O documento aborda a eletroquímica, que estuda a relação entre reações químicas e eletricidade, focando na produção de hidrogênio e células combustíveis. Explica conceitos como reações de oxi-redução, número de oxidação, e diferenciação entre células galvânicas e eletrolíticas, além de apresentar experimentos históricos relevantes de Galvani e Volta. Por fim, destaca a importância da eletroquímica em tecnologias diversas, incluindo baterias e eletrodeposição.

1. Produção e uso de Hidrogênio
e células combustíveis
Dra. Letícia F. G. Larsson
Revisão de eletroquímica básica

2. Eletroquímica
Reações químicas
e eletricidade
Célula Galvânica
Reações Redox
Potencial de eletrodo e
Diferença de Potencial
Semi-reações
Célula Eletrolítica

3. Eletroquímica
É o ramo da química que estuda as interações entre energia elétrica e
reações químicas a partir da transferência de elétrons. Ela se concentra
nos processos em que as reações químicas produzem corrente elétrica
ou onde a corrente elétrica provoca reações químicas.
A eletroquímica é fundamental para entender e desenvolver tecnologias
como baterias, células de combustível, eletrodeposição, e processos
industriais de produção de metais, além de ser essencial para estudar
fenômenos naturais como a corrosão dos metais.
Eletroquímica

4. Eletroquímica
Eletroquímica
Espontâneo
Não espontâneo

5. Eletroquímica
Eletroquímica
Espontâneo
Não espontâneo
Célula Galvânicas/ Voltaicas/ Pilhas
Células Eletrolíticas
Células eletroquímicas
Produzem corrente elétrica a partir da reação
química
A reação química ocorre a partir da corrente
elétrica

6. Eletroquímica
Eletroquímica
As reações que ocorrem na eletroquímica são chamadas de
Reações de Oxi-Redução
Reações onde há fluxo de elétrons

7. Eletroquímica
Eletroquímica
Reações de Oxi-Redução
OXIDAÇÃO: Perda de elétrons
REDUÇÃO: Ganho de elétrons
Ocorrem juntas
São reações de transferência de elétrons entre
substâncias, onde o número de oxidação (nox) de uma
substância aumenta enquanto o nox de outra substância
diminui

8. NOX
Número de oxidação de um elemento químico
É uma medida que indica o número de elétrons
que um átomo ganha, perde ou compartilha em
uma ligação química.

9. NOX
Número de oxidação de um elemento químico
Regras para determinar o NOX:
1. Elementos livres: O NOX de um elemento no estado natural é sempre zero.
Exemplo: O , H , Fe (NOX = 0).
₂ ₂
2. Íons monoatômicos: O NOX de um íon é igual à sua carga.
Exemplo: Na tem NOX = +1 Cl tem NOX = -1.
⁺ ⁻
3. Hidrogênio: Geralmente tem NOX = +1, exceto em hidretos metálicos, onde é -1.
4. Oxigênio: Normalmente tem NOX = -2, exceto em peróxidos, onde é -1, e em compostos com
flúor, onde é positivo.
5. Soma: A soma dos NOX em um composto neutro é igual a zero. Exemplo NaCl

10. NOX
Determinação do NOX
1. H O:
₂
Hidrogênio (H): +1
Oxigênio (O): -2
Soma: 2×(+1)+(−2)= 0 (composto neutro).
2. KMnO :
₄
Potássio (K): +1
Oxigênio (O): -2
Para equilibrar a carga, o manganês (Mn) deve ter NOX +7.
Soma: (+1)+(+7)+4×(−2)=0

11. 1. Determine o NOX dos elementos no composto NaClO .
₃
Exercícios
2. Calcule o NOX do enxofre em H SO .
₂ ₄

12. 1. Determine o NOX dos elementos no composto NaClO .
₃
Exercícios
•Na: +1 (elemento do grupo 1).
•O: -2 (oxigênio normalmente tem NOX = -2).
•Cl: ? (Determine o NOX do cloro para que a soma seja 0).
(+1)+NOX do Cl+3×(−2)=0
(+1)+NOX do Cl−6=0
NOX do Cl=+5

13. Exercícios
2. Calcule o NOX do enxofre em H SO .
₂ ₄
•H: +1
•O: -2
•S: ?
2×(+1)+ NOX do S+ 4×(−2)=0
+2+NOX do S−8=0
NOX do S= +8 -2
NOX do S = +6

14. Eletroquímica
Eletroquímica
Reações de Oxi-Redução
OXIDAÇÃO: Perda de elétrons. Número de oxidação aumenta
Sódio: 1 elétron na C.V
Na0
→ Na+
Quem sofre oxidação → Agente Redutor

15. Eletroquímica
Eletroquímica
Reações de Oxi-Redução
REDUÇÃO: Ganho de elétrons. Número de oxidação diminui
Oxigênio: 6 elétrons na C.V
Quem sofre redução → Agente Oxidante

16. Semi-reações
Representação das equações
redox
Zn(s) + Cu2+
(aq) → Cu(s) + Zn2+
(aq)
2e- oxidou
2e-
reduziu
Oxidou → Ag. Redutor
Reduziu → Ag. Oxidante
Cu2+
+ 2e-
→ Cu0
Zn0
→ Zn2+
+ 2e-

17. Exercício
Identifique a oxidação e redução da reação e escreva as semi-reações.
2 Ag+
(aq) + Fe(s) → 2 Ag(s) + Fe2+
(aq)
MnO4
–
(aq) + 8H+
+ 5Ce3+
→ 5 Ce4+
(aq) + Mn2+
(aq) + 4H2O(l)

18. Exercício
Identifique a oxidação e redução da reação e escreva as semi-reações.
2 Ag+
(aq) + Fe(s) → 2 Ag(s) + Fe2+
(aq)
2 Ag+
(aq) + 1e-
→ 2 Ag(s)
Fe(s) → Fe2+
(aq) + 2e-
1e-
reduziu
2e-
oxidou
Reduziu → agente oxidante
Oxidou → agente redutor

19. Exercício
Identifique a oxidação e redução da reação e escreva as semi-reações.
MnO4
–
(aq) + 8H+
+ 5 Ce3+
→ 5 Ce4+
(aq) + Mn2+
(aq) + 4H2O(l)
MnO4
–
(aq) + 5e-
→ Mn2+
(aq)
5Ce3+
→ 5 Ce4+
+ 1e-
5e-
reduziu
1e-
oxidou
Reduziu → agente oxidante
Oxidou → agente redutor

20. Potencial de um eletrodo
Representação das equações
redox
É a medida da espontaneidade ou tendência de um eletrodo de doar ou receber elétrons.
Al3+
+ 3e-
→ Al0
E0
= -1,66 V
2H+
+ 2e-
→ H2 (g) E0
= 0,0 V
Cu2+
+ 2e-
→ Cu0
E0
= 0,34 V
Zn2+
2e-
→ Zn0
E0
= -0,76 V
Quanto maior for o valor de potencial de redução, maior a
tendência da espécie perder elétrons

22. Potencial do Eletrodo
2 Ag+
(aq) + Fe(s) → 2 Ag(s) + Fe2+
(aq)
2 Ag+
(aq) + 2e-
→ 2 Ag(s) E0
= 0,80 V
Fe2+
(aq) + 2e-
→ Fe(s) E0
= - 0,44 V
Reduz → agente oxidante
Oxida → agente redutor

23. Exercício
Identifique nas semi-reações qual espécie tem tendência a oxidar e qual espécie tem
tendência a reduzir
Reduz → agente oxidante
Oxida → agente redutor
Al3+
+ 3e-
→ Al0
Ered = - 1,66 V
Zn2+
+ 2e-
→ Zn0
Ered = - 0,76 V
Zn2+
+ Al(s) → Zn(s) + Al3+

24. Notação das células eletroquímicas
2Al3+
+ 6e-
→ 2Al0
3Zn2+
+ 6e-
→ 3Zn0
3Zn2+
+ 2Al(s) → 3Zn(s) + 2Al3+
Oxidação || Redução
Ponte salina
Al | Al3+
|| Zn2+
| Zn

25. Notação das células eletroquímicas
Oxidação || Redução
Cu(s) |Cu2+
(aq) || Zn2+
(aq) | Zn(s)
Zn(s) | Zn2+
(aq) || Cu2+ (aq) | Cu(s)
Qual a semi-reação redox e o potencial da
célula?
Cu2+
+ 2e-
→ Cu0
E0
= 0,34 V
Zn2+
2e-
→ Zn0
E0
= -0,76 V

26. Pilha de Galvani
Galvani realizava experimentos em sapos dissecados, com uma Jarra de Leiden para gerar descargas
elétricas que estimulavam a contração muscular.
Em 26 de janeiro de 1781, uma assistente de Galvani
tocava o nervo crural interno de um sapo com um
bisturi ao mesmo tempo que uma descarga elétrica era
liberada de uma Jarra de Leiden. Uma faísca se
acendeu no ar e, para surpresa geral, os músculos da
perna do sapo imediatamente se contraíram.
Ele passou os próximos anos repetindo e introduzindo
variações e controles nesse experimento. Ele acabou
chegando à conclusão de que os animais possuíam um
tipo de eletricidade intrínseca, que se acumulava no
músculo e causava as contrações quando estimuladas.

27. Pilha de Alessandro Volta
Foi a primeira bateria que podia continuamente prover
uma corrente elétrica a um circuito. Foi inventada por Alessandro
Volta, que publicou seus experimentos em 1799.
Volta criou um equipamento que gerava
eletricidade e estimulava contrações musculares
sem a exigência de nenhum tecido animal.
Ele empilhou camadas de metais alternados
(prata ou zinco) separadas por panos ou pedaços
de papelão embebidos em uma salmoura (água
com sal). Em cada extremidade da pilha, foi
colocado um fio e, assim, uma corrente elétrica
fluiu.

28. Pilha de Daniell
ZnSO4 (aq) → Zn2+
(aq) + SO4
2-
(aq) CuSO4 (aq) → Cu2+
(aq) + SO4
2-
(aq)

29. Pilha de Daniell
Zn(s) + Cu2+
(aq) → Cu(s) + Zn2+
(aq)
Cu2+
+ 2e-
→ Cu0
Zn0
→ Zn2+
+ 2e-
ÂNODO CÁTODO
ÂNODO: Placa de zinco mergulhada
em uma solução de sulfato de zinco
CÁTODO: Placa de cobre
mergulhada em uma solução de
sulfato de cobre
Processo espontâneo

30. Pilha de Daniell
ÂNODO CÁTODO
ZnSO4 (aq) → Zn2+
(aq) + SO4
2-
(aq)
CuSO4 (aq) → Cu2+
(aq) + SO4
2-
(aq)
K+
Cl-
Cl-
Ânion → Ânodo
K+
Cátion → Cátodo
Ponte salina

31. Zn(s) + Cu2+
(aq) → Cu(s) + Zn2+
(aq)
Cu2+
+ 2e-
→ Cu0
E0
= + 0,34 V
Zn2+
+ 2e-
→ Zn0
E0
= - 0,76 V
ÂNODO CÁTODO
Cálculo de Potencial da célula
E = E
Δ 0
cátodo - E0
ânodo
E = 0,34
Δ – (-0,76)
E = +1,10 V
Δ

32. 2 Ag+
(aq) + Fe(s) → 2 Ag(s) + Fe2+
(aq)
2 Ag+
(aq) + 2e-
→ 2 Ag(s) E0
= 0,80 V
Fe2+
(aq) + 2e-
→ Fe(s) E0
= - 0,44 V
Reduz → agente oxidante
Oxida → agente redutor
E = E
Δ 0
cátodo - E0
ânodo
E = 0,80
Δ – (-0,44)
E = +1,24 V
Δ
Exercício

33. Cátodo
Ânodo
E = E
Δ 0
cátodo - E0
ânodo
E = 0,10
Δ – (-1,24)
E = +1,34 x 6
Δ
Exercício
Seguindo as semi-reações abaixo, a bateria produzida na série Breaking Bad é suficiente para ligar o furgão
sabendo que foram feitas 6 baterias?
Dados: Bateria original é de 12 V
ZnO + 2 H2O + 2 e-
→ Zn + 2 OH-
Ered = - 1,24 V
HgO + H2O + 2 e-
→ Hg + OH-
Ered = 0,10 V
E = 8,04 V
Δ
HgO + Zn(OH)2 ZnO + Hg
→
Não é suficiente

34. Células Eletrolíticas
As células eletrolíticas realizam reações químicas não espontâneas usando energia
elétrica. Nesse tipo de célula, a energia elétrica é convertida em energia química.

35. Células Eletrolíticas
Existem dois tipos de eletrólise:
Ígnea
Aquosa

36. Células Eletrolíticas
Ígnea
NaCl
O material precisa ser aquecido até a fusão
2 NaCl(s) → 2Na+
(l) + 2Cl-
(l)
2Cl-
→ 2 e-
+ Cl2(g)
2Na+
+ 2 e-
→ 2 Na(s)
Semi-reação de oxidação
Semi-reação de redução

37. Células Eletrolíticas
Aquosa
NaCl
2 NaCl(s) → 2Na+
(aq) + 2Cl-
(aq)
Dissolução
Autoionização
2 H2O(l) → 2H+
(aq) + 2OH-
(aq)
Prioridade
Cátion
Metais alcalinos, alcalinos terrosos e Al3+
< H+
< Demais cátions
Ânion
Oxigenados e F-
< OH-
< Demais ânions

38. Células Eletrolíticas
NaCl
2H+
+ 2 e-
→ 2H2(g)
2Cl-
→ 2 Cl(g) + 2 e-
Semi-reação de oxidação
Semi-reação de redução

39. Células Eletrolíticas
Diferenças principais em relação à célula galvânica:
•Fonte de energia: A célula eletrolítica requer uma fonte
externa de corrente elétrica para forçar a reação.
•Papel dos eletrodos:
• O ânodo é onde ocorre a oxidação (igual na célula
galvânica), mas aqui é o eletrodo positivo porque
a corrente é forçada a entrar nele.
• O cátodo é onde ocorre a redução, mas aqui é o
eletrodo negativo, pois recebe elétrons da fonte
externa.

40. Células Eletrolíticas
Por que o cátodo é negativo na eletrólise?
1.Fornecimento de elétrons: Na eletrólise, a fonte de energia externa (como uma bateria)
empurra os elétrons para o cátodo, tornando-o o polo negativo. Esses elétrons são fornecidos ao
cátodo pela bateria ou fonte externa.
2.Movimento dos íons: Os cátions (íons positivos) presentes na solução são atraídos pelo
cátodo porque ele tem excesso de elétrons (é negativo). Quando esses cátions chegam ao
cátodo, eles ganham elétrons e sofrem a redução. Isso ocorre porque as espécies químicas
buscam se estabilizar ao ganhar elétrons.
3.Inversão do sentido natural: Em uma célula galvânica (pilha), o cátodo é o polo positivo
porque os elétrons são naturalmente atraídos para ele (reação espontânea). Na eletrólise, o
sentido do fluxo de elétrons é forçado pela corrente externa, e o cátodo se torna negativo, pois a
bateria força a entrada de elétrons no cátodo.

41. Células Eletrolíticas
Eletrólise da água
Na eletrólise da água, uma corrente elétrica é passada pela água para decompor a molécula de H O em
₂
gás oxigênio (O ) e gás hidrogênio (H ).
₂ ₂
•Ânodo (positivo):
• Ocorre a oxidação da água, produzindo oxigênio.
2H2O → O2 + 4H+
+ 4e-
•Cátodo (negativo):
• Ocorre a redução dos íons H , produzindo hidrogênio.
⁺
4H+
+ 4e−
→ 2H2

42. Células Eletrolíticas
Eletrólise da água
Quando uma corrente elétrica é aplicada na célula eletrolítica, os íons positivos da água (H+
) são atraídos
para o eletrodo negativo (cátodo), onde recebem elétrons da corrente elétrica e se transformam em átomos
de Hidrogênio.
Os íos OH-
são atraídos para o eletrodo positivo (ânodo) e transferem elétrons para a corrente elétrica,
formando o O2.

43. Células Eletrolíticas
Característica Célula Galvânica Célula Eletrolítica
Reação Espontânea
Não espontânea (forçada por
corrente externa)
Função
Converte energia química em
elétrica
Converte energia elétrica em
química
Ânodo Oxidação, eletrodo negativo Oxidação, eletrodo positivo
Cátodo Redução, eletrodo positivo Redução, eletrodo negativo
Fonte de Energia
Nenhuma (a reação redox gera
corrente)
Corrente externa necessária
Exemplo Pilha ou bateria Eletrólise da água
Diferenças entre Células Galvânicas e Eletrolíticas

44. Exercício
1. Na eletrólise de NaCl:
2NaCl(aq)→2Na(s)+Cl2(g)
a) Identifique onde ocorrem a oxidação e a redução.
b) Qual é a diferença entre o papel dos eletrodos nesta
célula eletrolítica e em uma célula galvânica?

45. Exercício
a) Identificação de onde ocorrem a oxidação e a redução na eletrólise de NaCl:
Na eletrólise de NaCl (cloreto de sódio em solução aquosa), as reações redox ocorrem nos eletrodos, que
estão conectados a uma fonte de energia externa. O NaCl dissocia-se em íons Na e Cl , e a água também
⁺ ⁻
pode participar da reação.
Oxidação (Perda de elétrons): Ocorre no ânodo (eletrodo positivo).
Aqui, o íon Cl⁻ perde elétrons (é oxidado) e forma gás cloro (Cl ).
₂
2Cl−
→Cl2(g) + 2e−
Portanto, a oxidação ocorre no ânodo.

46. Exercício
Redução (Ganho de elétrons): Ocorre no cátodo (eletrodo negativo).
No cátodo, os íons Na⁺ ou a água podem ser reduzidos. No caso da eletrólise de NaCl
fundido (sem água), o íon Na é reduzido para formar sódio metálico (Na).
⁺
Na+
+e−
→Na(s)
Portanto, a redução ocorre no cátodo.

47. Exercício
b) Diferença entre o papel dos eletrodos em uma célula eletrolítica e em uma célula galvânica:
Na célula eletrolítica:
• O ânodo é positivo porque a corrente elétrica da fonte externa é forçada a retirar elétrons dele
(oxidação ocorre aqui).
• O cátodo é negativo porque recebe elétrons da fonte externa (redução ocorre aqui).
• A reação é não espontânea, ou seja, a energia elétrica é usada para forçar as reações de oxidação e
redução.
Na célula galvânica (ou voltaica):
• O ânodo é negativo porque os elétrons são gerados pela oxidação espontânea no ânodo e fluem pelo
circuito externo em direção ao cátodo.
• O cátodo é positivo porque recebe os elétrons que fluem do ânodo (redução ocorre aqui).
• A reação é espontânea, e a célula gera energia elétrica a partir da energia química liberada pelas
reações redox.

48. Exercício
Resumo:
Na célula eletrolítica, o ânodo é positivo e o cátodo é negativo, com a
energia elétrica forçando a reação.
Na célula galvânica, o ânodo é negativo e o cátodo é positivo, e a reação é
espontânea, gerando corrente elétrica.

49. Equação de Nernst
∆G= ∆G0
+ RT ln Q
∆G= - nFE
-nFE= -nFE0
+ RT ln Q
E= E0
- ln Q
R = 8,315 J K-1
mol-1
;
T = 298,2 K (25 °C);
F = 96485 C mol-1
E= E0
- ln Q Q=

50. Equação de Nernst
Qual é o potencial da célula E em 25°C para a célula com as condições descritas
Zn(s) + Cu2+
(aq) → Cu(s) + Zn2+
(aq)
Cu2+
+ 2e-
→ Cu0
E0
= + 0,34 V
Zn2+
+ 2e-
→ Zn0
E0
= - 0,76 V
[Zn2+
] =0,01M;

51. Aplicações práticas da eletroquímica

52. Experimento Alumínio e CuSO4
O alumínio é mais reativo que o cobre na série de reatividade dos metais. Portanto, o alumínio pode
deslocar o cobre de uma solução de CuSO , causando uma reação de oxirredução:
₄
2Al(s)+3CuSO4(aq) → Al2(SO4)3(aq) + 3Cu(s)
Nesta reação, o alumínio sólido (Al) oxida-se, passando a íon Al³ , enquanto o cobre (Cu² ) na
⁺ ⁺
solução de CuSO se reduz, formando cobre metálico (Cu) sólido. A reação forma
₄ sulfato de
alumínio (Al2(SO4)3) em solução e cobre metálico precipita.
•Alumínio (Al) doa elétrons e se oxida a Al³ .
⁺
•Íons Cu²⁺ do sulfato de cobre são reduzidos, formando cobre metálico sólido (Cu).
Equação iônica simplificada:
2Al(s)+3Cu2+
(aq)→2Al3+
(aq) +3Cu (s)

53. Experimento Alumínio e CuSO4
O NaCl (cloreto de sódio) em solução dissocia-se completamente em íons Na+
e Cl−
, mas não reage
diretamente com os outros componentes da reação, como o alumínio ou o sulfato de cobre. Ele pode
atuar como um eletrólito, aumentando a condutividade da solução, mas não participa diretamente da
reação de oxirredução entre alumínio e íons Cu² .
⁺
Observações visuais:
•Há a formação de cobre metálico na solução, que precipita no fundo do recipiente.
•A solução muda de cor conforme o íon Cu² é consumido, possivelmente passando de azul (cor típica de
⁺
CuSO4​
) para uma solução incolor à medida que o sulfato de alumínio é formado.

54. Reação redox espontânea
Corrosão e proteção de metais
A corrosão é um processo eletroquímico onde os metais, como o ferro, são gradualmente degradados ao
se oxidarem quando expostos ao ambiente (oxigênio e umidade). Um exemplo clássico é a ferrugem no
ferro.
Fe(s) Fe
→ 3+
+3e−
O ferro perde elétrons (oxida-se) e forma óxido de
ferro (ferrugem), enfraquecendo a estrutura metálica.
Corrosão = metal + umidade + Oxidante

55. Corrosão e proteção de metais
Corrosão = metal + umidade + Oxidante
Fe(s) Fe
→ 3+
+3e−
Fe3+
O2
ânodo
O2+H2O + 4e-
OH
→ -
cátodo
Fe2
O3

56. Como evitar a corrosão?
Corrosão e proteção de metais
1. Pintura e Revestimentos:
A aplicação de tinta ou outros revestimentos impede que o
metal entre em contato com o oxigênio e a umidade, prevenindo a
corrosão.

57. Corrosão e proteção de metais
2. Proteção Catódica:
Esse método usa a eletroquímica para proteger metais da corrosão,
especialmente em tubulações subterrâneas e cascos de navios. A proteção
catódica funciona ao transformar o metal a ser protegido (ferro, por
exemplo) no cátodo de uma célula galvânica, de modo que ele não seja
oxidado.
Exemplo: Uso de ânodo de sacrifício:
Um metal mais reativo, como o zinco, é conectado ao ferro. O zinco se
oxida (atua como ânodo), e o ferro permanece protegido.
Zn(s)→Zn2+
+2e−
Como o ferro se torna o cátodo, ele não é oxidado, prevenindo a corrosão.

58. Pilhas e baterias
Célula primária
É uma célula galvânica, no interior da qual os reagentes são selados no momento da
fabricação. Não pode ser recarregada, sendo descartável no momento em que se
esgota.
Uma célula a combustível funciona como uma célula primária, mas os reagentes são
fornecidos continuamente.
Célula a combustível: Converte continuamente
a energia química contida nos combustíveis em
energia elétrica
H2 / O2
H2 + O2 → H2O(g)

59. Pilhas e baterias
Célula secundária
Precisam ser carregadas antes do uso. No processo de carga, uma fonte de
eletricidade inverte a reação de célula espontânea e cria uma mistura de reagentes que
não está em equilíbrio.
Célula de chumbo ácido: Formada por uma liga
de chumbo-antimônio coberta com uma pasta de
sulfato de chumbo (II). O eletrólito é ácido
sulfúrico diluído.
Pb + HSO4
-
→ PbSO4 + H+
+ 2e
ânodo
ânodo
PbO2 + HSO4
-
+ 3H+
+ 2e → PbSO4 + 2H2O

60. Pilhas e baterias
Célula secundária
Célula de chumbo ácido: Durante a carga
inicial, o sulfato de chumbo (II) reduz-se
parcialmente a chumbo em um dos eletrodos.
Este eletrodo agirá como ânodo durante a
descarga.
Simultaneamente, durante a carga, parte do
sulfato de chumbo (II) se oxida a óxido de
chumbo (IV) no eletrodo que irá agir como
cátodo durante a descarga.
Pb + HSO4
-
→ PbSO4 + H+
+ 2e
ânodo
´cátodo
PbO2 + HSO4
-
+ 3H+
+ 2e → PbSO4 + 2H2O

61. Eletrólise Industrial: Produção de alumínio.