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E-books PCNA
Vol. 1
ELEMENTAR
CAPÍTULO 10 – ELETROQUÍMICA
QUÍMICA
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2 QUÍMICA ELEMENTAR – CAPÍTULO 10
APRESENTAÇÃO ................................................... 3
CAPÍTULO 10 ....................................................... 4
1. ELETROQUÍMICA ............................................. 4
1.1. Célula Galvânica ou Pilha ....................................... 4
1.1.1. Estrutura da Pilha ................................................ 4
1.1.1.1. Representação esquemática para uma pilha .. 9
1.1.1.2. Potencial-padrão de um eletrodo ................. 10
1.1.1.3. Previsão da força eletromotriz de uma pilha 10
1.1.1.4. Caráter oxidante e redutor de mesmas
espécies químicas ...................................................... 11
10.2. Eletrólise ou Célula Eletrolítica .......................... 11
1.2.1. Eletrólise Ígnea .................................................. 12
1.2.2 Eletrólise Aquosa ................................................ 13
1.3. Estequiometria das reações eletroquímicas ......... 15
1.4. Equação de Nernst ................................................ 16
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APRESENTAÇÃO
Ao chegar à UFPA, você tem a possibilidade de cursar
gratuitamente cursos de nivelamento em Ciências Básicas
(Física, Química e Matemática). Assistindo às aulas no
próprio ambiente em que cursará sua graduação, isso
auxiliará você a adquirir o conhecimento necessário para
enfrentar melhor o programa curricular do seu curso.
Então seja Bem-vindo ao Curso de Nivelamento em
Química Elementar do PCNA. Este é o décimo de uma série
de dez E-books que vão lhe acompanhar durante o curso, o
professor utilizará este material como apoio às suas aulas e é
fundamental que você o leia e acompanhe as atividades
propostas.
A série “E-books PCNA-Química” foi desenvolvida
com o propósito de apresentar o conteúdo do curso de
Química Elementar.
Neste fascículo você irá encontrar o conteúdo de
Eletroquímica. É bom lembrar que não se pode aprender
Química sem alguns pré-requisitos, que muitas vezes não
valorizamos por acharmos simples e descomplicados,
todavia, atenção e compreensão se fazem necessária.
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Capítulo 10
1. Eletroquímica
Em geral, uma célula eletroquímica é um
dispositivo em que uma corrente elétrica – o fluxo de elétrons
através de um circuito – é produzida por uma reação química
espontânea ou é usada para forçar a ocorrência de uma
reação não espontânea. Sendo assim, a eletroquímica
propõe uma conversão de energias: converter energia
elétrica (eletricidade) em energia química (reação
redoxi) e converter energia química em energia elétrica.
Quando se consegue, a partir de uma reação química,
obter uma certa quantidade de eletricidade (conversão de
energia química em energia elétrica), temos uma pilha ou
célula galvânica. Quando se utiliza a eletricidade para
induzir uma reação redoxi (conversão de energia elétrica em
energia química), temos uma eletrólise ou célula
eletrolítica.
1.1. Célula Galvânica ou Pilha
1.1.1. Estrutura da Pilha
Uma pilha é formada por dois eletrodos, ou
condutores metálicos, que fazem o contato elétrico com o
conteúdo da célula, e um eletrólito, um meio condutor
iônico dentro da célula. Em um condutor iônico, uma
corrente elétrica é carregada pelo movimento dos íons. O
eletrólito em geral é uma é uma solução de um composto
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iônico em água. A oxidação ocorre em um eletrodo, onde a
espécie que está sendo oxidada cede elétrons para o
condutor metálico. A redução acontece no outro
eletrodo, onde a espécie que está sendo reduzida coleta
elétrons do condutor metálico. Podemos imaginar a
reação química total como elétrons sendo transferidos de um
eletrodo para outro. Esse processo provoca um fluxo de
elétrons no circuito externo que une os dois eletrodos e essa
corrente pode ser usada para realizar trabalho elétrico.
A figura abaixo faz a nomenclatura para os eletrodos:
Lembrando que o sinal “+” é comumente utilizado
para representar o cátodo e o sinal “-“ para representar o
ânodo.
A célula de Daniell é muito utilizado para ilustrar uma
pilha, vejamos a seguir uma das formas de ilustração desta
pilha:
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Se substituirmos a lâmpada por um voltímetro, verifica-se (a
25ºC e com 1mol/L de Cu²+ e 1 mol/L de Zn²+) que:
• Nesta pilha a diferença de potencial elétrico é de
1,10V;
• O potencial do eletrodo de cobre é maior do que o do
eletrodo de zinco;
Estudos mais detalhados sobre o funcionamento desse
dispositivo (com a lâmpada e sem o voltímetro) revelam que,
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com o passar do tempo, à medida que a lâmpada permanece
acesa:
• A concentração de íons cobre (II) diminui na solução
da direita;
• A concentração de íons zinco aumenta na solução da
esquerda;
• A placa de zinco sofre corrosão (desgaste)
• Sobre a placa de cobre deposita-se mais cobre
metálico.
Esses fatos indicam que elétrons fluem pelo fio metálico da
placa de zinco (menor potencial) para a de cobre (maior
potencial).
Sendo assim há um aumento de íons Zn²+ na solução, devido
a oxidação da placa e uma diminuição de íons Cu²+ na
solução, devido o depósito desses íons na placa de cobre,
onde tais reações podem ser descritas da seguinte maneira:
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Note que a ponte salina tem papel fundamental para
o perfeito funcionamento da célula galvânica, pois é ela a
responsável por neutralizar as cargas das soluções (já que o
ânodo vai estar com muitos cátions atraindo elétrons para a
placa metálica, impedindo a oxidação e o cátodo vai estar
com muitos ânions repelindo a chegada de elétrons,
impedindo a redução), e também tem como função fechar o
circuito para que este possa ter um fluxo contínuo de elétrons
tanto na parte externa quanto um fluxo ordenado de cátions
e ânions na parte interna.
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1.1.1.1. Representação esquemática para uma pilha
Para representar uma célula galvânica deve-se
representar as espécies envolvidas na reação, e separá-las
por barras. Onde a ponte salina é representada por duas
barras verticais (||), à esquerda da ponte salina fica a equação
do eletrodo que sofre a oxidação e à direita fica a equação do
eletrodo que sofre a redução. Veja o exemplo para a Pilha de
Daniell.
Outra forma, e mais comum, de se representar uma
pilha é através das semirreações de oxidação e redução,
sendo que ambas as reações devem ter o mesmo número de
elétrons para que possam ser cancelados e formar a reação
global. Veja o exemplo abaixo, também para a Pilha de
Daniell.
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1.1.1.2. Potencial-padrão de um eletrodo
Para expressar o potencial elétrico na eletroquímica,
foi escolhido como referencial o eletrodo-padrão de
hidrogênio, a concentração de 1,0mol/L, 100kPa, 25ºC, e a
partir deste foram estabelecidos os potenciais padrões (Eo)
de cada elemento.
É importante destacar que quanto maior o
potencial padrão de um elemento, maior é a tendência
de receber elétrons, ou seja, de sofrer redução. Por isso,
essa grandeza também é conhecida como potencial
padrão de redução. (Consulte os potenciais padrões de
redução ao final deste material).
1.1.1.3. Previsão da força eletromotriz de uma pilha
A força eletromotriz de uma pilha (∆Eº), nas
condições-padrão é dada pela diferença dos potenciais-
padrão de cada eletrodo da pilha e é expressa por:
∆Eº = Eºeletrodo que recebe e´ - Eºeletrodo que perde e´
Por exemplo, no caso da pilha de Daniell, temos:
Zn2+(aq) + 2 e- ↔ Zn( s) Eºred = - 0,76 V
Cu2+(aq) + 2 e- ↔ Cu( s) Eºred = + 0,34 V
∆Eº = Eº(recebe) - Eº(perde)
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∆Eº = EºCu2+ - EºZn2+
∆Eº = + 0,34 - (- 0,76)
∆Eº = + 1,10 V
1.1.1.4. Caráter oxidante e redutor de mesmas
espécies químicas
É importante destacar que um mesmo eletrodo pode
sofrer oxidação ou redução, dependendo da situação. Veja o
exemplo a seguir:
1.2. Eletrólise ou Célula Eletrolítica
• Principais características da eletrólise:
o Reação não espontânea
o Dividida em Ígnea e Aquosa.
o Precisa de energia elétrica para ocorrer
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o Eletrodos presentes em um mesmo
compartimento
o Existe apenas 1 tipo de eletrólito
o As concentrações e pressões não estão nas
condições padrões.
É importante saber que as nomenclaturas na eletrólise
mudam um pouco, como segue:
1.2.1. Eletrólise Ígnea
É o nome de uma reação química provocada pela
passagem de corrente elétrica através de um composto
iônico fundido
Acompanhe o exemplo:
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1.2.2 Eletrólise Aquosa
É o nome de uma reação química provocada pela passagem
de corrente elétrica através de uma solução aquosa de
eletrólito. Nesta eletrólise, devemos considerar a facilidade de
descarga dos eletrodos em relação à água. Veja a tabela e os
exemplos a seguir:
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1.3. Estequiometria das reações eletroquímicas
• Lei de Faraday: A quantidade do produto formado ou
do reagente consumido por uma corrente elétrica é
estequiometricamente equivalente à quantidade de
elétrons fornecidos.
• Constante de Faraday – O módulo da carga elétrica de
um mol de elétrons (9,65 x 104) é conhecido como
Constante de Faraday e simbolizado por F.
• A carga elétrica, em coulombs, que passa por um
circuito pode ser calculada multiplicando-se a
corrente elétrica (i), em ampères, pelo intervalo de
tempo (t), em segundos:
𝑄 = 𝑖. 𝑡
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• Assim, usando-se um amperímetro e um cronômetro,
pode-se determinar a carga elétrica que sai de um
eletrodo, ou que chega a ele. E
• Esta carga elétrica corresponde a certa quantidade de
elétrons fornecidos, permitindo, desta forma,
combinar a quantidade de elétrons fornecidos com a
razão molar decorrente da estequiometria da reação
do eletrodo para deduzir a quantidade do produto
obtido.
1.4. Equação de Nernst
À medida que uma reação prossegue, as
concentrações dos reagentes e produtos se alteram e, numa
célula eletroquímica, a ddp (diferença de potencial ou força
eletromotriz) se torna zero quando a reação alcança o
equilíbrio.
O físico-alemão Walther Hermann Nernst (1864-
1941) deduziu uma equação que permite calcular a variação
do potencial de uma pilha em determinado instante a partir
das concentrações em quantidade de matéria das soluções
dos eletrodos:
𝐸 = 𝐸0 −𝑅𝑇
𝑛𝐹. ln 𝑄
Nessa equação, o significado de seus componentes é o
seguinte: “E0“é a força eletromotriz ou potencial padrão da
pilha correspondente (que se obtém a partir dos potenciais
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padrões dos eletrodos); “n” é o número de elétrons
transferidos; “Q” é o quociente de reação; “R” a constante dos
gases ideais em J.K-1.mol-1; “T” é a temperatura em Kelvin e
“F” é a constante deFaraday (96.485C.mol-1). Esse quociente
é o produto das concentrações das espécies ativas do segundo
membro da reação de oxi-redução, elevadas a seus
respectivos coeficientes estequiométricos (coeficientes que
precedem as fórmulas na equação química equilibrada), e
seu denominador é o produto análogo das concentrações dos
reagentes. Quando a concentração que tem lugar em uma
pilha alcança o estado de equilíbrio, a força eletromotriz da
pilha torna-se zero, o quociente de reação coincide com a
constante de equilíbrio e a equação de Nernst é, então,
expressa da seguinte maneira:
𝐸0 =𝑅𝑇
𝑛𝐹. ln 𝐾
Essa expressão possibilita o cálculo da constante de
equilíbrio, tendo como base a força eletromotriz padrão. As
principais aplicações práticas da equação de Nernst são a
determinação eletroquímica do pH de uma solução e a
determinação do produto de solubilidade de um sal.
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