Eletroquímica


Eletroquímica é a área da Química que estuda as reações que envolvem a transferência de elétrons e a interconversão de energia química em energia elétrica.

A eletroquímica é aplicada para fabricação de muitos aparelhos utilizados em nosso cotidiano, como pilhas, baterias, celulares, lanternas, computadores e calculadoras.

Reações de Oxirredução

Na eletroquímica, as reações estudadas são as de oxirredução. Elas são caracterizadas pela perda e ganho de elétrons. Isso quer dizer que ocorre a transferência de elétrons de uma espécie para outra.

Como o seu nome indica, as reações de oxirredução ocorrem em duas etapas:

  • Oxidação: Perda de elétrons. O elemento que provoca a oxidação é chamado de agente oxidante.
  • Redução: Ganho de elétrons. O elemento que provoca a redução é chamado de agente redutor.

Entretanto, para saber quem ganha e quem perde elétrons, deve-se conhecer os números de oxidação dos elementos. Veja esse exemplo de oxirredução:

Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g)

O elemento Zinco (Zn2+) é oxidado ao perder dois elétrons. Ao mesmo tempo, provocou a redução do íon de hidrogênio. Por isso, é o agente redutor.

O íon (H+) ganha um elétron, sofrendo redução. Com isso, provocou a oxidação do zinco. É o agente oxidante.

Saiba mais sobre Oxidação.

Pilhas e Eletrólise

O estudo da eletroquímica compreende as pilhas e a eletrólise. A diferença entre os dois processos é a transformação de energia.

  • A pilha converte energia química em energia elétrica, de modo espontâneo.
  • A eletrólise converte energia elétrica em energia química, de modo não espontâneo.

Saiba mais sobre Energia.

Pilhas

A pilha, também chamada de célula eletroquímica, é um sistema onde ocorre a reação de oxirredução. Ela é composta por dois eletrodos e um eletrólito, que em conjunto produzem energia elétrica. Se conectarmos duas ou mais pilhas, forma-se uma bateria.

O eletrodo é a superfície sólida condutora que possibilita a troca de elétrons.

  • O eletrodo no qual ocorre a oxidação é chamado de ânodo, representa o polo negativo da pilha.
  • O eletrodo no qual ocorre a redução é catodo, o polo positivo da pilha.

Os elétrons são liberados no ânodo e seguem por um fio condutor até o catodo, onde ocorre a redução. Assim, o fluxo de elétrons segue de ânodo para o catodo.

O eletrólito ou ponte salina é a solução eletrolítica condutora dos elétrons, permitindo a sua circulação no sistema.

Em 1836, John Fredric Daniell construiu um sistema que ficou conhecido como Pilha de Daniell. Ele interligou, com um fio metálico, dois eletrodos.

Um eletrodo consistia em uma placa de zinco metálico, mergulhado em uma solução aquosa de sulfato de zinco (ZnSO4), representando o ânodo.

O outro eletrodo consistia em uma placa de cobre metálico (Cu), imerso em uma solução de sulfato de cobre (CuSO4), representava o catodo.

No cátodo ocorre a redução do cobre. Enquanto, no ânodo acontece a oxidação do zinco. Conforme a seguinte reação química:

Cátodo: Cu2+(aq) + 2e- | → Cu0(s)|
Ânodo: Zn0(s) | → Zn2(aq) + 2e-|
Equação Geral: Zn0(s) + Cu2+(aq) | → Cu0(s) + Zn2+(aq)|

O “|” representa as diferenças de fases entre reagentes e produtos.

Eletrólise

A eletrólise é a reação de oxirredução que ocorre de modo não espontâneo, provocada pela passagem de corrente elétrica vinda de fonte externa.

A eletrólise pode ser ígnea ou aquosa.

A eletrólise ígnea é aquela que se processa a partir de um eletrólito fundido, ou seja, pelo processo de fusão.

Na eletrólise aquosa, o solvente ionizante utilizado é a água. Em solução aquosa, a eletrólise pode ser realizada com eletrodos inertes ou eletrodos ativos (ou reativos).

Aplicações

A eletroquímica é bastante presente em nosso cotidiano. Alguns exemplos são:

  • Reações no corpo humano;
  • Fabricação de diversos aparelhos eletrônicos;
  • Carregamento de baterias;
  • Galvanoplastia: revestimento de peças de ferro e aço com zinco metálico;
  • Diversos tipos de aplicação na indústria química.

A ferrugem dos metais é formada pela oxidação do ferro metálico (Fe) a cátion ferro (Fe2+), quando na presença de ar e água. Podemos considerar a ferrugem como um tipo de corrosão eletroquímica. O revestimento com zinco metálico, pelo processo de galvanoplastia, impede o contato do ferro com o ar.

Exercícios

1. (FUVEST) - I e II são equações de reações que ocorrem em água, espontaneamente, no sentido indicado, em condições padrão.

I. Fe + Pb2+ → Fe+2 + Pb
II. Zn + Fe2+ → Zn2+ + Fe

Analisando tais reações, isoladamente ou em conjunto, pode-se afirmar que, em condições padrão,
a) elétrons são transferidos do Pb2+ para o Fe.
b) reação espontânea deve ocorrer entre Pb e Zn2+.
c) Zn2+ deve ser melhor oxidante do que Fe2+ .
d) Zn deve reduzir espontaneamente Pb2+ a Pb.
e) Zn2+ deve ser melhor oxidante do que Pb2+.

d) Zn deve reduzir espontaneamente Pb2+ a Pb.

2. (Unip) Objetos de ferro ou aço podem ser protegidos da corrosão de vários modos:
I) Cobrindo a superfície com uma camada protetora.
II) Colocando o objeto em contato com um metal mais ativo, como zinco.
III) Colocando o objeto em contato com um metal menos ativo, como cobre.
São corretos:
a) apenas I.
b) apenas II.
c) apenas III.
d) apenas I e II.
e) apenas I e III

d) apenas I e II.

3. (Fuvest) Numa pilha do tipo comumente encontrado nos supermercados, o pólo negativo é constituído pelo revestimento externo de zinco. A semi-reação que permite ao zinco funcionar como pólo negativo é:
a) Zn+ + e- → Zn
b) Zn2+ + 2e- → Zn
c) Zn → Zn+ + e-
d) Zn → Zn2+ + 2e
e) Zn2+ + Zn → 2Zn+

d) Zn → Zn2+ + 2e