duas leis:
m = K.i.t.E
K = 1/F = 1/96.500 C.mol-1
(constante)
96.500 C.mol-1
= 1 Faraday =
carga de 1 mol de elétrons

10. ELETRÓLISE
Leis de
Faraday
Exemplo:
Calcular a massa de níquel depositado
numa eletrólise realizada durante 10 minutos,
por uma corrente de 9,65 ampéres, usando
uma solução aquosa de NiSO4.
t = 10 min = 600 s i = 9,65 A E = 58,7/2 = 29,35g
m = i.t.E / F = 9,65.600.29,35 / 96500
Resposta: m = 1,761 gramas

11. APLICAÇÕESDA
ELETRÓLISE
* Banhos eletrolíticos de metais
- cromo, níquel, zinco, cobre, ouro,
prata,..

12. APLICAÇÕESDA
ELETRÓLISE * Banho eletrolítico de
níquel
Reações
* Cátodo:
Ni+2
+ 2 e-
= Ni
* Ânodo:
Ni - 2 e-
= Ni+2
-
CÁTODO
+
Gerado
r
SOLUÇÃO DE NiSO4
Ni
OBJETO A NIQUELAR
ÂNODO
e-
e-
Ni+2
ELETRODO DE NÍQUEL

13. Por meio da eletrólise ígnea que
são fabricados industrialmente os
elementos: flúor (F2) e cloro (Cl2),
metais alcalinos, metais alcalinos
terrosos e alumínio.
APLICAÇÕESDA
ELETRÓLISE * Obtenção de elementos:

14. È a sequência de processos que visa obter a
partir do minério correspondente.
APLICAÇÕESDA
ELETRÓLISE * Metalurgia:
Extração do
minério
Purificação do
minério
Redução
Purificação
Do metal
Acabamento
final

15. APLICAÇÕESDA
ELETRÓLISE

16. È o mineral do qual se extrai um elemento
químico, por exemplo: Hematita (Fe2O3)
Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3 CO2
CO está atuando como agente redutor para
formação do ferro metálico.
APLICAÇÕESDA
ELETRÓLISE Minério

17. APLICAÇÕESDA
ELETRÓLISE
Siderurgia

18. Ferro gusa ou ferro fundido ( ao sair do
forno): 5 % de carbono, sendo muito
quebradiço.
Ferro doce (após purificação): 0,2% de
carbono.
Aço: 1,5% de carbono
Latão: liga de zinco e cobre
Bronze: Liga de estanho e cobre
APLICAÇÕESDA
ELETRÓLISE

19. Heroult Charles Martin Hall
APLICAÇÕESDA
ELETRÓLISE Grandes estudiosos

20. Obtido 1825, mas somente em 1886 foi
descoberto um processo econômico para
extraí-lo, pois o ponto de fusão da alumina
(Al2O3) é acima de 2000c.
• Consome muito energia por grama de metal
produzido;
• Utilizando uma corrente de 100 A, são
necessárias 800h para produzir 27 kg de
alumínio.
Alumínio
Por que reciclar o alumínio?

21. Redução do alumínio
APLICAÇÕESDA
ELETRÓLISE

22. 1) A alumina é dissolvida em um banho de criolita fundida e fluoreto de
alumínio em baixa tensão, decompondo-se em oxigênio (fórmula da
criolita: Na3AlF3)
2) O oxigênio se combina com o ânodo de carbono, desprendendo-se
na forma de dióxido de carbono, e em alumínio líquido, que se
precipita no fundo da cuba eletrolítica
3) São produzidos os lingotes, as placas e os tarugos (alumínio
primário).
4) A voltagem de cada uma das cubas, ligadas em série, varia de 4 V a
5 V, dos quais apenas 1,6 V são necessários para a eletrólise
propriamente dita. A diferença de voltagem é necessária para vencer
resistências do circuito e gerar calor para manter o eletrólito em fusão.
5) Basicamente, são necessárias cerca de 5 t de bauxita para produzir
2 t de alumina e 2 t de alumina para produzir 1 t de alumínio pelo
processo de redução.
Entenda o processo...

23. bauxita
alumina alumínio

24. Uma pilha (ou reação galvânica)
é um processo que gera uma
diferença de potencial e uma
corrente elétrica.
Nesse processo associamos
duas reações que apresentam
potenciais de oxi-redução diferentes
entre sí.
Os potenciais de oxi-redução
“medem” a capacidade de oxidação
ou de redução de um sistema.
PILHAS

25. PILHAS
Para os cátions, os metais
alcalinos e alcalino-terrosos, por
serem muito eletropositivos,
apresentam elevado potencial de
oxidação enquanto que os metais
de transição apresentam, em
relação aos primeiros elevado
potencial de redução.
Para fins comparativos, arbitra-
se potencial zero para a reação
H2 - 2 e-
↔ 2 H+
E = 0,0 V

26. PILHAS
Exemplos de Potenciais deExemplos de Potenciais de
reduçãoredução
Li+
+ 1 e-
Li E = - 3,04 V
Na+
+ 1 e-
Na E = - 2,71 V
Zn++
+ 2 e-
Zn E = - 0,76 V
2H+
+ 2 e-
H2 E = 0,00 V
Cu+2
+ 2e-
Cu E = + 0,34 V
Ag+
+ 1 e-
Ag E = + 0,80 V
Au+3
+ 3e-
Au E = + 1,50 V

27. PILHAS Uma das primeiras pilhas conhecidas é aUma das primeiras pilhas conhecidas é a
dede DANIELLDANIELL, que consiste de um eletrodo de, que consiste de um eletrodo de
cobre e outro de zinco, segundo o esquema:cobre e outro de zinco, segundo o esquema:
Zn(s) - 2e -
→ Zn 2+
Solução deSolução de
ZnSOZnSO44
Solução deSolução de
CuSOCuSO44
Oxidação
Cu2+
+ 2e -
→ Cu(s)
Redução
CÁTODOÂNODO
- +

28. PILHAS
Na pilha de Daniell o Zn tende a
se oxidar pois apresenta menor
potencial de redução ( - 0,76 V)
enquanto cobre apresenta maior
potencial de redução ( + 0,34 V).
Para a reação global ocorre o
seguinte:
Zn - 2 e-
→ Zn+2
Cu+2
+ 2 e-
→ Cu

29. PILHAS
Associado as duas
reações resulta:
Zn + Cu+2
→ Zn+2
+ Cu
* Zn sofre oxidação;
* Cu+2
sofre redução.

30. PILHAS Representação da pilha de
Daniell
Zn / Zn+2
// Cu+2
/ Cu
(ânodo: -) (cátodo: +)
fluxo de elétrons
oxidação redução
redutor oxidante
∆Epilha = Eoxidante - Eredutor
(sempre usar o potencial de redução)
PONTE SALINA

31. PILHAS
Observe que o sinal convencional
do cátodo e do ânodo, na pilha, é o
contrário do que ocorre na eletrólise.
Justifica-se:
* eletrólise: reação “forçada”
* pilha: reação espontânea.
Contudo, tanto nas pilhas
quanto nas reações de eletrólise
- cátodo chegam
elétrons
- ânodo saem

32. PILHAS
Potencial na pilha de Daniell
Eoxidante(Cu) = + 0,34 Volts
Eredutor(Zn) = - 0,76 Volts
∆Epilha = Eoxidante - Eredutor
∆Epilha = + 0,34 - (- 0,76) = 1,10 Volts.
* ∆Epilha > 0 : reação espontânea
* ∆Epilha < 0 : reação não-espontânea

33. OUTRASPILHAS
Pilha comum (Leclanché)
REAÇÕES:
1) Ânodo
Zn - 2e-
→ Zn+2
2) Cátodo
MnO2 + 2e-
→ Mn+2
cátodo de
carbono (grafite)
ânodo de
zinco
pasta úmida de
NH4Cl , MnO2
e carbono

34. OUTRASPILHAS Bateria ou acumulador
(automóvel)
(+)
(-)
placas alternadas
de Pb e PbO2
H2SO4
+
H2O Pb
(ânodo)
PbO2
(cátodo)