O documento descreve os principais conceitos de eletroquímica, incluindo: 1) oxidação e redução como transferência de elétrons entre oxidante e redutor; 2) potenciais de redução e oxidação e sua relação com a capacidade de sofrer redução ou oxidação; 3) pilhas eletroquímicas, células eletrolíticas e fatores que afetam a condução de corrente elétrica.

2. 
São as reações de transferência de elétrons
 Esta transferência se produz entre um conjunto
de espécies químicas, um oxidante e um redutor
▪ O Redutor é aquela espécie química que tende a ceder
elétrons.
▪ O Oxidante é a espécie que tende a captar esses
elétrons.

4. 
Oxidação
 Em cada oxidação há uma perda de elétrons, o que
equivale a dizer que um elemento aumentou
seu número de oxidação.
▪ 2Cl– → 2 Clo + 2 e–

Redução
 Em toda redução há um ganho total de elétrons, o
que significa que um elemento diminui seu número de
oxidação:
▪ Na+ + e– → Nao

7. Eletrodo ") é formado por um metal, mergulhado numa solução contendo cátions desse
metal.
Exemplo

9. 
Ponte Salina
 Para evitar a mistura das soluções, utiliza-se a
ponte salina, que une os dois compartimentos do
eletrodo e completa, o circuito elétrico. A ponte
salina é formada por um gel contendo solução
salina aquosa concentrada dentro de um tubo. A
solução salina mais utilizada é o KCl, pois os íons
K+ e Cl– não afetam as reações que ocorrem nas
células.

10. 


Capacidade de sofrer redução é chamada
de Potencial de Redução (Ered).
Capacidade de sofrer oxidação é chamado de
Potencial de Oxidação (Eóxi),
Visto que esses valores depende da
pressão, temperatura e concentração da
solução, determinou-se um potencialpadrão
 Normal,
em 25°C, pressão
concentração de 1,0 mol/L
 Identificado pelo símbolo E0.
de
1atm,
e

12. 
Quanto menor o potencial-padrão de
redução, maior a capacidade que o metal
possui de doar elétrons e vice-versa. De
maneira similar, quanto menor o potencialpadrão de oxidação, maior a capacidade que
o metal possui de receber os elétrons e viceversa.
 Maior Ered sofre redução
 Maior Eóxi, sofre oxidação

13. ou


Medida da voltagem ou intensidade de corrente
elétrica de uma pilha
Condições para Condução da Corrente Elétrica
 Uma diferença de potencial (ddp);
 Um meio condutor
 ddp ou ∆E

14. 
Pode ser expressa em termos de potencial de
redução ou de oxidação
 Esses potenciais têm o mesmo valor, porém
possuem sinais contrários.
∆E0 = E0red (cátodo) - E0 red
∆E0 = E0oxi (ânodo) - E0 oxi
(ânodo)
(cátodo)

15. No interior de um tubo invertido é colocada
uma lâmina de platina ligada a um fio também
de platina. O sistema é mergulhado numa
solução aquosa 1,0 M de H2SO4. Injeta-se na
abertura lateral do tubo gás hidrogênio sob
pressão de 1 atm, a 25 °C. Parte do gás
hidrogênio
adere
à
superfície
da
platina, fenômeno este chamado de adsorção.
 O gás adsorvido na placa forma uma película de
H2 sobre a platina e o conjunto funciona como
se fosse uma placa de hidrogênio, mergulhada
numa solução contendo cátions (eletrodo de
hidrogênio).

Reações no eletrodo de Hidrogênio:
– Perda de e-: H
2 + 2e E = 0,00 V
– Ganho de e : 2 + 2e H E = 0,00 V
–
2(g)
–
–
2(g)
0
0

16. 

No caso da pilha formada pelos eletrodos de cobre e hidrogênio , a ddp registrada foi de 0,34 V.
Com o funcionamento da pilha, percebemos que no eletrodo de cobre ocorreu deposição do
metal na placa, donde concluímos que houve redução do íon , como mostra a equação:


O do eletrodo de hidrogênio (= zero) é menor que o do eletrodo de cobre.
Como:

O sinal positivo indica que o eletrodo de cobre possui um Ered maior que o do eletrodo de
hidrogênio, ou seja, o íon Cu2+ é capaz de oxidar o H2: H2 2H+ + 2eComo percebemos nos exemplos descritos, o eletrodo de hidrogênio pode ser o cátodo ou o
ânodo de uma pilha. Se combinarmos o eletrodo de hidrogênio com eletrodos dos mais variados
metais, perceberemos que alguns se comportam como o eletrodo de cobre , já outros como o
eletrodo de zinco .


17. 
Para sabermos se a reação é espontânea ou
não, devemos adotar a seguinte conduta;
 verificar, no sentido indicado da reação, a espécie
que sofre oxidação (perde e–) e a espécie que sofre
redução (ganha e–);
 se a espécie que sofre redução apresentar
um maior que o da espécie que sofre oxidação, a
reação é espontânea; caso contrário, não.

18. ▪
▪
▪
▪
▪
Leclanché
Alcalina
Mercúrio
Níquel-cádmio
Lítio-iodo

19. 
Formação da Ferrugem
 Temos que a superfície do metal é o catodo e o
centro da gota é o anodo. Onde a gota está
presente existirá a oxidação do ferro e a superfície
reduzirá. Na verdade ocorrerá um fluxo de
elétrons saindo do anodo e se espalhando para
toda superfície metálica.

20. 
Formação da Ferrugem – Continuação
 As reações ocorridas são:
 Anôdo, ocorre a oxidação do ferro: Fe0 → Fe2+ + 2e Cátodo, ocorre a redução do oxigênio para formação da hidroxila, OH- (que





participará da formação do óxido): O2 + 2 H2O + 4e- → 4 OHSomando as semi-equações, temos: 2 Fe + O2 + 2 H2O → 2 Fe(OH)2
O Fe(OH)2 será oxidado à Fe(OH)3 pelo oxigênio atmosférico, pois o Fe3+ é
mais estável do que o Fe2+.
Fe(OH)3 = ferrugem
Quanto mais íons existirem na água da gota, mais fácil ocorrerá a reação.
É comum que o ferro seja recoberto por película de tinta (ou zarcão) ou de
outro metal, como estanho, zinco ou crômio, a fim de ser protegido contra
corrosão.
▪ A folha de aço usada nas latas para bebidas ou alimentos é revestida por películas de
estanho, seja pela imersão em estanho fundido, seja por galvanoplastia. O estanho
protege o ferro desde que a película seja contínua.
▪ Metal de Sacrifício: associar ao ferro um metal que seja mais reativo do que ele, como o
zinco ou o magnésio. Esse metal sofrerá oxidação antes do ferro, protegendo-o assim

21. 



Consiste em uma reação de oxirredução não
espontânea.
É o inverso de uma pilha.
Na eletrólise há a necessidade de uma fonte
externa de corrente elétrica (contínua) para
que uma reação não espontânea ocorra.
O recipiente em que se realiza a eletrólise
recebe o nome de célula eletrolítica ou cuba
eletrolítica.

22. O eletrólito, ou substância que conduz eletricidade, deve
ser um composto iônico líquido (fundido), ou então em
solução. Pode ser um composto molecular, desde que este
se ionize quando em solução.
 Os íons negativos são atraídos pelo pólo (ânodo), onde
irão perder elétrons (oxidação). Os elétrons cedidos ao
pólo
migram através do circuito externo até o
pólo (cátodo). Lá, estes serão "ganhos" pelos íons
positivos (redução).


23. 
Tipos de Eletrólise:
 Ígnea
 Soluções Aquosas

24. 


Para que ocorra uma eletrólise é necessária a
presença de íons livres.
Um composto iônico, no estado sólido, não
deve sofrer eletrólise, já que não possui íons
livres.
Uma forma de liberar os íons deste composto
é aquecê-los até a fusão (fundir).

25. 
Exemplo: Eletrólise ígnea do NaCl
Observação
– Normalmente os eletrodos utilizados são de grafite.
- O número de elétrons libertados no ânodo é sempre igual ao número de elétrons absorvidos
no cátodo, em qualquer instante da eletrólise

26. Quando um eletrólito é dissolvido em água (havendo ionização ou
dissociação do mesmo), além dos seus íons, devemos considerar a
ionização da própria água.
 Experimentalmente, observa-se que, na eletrólise aquosa, apenas
um tipo de cátion é atraído por vez no cátodo, e, enquanto ele
estiver presente na solução, nenhuma outra espécie será atraída. O
mesmo ocorre em relação aos ânions no ânodo.


27. 

Exemplo
Suponhamos uma solução aquosa de AB. Os íons presentes na
solução serão:
 A+(aq) e B-(aq) provenientes do eletrólito AB
 H+(aq) e OH-(aq) provenientes da água
Consultando a tabela de E0red e, verificarmos que o possui H+(aq)
maior que o A+(aq) (hipotético), o H+(aq) vai se reduzir mais
facilmente.
 Assim, a reação que ocorre, neste caso, é a descarga do H+(aq) e
não a do A+(aq).
 No caso dos ânions em solução, podemos dizer que, quanto maior
a eletronegatividade do ânion, maior será sua tendência de atrair
os elétrons e, portanto, mais difícil será doá-los.
 Suponha, no exemplo anterior, que B– seja menos eletronegativo
que OH–. Logo, B– perderá elétrons mais facilmente (descarrega
primeiro).


28. 


Ordem crescente de facilidade de descarga
para cátions e ânions.
Cátions: IA+, IIA2+, Al3+, H+, cátions restantes
(atraídos pelo pólo –).
Ânions: F–, ânions oxigenados,
,