1. Fundação Universidade Federal do Rio Grande
Disciplina de Físico-Química
Eletroquímica
Acadêmicas do curso de Engenharia de Alimentos:
Adriano Seizi Arruda
Ana Priscila Centeno da Rosa
Janaína Morales de Almeida
Profª. Marilene Mazzuchi Zepka

2. Definição
Importante parte da química ligada a um
fenômeno físico, a eletricidade

3. Panelas
No preparo de
alimentos, não é
aconselhável utilizar
panelas de alumínio
pois no calor e às
vezes, na presença de
molhos, pode ocorrer
o processo :
Al0 Al+++3

4. Panelas
Também panelas de
ferro devem ser
utilizadas com
cuidado pela
possibilidade de
ocorrer a quente o
processo :
Feo Fe++2

5. Panelas
O excesso contínuo de
cobre no organismo
provoca danos renais
alterações ostearticulares
e dores na junta, sendo
que ele migra para
Cuo Cu++ qualquer alimento com o
qual entra em contato.

6. Exemplos de eletroquímica
Gerador de hidrogênio :
O gerador de hidrogênio foi
obtido quando no pólo negativo,
é gerado hidrogênio devido a
passagem de uma corrente (3 A),
por uma solução de NaOH 3 N,
utilizando eletrodos de inox.

7. Gerador de hidrogênio :

8. Aplicação na industria de Alimentos
Hidrogenação de óleo
O catalisador utilizado é de níquel suportado, a
temperatura em torno de 250 C e 2-3 atm de pressão.
Para a hidrogenação , o catalisador deve estar
como Ni0. Por isso precisa-se atmosfera redutora no
reator, e também para preparar o catalisador
Ni++ Ni0
H2

9. Exemplo de aplicação na industria de
Alimentos

10. Classificação

11. Eletroquímica
Forçada

12. Eletroquímica forçada
Par de eletrodos
Solução de um eletrólito (ou composto ionizável)
Fonte de corrente contínua entre eles
Íons emigram até o eletrodo de sinal oposto
Eletrólise

13. Corrente na eletrólise
Dois tipos de correntes
Corrente continua (CC)
Corrente alternada (CA)

14. Corrente na eletrólise
Corrente Constante

15. Eletrodos na eletrólise
Eletrodos de
inox, cobre,
chumbo e
Material inerte prata
Platina, inox, grafite
Eletrodo
de inox
circular

16. Leis da eletrólise : Leis de Faraday
1º Lei 2º Lei
m α Q mαE
&
dQ = i dt

17. Exemplo de eletrolise

18. Exemplo de eletrolise

19. Eletroquímica
Espontânea

20. Bateria
Dispositivo para transformar
Energia química potencial Energia elétrica

21. Classificação
As pilhas, usadas em rádios portáteis
Os acumuladores, usados nos automóveis

22. Pilhas

23. Acumuladores

24. Eletroquímica natural

25. Célula eletrolítica
Formação do acumulador de Pb

26. Após certo tempo de eletrólise pode-se constatar
que :
O eletrodo conectado ao pólo (+) da fonte apresenta
um depósito marrom escuro
O eletrodo conectado ao pólo (-) da fonte
aumenta de massa
A força eletromotriz observada é de ~2,0 V
A evolução de gases nos eletrodos

27. Reações redox
As reações redox aceitas durante a carga são :
(-) PbSO4(s) + 2e-  Pb° + SO4=
(+) PbSO4(s) + 2 H2O  PbO2(s) + 4 H+ + SO4= + 2e-

28. As reações quando a célula se descarrega
espontaneamente ( na partida do carro, p.ex. ) são as
inversas:
(-) Pb° + SO4=  PbSO4(s) + 2e-
(+) PbO2(s) + 4 H+ + SO4= + 2e-  PbSO4(s) + 2 H2O

29. O acumulador de Pb após a carga

30. Tabela de potenciais
A construção de uma tabela de potenciais “absolutos” é
apresentada a partir de medidas de ddp formadas na
montagem de várias células galvânicas obtidas pela
combinação de pares de eletrodo Me/Me+z.

31. Tabela de potenciais
Potenciais de oxidação padrão, ε° (298 K)
Ânodo Reação eletródica ε°oxid ( V )
Mg/Mg Mg  Mg++ + 2e +2,36
Al/Al+++ Al  Al+++ + 3e +1,66
Zn/Zn++ Zn  Zn++ + 2e +0,76
Fe/Fe++ Fe  Fe++ + 2e +0,44
Ni/Ni++ Ni  Ni++ + 2e +0,23
Pb/Pb++ Pb  Pb++ + 2e +0,13
H2/H+ H2  2 H+ + 2e 0,000
Ag/AgCl/Cl- Ag + Cl-  AgCl + e -0,22
Cu/Cu++ Cu  Cu++ + 2e -0,34
O2/OH- 2 OH-  ½ O2 + H2O + 2e -0,40
Fe+2/Fe+3 Fe++  Fe+++ + e -0,77
Ag/Ag+ Ag  Ag+ + e -0,80
Cl2/Cl- Cl2  2 Cl- + 2e -1,36
Au/Au+3 Au  Au+++ + 3e -1,40
PbO2/PbSO4/H+ PbSO4 + 2 H2O  PbO2 + 4 H+ + SO4= + 2e -1,69

32. Metodologia

33. Metodologia
Células montadas sobre um gel de ágar-ágar, contido em
uma placa de Petri
Em 3 furos foram colocados as soluções
correspondentes de CuSO4 , Pb(NO3)2 e AgNO3 .

34. Sistema reacional

35. Par galvânico (-) ddp ( V ) ddp ( V )
teorica pratica
Pb/Cu Pb
Pb/Ag Pb
Ag/Cu Cu

37. Resultados

39. Conclusão
Pelas ddp lidas tem-se uma medida quantitativa desta tendência, ou seja, a pilha
Zn/Ag que apresentou a maior ddp é aquela cujo par galvânico apresenta maior
potencial de oxidação (Zn) e maior potencial de redução (Ag), ou aquela que
apresenta potencial de oxidação mais positivo (Zn) e potencial de oxidação mais
negativo (Ag). Isto posto numa escala linear crescente, resulta :