O documento discute diferentes tipos de pilhas, incluindo a pilha seca de Leclanché, pilhas alcalinas e de lítio, descrevendo suas composições e voltagens. Também aborda a corrosão, suas reações químicas, formas de prevenção como galvanização, e processos de eletrólise com exemplos específicos. O texto finaliza com a descrição de reações ocorrendo em eletrólise aquosa e ígnea, destacando a formação de gases e as características das soluções resultantes.

1. Pilhas comerciais
Pilha seca (pilha de Leclanché)
O recipiente é constituído de Zn, atuando como ânodo.
Há um papelão poroso que separa o zinco dos demais materiais. O eletrodo
central é de grafita, e atua como cátodo. Existe uma pasta úmida que fica entre
os eletrodos que apresenta ZnCl2
e NH4
Cl.
O cátodo é envolvido por uma camada de MnO2
A voltagem fornecida por essa pilha é 1,5V.
Semi reações:
Zn  Zn2+ + 2e-
2MnO2 + H2O + 2e-  Mn2O3 + 2OH-
NH4+ + OH-  NH3 + H2O
A amônia se acumula ao redor do bastão de
grafite, agindo como uma camada isolante,
reduzindo a voltagem da pilha.
A pilha cessará quando todo MnO2 for

2. Pilha alcalina
É um aprimoramento da pilha de leclanché.
É uma pilha seca de Zn e MnO2, a solução eletrolítica é base forte
(KOH). (Em leclanché utiliza-se NH4Cl e ZnCl2)
Sua voltagem também é de 1,5V, porém sua duração é cinco vezes
maior que a pilha seca de Leclanché.
- KOH não forma uma camada isolante
-O zinco não fica muito tempo exposto
ao meio ácido (NH4+)

3. Pilha de lítio
O ânodo é feito de metal lítio e o cátodo é de MnO2 ou cloreto
de sulfurila (SOCl2).
As pilhas de lítio apresentam uma alta voltagem: 3,4V.

4. Pilhas recarregáveis
As pilhas não-recarregáveis, que são aquelas utilizadas uma vez e
depois são descartadas, estas são chamadas de pilhas primárias.
Nessas pilhas os materiais de oxidação e de redução não permanecem
no ânodo e no cátodo, por isso é impossível reverter a situação.
As pilhas recarregáveis são aquelas que depois de utilizadas pode ser
recarregadas e utilizadas novamente, estas são chamadas de pilhas
secundárias.
Nessas pilhas os materiais de oxidação ficam no ânodo e os materiais
de redução permanecem no cátodo, sendo possível inverter as
reações.

5. Corrosão
É um fenômeno que está associado à ferrugem que é
aquela camada de cor marrom-avermelhada que geralmente se
forma em superfícies metálicas.
A ferrugem nada mais é do que o desgaste sofrido pelas
construções que representam os sinais de reações químicas.
Este fenômeno não ocorre somente com metais mas também
com outros materiais dentre eles os polímeros orgânicos, o
concreto, eletrodomésticos, grades, instalações industriais,
automóveis, etc.
É um processo resultante da ação do
meio sobre um determinado material,
causando sua deterioração.

6. Formação da Ferrugem
Reação anódica (oxidação): Fe ---> Fe2+ + 2e– (1)
Reação catódica (redução): 2H2O + 2e– ---> H2 + 2OH– (2)
Neste processo, os íons Fe2+ migram em direção à região catódica,
enquanto os íons OH - direcionam-se para a anódica.
Em uma região intermediária, ocorre a formação do hidróxido
ferroso:
Fe2+ + 2OH– ---> Fe (OH)2 (3)
3Fe(OH)2 ---> Fe3O4 + 2H2O + H2 (4)

7. Em meio com baixo teor de oxigênio, o hidróxido ferroso sofre a
seguinte transformação:
3Fe(OH)2 ---> Fe3O4 + 2H2O + H2 (4)
Caso o teor de oxigênio seja elevado
2Fe(OH)2 + H2O + 1/2O2 ---> 2Fe(OH)3 (5)
2Fe(OH)3 ---> Fe2O3.H2O + 2H2O (6)
Produto final da corrosão (ferrugem):
Fe3O4 (coloração preta)
Fe2O3.H2O (coloração alaranjada ou castanho- avermelhada).

9. Ataque do concreto por agente externo
Essa corrosão também afeta a estabilidade e durabilidade
das estruturas, sendo muito rápida e progressiva.
Fatores:
mecânicos (vibrações e erosão),
físicos (variação de temperatura),
biológicos (bactérias) ou
químicos (em geral ácidos e sais).

10. Como minimizar os efeitos da corrosão?
Os processos mais empregados para a prevenção da corrosão
são a proteção catódica e anódica, os revestimentos e os
inibidores de corrosão.
A proteção catódica é a técnica que transforma a estrutura
metálica que se deseja proteger em uma pilha artificial,
evitando, assim, que a estrutura se deteriore (Dutra e
Nunes,1987).

11. A proteção de uma superfície metálica
Um procedimento possível para proteger o ferro da
corrosão em ambientes nos quais estejam exposto à agua e a
O2 é a galvanização.
Galvanizar o ferro ou o aço consiste em revesti-lo com
zinco metálico (como se fosse uma fina camada de tinta) para
evitar sua corrosão.
O zinco foi escolhido por ser um redutor mais forte que o
ferro.
Zn2+ + 2e-  Zn Eo = -0,76V
Fe2+ + 2e-  Fe Eo = -0,44V
O zinco também atua, com relação ao ferro, como se fosse o

12. Se o ferro galvanizado fosse “riscado” e exposto ao ar e a
umidade, ele estaria sujeito a ser oxidado a Fe2+. Este seria
imediatamente reduzido pelo zinco, impedindo o aparecimento
da ferrugem.
Zn(s) + Fe2+(aq)  Fe(s) + Zn2+(aq)
Como o Zn tem mais facilidade para se oxidar ( pois tem
menor Eored) ele tende a se oxidar preferencialmente, mesmo
que o Fe esteja exposto.

13. Se a película protetora de Zn for danificada e o
ferro estiver exposto, o Zn atuará como metal de
sacrifício, ou seja, um metal propositadamente
colocado em contato com o ferro para que seja
oxidado em lugar dele, preservando-o.

14. O escurecimento de um objeto de prata se deve à
formação de uma película de Ag2S, na qual a prata está oxidada
(Ag+). A limpeza pode ser reduzindo-se Ag+ a Ago
.
4 Ag (s) + 2H2S (g) + O2 (g)  2 Ag2S (s) + 2 H2O (l)
Talher Poluente do ar depósito preto
Para limpeza, utiliza-se pastas ou soluções que apresentem
alumínio em pó.
Eo red Al3+/Alo  -1,68V
Eo red Ag+/ Ago  +0,80V

15. ELETRÓLISE

16. Pode-se dizer que
ELETRÓLISE
é o fenômeno de decomposição de uma
substância pela ação de uma
CORRENTE ELÉTRICA
A eletrólise ocorre com soluções onde existam íons
ou
com substâncias iônicas fundidas

17. Uma fonte de energia
faz passar uma
corrente elétrica pelo
recipiente contendo a
solução, ou a
substância fundida,
provocando a reação
química e liberando as
espécies finais nos
eletrodos
ÂNIONS
GERADOR
CÁTIONS
ELÉTRONS
+ –
+ –
ELÉTRONS

18. Podemos dividir a eletrólise em
ÍGNEA e AQUOSA
ELETRÓLISE ÍGNEA
Ocorre com a substância iônica na fase
líquida (fundida)
ELETRÓLISE AQUOSA
Ocorre quando o eletrólito
se encontra dissolvido na ÁGUA

19. ÂNIONS
GERADOR
CÁTIONS
ELÉTRONS
+ –
+ –
ELÉTRONS
No pólo negativo (cátodo)
os cátions
recebem elétrons
(sofrem redução)
e descarregam.
C x+ + C
A x – A
-
x e
No pólo positivo (ânodo)
os ânions
perdem elétrons
(sofrem oxidação)
e descarregam.
-
x e
Na eletrólise
o pólo negativo é o cátodo
e o pólo positivo o ânodo.

20. Eletrólise ígnea do
CLORETO DE SÓDIO ( NaCl )
No estado fundido teremos os íons
sódio (Na+
) e cloreto (Cl–
)
Pólo negativo: Na+
+ e –  Na
Pólo positivo: Cl – – e –  Cl2
2 2
2 2 2
Reação global:
Na+
+ 2 e –
 Na
2 2
Cl – – e–  Cl2
2 2
2 NaCl  Na
2 + Cl2

21. 01) No cátodo de uma célula de eletrólise sempre ocorre:
a) deposição de metais.
b) uma semi-reação de redução.
c) produção de corrente elétrica.
d) desprendimento de hidrogênio.
e) corrosão química.
+
+
-
-
GERADOR
ânodo cátodo
cátions
ânions
elétrons
elétr
ons
C
x +
+ C
-
x e

22. 02) A eletrólise de cloreto de sódio fundido produz sódio
metálico e gás cloro. Nesse processo, cada íon:
a) sódio recebe dois elétrons.
b) cloreto recebe um elétron.
c) sódio recebe um elétron.
d) cloreto perde dois elétrons.
e) sódio perde um elétron.
Pólo positivo: Cl – – e –  Cl2
2 2
Pólo negativo: Na+
+ e –  Na
2 2 2
Na + Cl –

23. 03) O alumínio é obtido industrialmente pela eletrólise ígnea
da alumina (Al2
O3
). Indique a alternativa falsa:
a) O íon alumínio sofre redução.
b) O gás oxigênio é liberado no ânodo.
c) O alumínio é produzido no cátodo.
d) O metal alumínio é agente oxidante.
e) O íon O2-
sofre oxidação.
Al
+3
O
–2
3
2
Pólo negativo: Al+3
+ e –
 Al
Pólo positivo: O – 2 – e –  3/2 O2
3 6
2 6 2
+
+
-
-
GERADOR
ânodo cátodo
cátions
ânions
elétrons
elétro
ns

24. Na eletrólise aquosa teremos a presença de
“ DOIS CÁTIONS “ e “ DOIS ÂNIONS “
Neste caso teremos que observar a
“ ORDEM DE DESCARGA DOS ÍONS ”

25. Facilidade de descarga em eletrólise aquosa

26. Na descarga do H ocorre a seguinte reação:
+
2 OH –
– 2 e –
H2O + 1/2 O2
-
2 H + 2 e H2
-
+
Na descarga do OH ocorre a seguinte reação:
-

27. Eletrólise aquosa do NaCl
ionização da água : H2O  H+
+ OH –
dissociação do NaCl : NaCl  Na+
+ Cl –
o Cl –
tem prioridade diante do OH –
No ânodo (pólo positivo)
–
2 Cl –
2 e  Cl2
o H+
tem prioridade diante do Na+
No cátodo (pólo negativo)
2 H+
+ 2 e –
 H2

28. – –
2 Cl – 2 e  Cl2
ÂNODO :
CÁTODO : 2 H + 2 e  H2
+ –
ficam na solução os íons Na+
e OH –
tornando a mesma básica
devido á formação do NaOH

29. GERADOR
ELÉTRONS
+ –
+ –
ELÉTRONS
CÁTODO
OH
–
Cl
Na
+
– Cl
Na
OH
+
–
–
Cl
2
2 H +
H + H +
ÂNODO
ELETRÓLISE AQUOSA DO NaCl
Cl – – e–
 Cl2
2 2
2 H + e –
2  H2
+
A solução final
apresenta
caráter básico,
devido à formação do
NaOH

30. Eletrólise aquosa do CuSO4
Ionização da água
H2O H + OH
+ –
Dissociação do CuSO4
CuSO4 Cu + SO4
2+ 2 –
No ânodo (pólo positivo) a oxidrila tem
prioridade diante do sulfato
2 OH – 2 e H2O + 1/2 O2
– -
No cátodo (pólo negativo) o íon cúprico tem
prioridade diante do H
+
Cu + 2 e Cu
-
2+
Ficam na solução os íons H e SO4
tornando a mesma ácida devido á
formação do H2SO4
+ 2 –

31. 01) Quando se faz passar uma corrente elétrica através de uma
solução aquosa de iodeto de potássio pode-se verificar que:
a) ocorre migração de K+
para o ânodo e I –
para o cátodo.
b) ocorre migração do H+
para o cátodo e I –
para o ânodo.
c) a solução torna-se ácida devido à formação de HI.
d) a solução permanece neutra devido à formação de H2
e I2
.
e) há formação de I2
no cátodo.
ionização da água : H2O  H + OH
dissociação do KI :
+ –
KI  K + I
+ –
2 H
+ e –
2  H2
+
Pólo negativo:
(cátodo)
I – – e–  I2
2 2
Pólo positivo:
(ânodo)
Ficam na
solução
K +
OH –

32. 02) Na eletrólise de uma solução aquosa diluída de ácido
sulfúrico:
a) Quais são os gases produzidos?
b) O que ocorre com a concentração da solução?
c) Escreva a equação global.
Ionização da água:
H2O H + OH
+ –
Ionização do ácido sulfúrico:
H2SO4 2 H + SO4
+ –2
Pólo negativo:
(cátodo)
2 H + 2 e  H2
+ –
Pólo positivo:
(ânodo)
– –
2 OH – 2 e  1/2 O2 + H2O
A solução vai ficando CONCENTRADA em H2SO4
2 H + 2 OH  H2 + ½ O2 + H2O
+ –