quimica

1. ELETROQUÍMICA:
PILHAS
ELETRÓLISE
PROFª JULIANA

2. HISTÓRICO
 1800 – ALESSANDRO VOLTA
Ele empilhou pequenos discos de zinco e cobre,
separando-os com pedaços de um material poroso
(feltro) embebidos em uma solução aquosa de H2SO4
(boa condutora).
ENERGIA PILHA ENERGIA
QUÍMICA ELÉTRICA
ELETRÓLISE

3. CONSTITUIÇÃO DAS PILHAS
 ELETRODOS
 metal
 solução do metal
 FIO CONDUTOR DE ELÉTRONS

4. • PONTE SALINA OU PLACA POROSA
Finalidade:
Permitir o escoamento de íons de uma semicela
para outra, de modo que cada solução permaneça
sempre eletricamente neutra.
Ponte Salina:
Solução de água
e sal.
No caso da pilha
de Daniell
(solução de KCl
eletrólito forte)

5. MONTANDO UMA PILHA
(PILHA DE DANIELL - 1836)
e-  e-  e- 

6. Desgaste da placa (corrosão)
Oxidação do metal ( Zn/Zn2+)
ÂNODO
Polo negativo ( - )
Concentra a solução pela
oxidação do metal a íon
POA
Aumento de massa da placa
Redução do íon (Cu2+/Cu)
CÁTODO
Polo positivo ( + )
Diluição da solução pela
redução do íon da solução
RREC
CÁTODO
Polo +
ÂNODO
Polo -

7. Reações das Pilhas
e- 
e-  e- 
e- 
Semi-reação de oxidação (perde e-)
Semi-reação de redução (ganha e-)
Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu
REAÇÃO GLOBAL DA PILHA
Sentido
dos
e-

8. REPRESENTAÇÃO SIMPLIFICADA
 Obs.: O sentido da corrente elétrica é o inverso
do caminho percorrido pelos elétrons.
A0/A+ // B+/B0
Pólo –
Oxidação
ÂNODO
Pólo +
Redução
CÁTODO
Ponte salina
Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu

9. POTENCIAL DE UMA PILHA
O Potencial de um pilha é medido
experimentalmente por um
aparelho denominado
VOLTIMETRO, cujo objetivo é
medir a força eletromotriz (fem ou
E) da pilha.
O valor indicado pelo voltímetro,
em volts (V), corresponde a
diferença de potencial ou ddp (E)
de uma pillha, e depende das
espécies químicas envolvidas, das
suas concentrações e da
temperatura.

10. POTENCIAL DO ELETRODO
Potencial normal (ou Padrão) do Eletrodo
Símbolo = E0
Unidade = volt (V)
Conceito: é a grandeza que mede a capacidade que o
eletrodo possui de sofrer oxi-redução nas condições
padrão
Condição Padrão
Concentração da solução: 1 mol/L;
Pressão: 1 atm
Temperatura: 25o.C

11. Cálculo do E da Pilha
E = E0
redução - E0
redução
maior menor
E = E0
oxidação - E0
oxidação
maior menor
ou
E > 0 processo espontâneo
E < 0 processo não espontâneo

12. Medição dos Potenciais
Eletrodo Padrão
Por convenção foi escolhido o
eletrodo de hidrogênio H2 / 2H+
como eletrodo padrão.
Esse eletrodo possui potencial
de oxidação e/ou redução igual
a ZERO
H2  2H+ + 2e E0 = 0,00 V
2H+ + 2e  H2 E0 = 0,00 V

13. Medição dos Potenciais
Exemplo com Zinco

15. Quanto
menor o
potencial de
redução
(mais
negativo),
maior a
capacidade
de sofrer
OXIDAÇÃO
Quanto
maior o
potencial de
redução
(mais
positivo),
maior a
capacidade
de sofrer
REDUÇÃO
Aumenta o
caráter
OXIDANTE
Aumenta o
caráter
REDUTOR

16. ELETRODO DE SACRIFÌCIO
Placas de zinco são
periodicamente grudadas ao
casco dos navios, pois atuam
como eletrodos de sacrifício, se
oxidando no lugar do ferro.
Zn2+ + 2e  Zn E0 = - 0,76 V
Fe2+ + 2e  Fe E0 = - 0,44 V

17. ELETRÓLISE
• Reação de oxirredução provocada pela corrente elétrico
• Um gerador elétrico fornece energia ao processo.
• O fluxo de elétrons é do polo positivo para o negativo.
• ELETRÓLITOS: substâncias ou misturas que contenham íons
livres.

18. ELETRÓLISE ÍGNEA
• Ocorre com substâncias iônicas fundidas (estado líquido)
Ex: aquecer NaCl a 800 ºC
NaCl  Na+ + Cl-
2 Cl-  2e + Cl2
2 Na+ + 2e  2 Na
2 Na+ + 2 Cl-  2 Na + Cl2

19. ELETRÓLISE EM SOLUÇÃO
AQUOSA
• Utiliza água como solvente.
• Ocorre competição de íons.

20. ELETRÓLISE EM SOLUÇÃO
AQUOSA
X 2

21. ESTEQUIOMETRIA DA
ELETRÓLISE

22. ESTEQUIOMETRIA DA
ELETRÓLISE

23.  Aplicando nossa aula
1 – Considerando a pilha esquematizada abaixo, indique:
a) O metal M, que combinado
com o eletrodo de alumínio
funcione como ânodo da pilha.
b) Calcule o E da pilha de
Alumínio com o metal M
escolhido no item a.
c) Indique o metal com maior
caráter oxidante na tabela dada.

24. a) O metal M, que combinado
com o eletrodo de alumínio
funcione como ânodo da pilha.
RESOLUÇÃO:
O Potencial de redução do
alumínio é = -1,66 V;
O metal M para atuar como
ânodo deverá sofrer OXIDAÇÃO e
deverá, portanto possuir MENOR
potencial de REDUÇÃO que o
Alumínio.
O único metal com potencial de
redução menor que o Alumínio é o
MAGNÉSIO = -2,36 V

25. b) Calcule o E da pilha de
Alumínio com o metal M
escolhido no item a.
E = E0
redução - E0
redução
maior menor
E = E0
Al - E0
Mg
E = + 0,70 V
E = -1,66 - (-2,36)
OBS: toda pilha é um processo
espontâneo de transferência de
elétrons e portanto seu E e
sempre positivo.

26. c) Indique o metal com maior
caráter oxidante na tabela dada.
Maior caráter OXIDANTE,
significa, maior capacidade
de sofrer REDUÇÃO;
Na tabela ao lado o metal
com maior poder de redução
é a PRATA = + 0,80 V

27. 2 – Observe a pilha abaixo e indique:
a) O ânodo da pilha.
b) O pólo positivo da
pilha.
c) O eletrodo que sofre
oxidação.
d) Calcule o E da pilha.
e) Escreva a notação
oficial da pilha.

28. RESOLUÇÃO
a) O ânodo da pilha.
b) O pólo positivo da pilha.
c) O eletrodo que sofre
oxidação.
Sofre oxidação
ÂNODO
Pólo Negativo
Sofre redução
CÁTODO
Pólo Positivo
MENOR POTENCIAL DE
REDUÇÃO
MAIOR POTENCIAL DE
REDUÇÃO
Eletrodo de chumbo
Eletrodo de Prata
Eletrodo de Chumbo

29. d) Calcule o E da pilha.
Maior potencial
de redução
Menor potencial
de redução
E = E0
redução - E0
redução
maior menor
E = E0
Ag - E0
Pb
E = + 0,92 V
E = + 0,79 - (-0,13)

30. e) Escreva a notação
oficial da pilha.
Pb0/Pb2+ // Ag+/Ag0
Pólo –
Oxidação
ÂNODO
Pólo +
Redução
CÁTODO
Ponte salina

31. 3 – Considere a notação oficial da pilha e responda as questões:
Cr/Cr3+ // Ni2+/Ni
a) O pólo negativo da pilha.
b) O cátodo da pilha.
c) Escreva as semi-reações da pilha e a reação global da pilha.
Dados: E0 red a 25o.C e soluções 1mol/L
Cr3+ + 3e-  Cr E0 = -0,41 V
Ni2+ + 2e-  Ni E0 = -0,24 V
Menor potencial de redução (sofre oxidação)
Maior potencial de redução (sofre redução)
Eletrodo onde ocorre oxidação - Cr
Eletrodo onde ocorre redução - Ni
2Cr  2Cr3+ + 6e- (x2)
semi-reação de oxidação
semi-reação de redução 3Ni2+ + 6e-  3Ni (x3)
REAÇÃO GLOBAL: 2 Cr + 3Ni2+  2 Cr3+ + 3Ni

32. Cr/Cr3+ // Ni2+/Ni
Dados: E0 red a 25o.C e soluções 1mol/L
Cr3+ + 3e-  Cr E0 = -0,41 V
Ni2+ + 2e-  Ni E0 = -0,24 V
d) Calcule o E da pilha.
E = E0
redução - E0
redução
maior menor
E = E0
Ni - E0
Cr
E = + 0,17 V
E = - 0,24 - (-0,41)