Reações Redox e Eletrólise

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2015 
Karoline Meirelles 103.229 
UNIFESP - BCT 
9/6/2015 
Trabalho Final – Reações Redox 
e Eletrólise 
REAÇÕES DE ÓXIDO-REDUÇÃO 
São reações em que acontece transferência de carga de um reagente para o outro e 
ocorre a variação do número de oxidação das espécies envolvidas. O processo de 
redução e oxidação deve ser simultâneo e não podem coexistir independentemente. 
 Oxidação: é um processo que resulta na perda de um ou mais elétrons pelas 
substâncias, tendendo a um estado de oxidação mais positivo. 
 Redução: é um processo que resulta em ganho de um ou mais elétrons pelas 
substâncias, tendendo a um estado de oxidação mais negativo. 
 Agente oxidante: é aquele que aceita elétrons e é reduzido durante o processo. 
 Agente redutor: é aquele que perde elétrons e que se oxida no processo. 
Meia reação ou meia célula: 
Todas as meias reações podem ser expressas em termos de redução ou oxidação. 
Por exemplo, as meias reações, são: 
 Fe2+/Feo 
Redução: Fe2+ + 2e- ⇄ Feo 
Oxidação: Feo ⇄ Fe2+ + 2e- 
Generalizando, temos: 
Aox + ne- → Ared 
Bred → Box + ne- 
Ou, 
Zn2+ (aq) + 2e- → Zn (s) Eo (Zn2+, Zn) = -0,76 V (redução) 
Cu (s) → Cu2+ (aq) + 2e- Eo (Cu, Cu2+) = -0,34 V (oxidação) 
As reações globais seriam, respectivamente: 
Aox + Bred ⇄ Ared + Box 
Zn2+ (aq) + Cu (s) ⇄ Zn (s) + Cu2+ (aq) Eo= (-0,76) + (-0,34) =-1,0 V 
As espécies reduzida e oxidada, juntas, formam um par redox. Um par redox tem 
sempre a forma Ox/Red, em que Ox é a forma oxidada da espécie e Red é a forma 
reduzida. Veja o exemplo de par redox abaixo: 
 Mg2+/Mg 
As semi reações expressam as duas contribuições de uma reação redox completa. 
 
Balanceamento de Equações Redox: 
Podemos balancear separadamente as semi reações e depois soma-las, para obter a 
equação balanceada da reação total. 
 Igualar o número de elétrons perdidos da oxidação e o número de elétrons usados 
na redução. 
 Identifique as espécies que sofreram oxidação e as que sofreram redução. 
 Balanceie todos os elementos nas duas semi reações, exceto O e H. 
 Balanceie as cargas elétricas adicionando elétrons dos dois lados da equação. 
 Multiplique todas as espécies, em uma ou em ambas as semi reações, pelo fator que 
iguale o número de elétrons nas duas semi reações e, então, some-as. 
 Simplifique a equação cancelando as espécies que aparecem em ambos os lados da 
seta e verifique se nos dois lados os átomos e as cargas estão canceladas. 
Sistemas combinados redox e ácido-base: 
Envolvem não só a troca de elétrons, mas também prótons são transferidos, como em 
qualquer sistema ácido-base. 
HNO3 + 3H+ + 3e- → NO↑ + 2 H2O 
CdS↓ → Cd2+ + S2- 
S2- → S↓ + 2e- 
--------------------------------------------------------------------- 
2HNO3 + 6H+ + 3CdS↓ ⇄ 2NO↑ + 3Cd2+ + 3S↓ + 4H2O 
Quanto ao balanceamento: 
 Em solução ácida, balanceie O usando H2O e, depois, balanceie H usando H+. 
 Em solução básica, balanceie O usando H2O e balanceie, depois, H adicionando H2O 
do lado de cada semi reação em que H é necessário e OH- do lado oposto. 
Obs.: Na parte superior da Tabela estão os oxidantes mais fortes, capazes de oxidar 
os compostos que aparecem mais abaixo. Tendo Eo mais positivos, tendem a se reduzir. 
Na parte inferior, estão os compostos redutores mais eficientes, que apresentam Eo 
mais negativos e que tendem a se oxidar. Portanto, tendem a reduzir os compostos mais 
acima na Tabela. 
Pode-se construir uma pilha com duas semi reações, sendo Eo a chamada força 
eletromotriz padrão (fem) desta pilha galvânica construída. 
Aplicações: Pilhas 
Zn(s) + Cu2+(aq) ⇄ Zn2+(aq) + Cu(s) 
O zinco é oxidado e o cobre é reduzido. É possível observar nesta reação que a partir de 
energia química, gera-se energia elétrica. 
CÉLULAS GALVÂNICAS 
 
Uma reação espontânea pode ser usada para gerar uma corrente elétrica. 
Os elétrons se transferem e a energia livre do sistema cai à medida que a reação se 
aproximado equilíbrio. Entretanto, embora energia seja liberada na forma de calor 
nenhum trabalho elétrico é feito. Os elétrons podem realizar trabalho ao passar da 
espécie que se oxida para a espécie que se reduz. Isso é o que acontece em uma célula 
galvânica. 
Uma célula galvânica consiste em 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 é tipicamente uma solução de um composto iônico 
em água. Resumidamente: Um eletrodo consiste de um metal condutor em contato com 
uma solução de seus íons, eletrólito. Observa-se que há duas fases distintas em 
interação, isto é, fase sólida: metal e fase líquida: solução contendo um íon. 
A seguir temos a ilustração de uma célula galvânica: 
2 Ag+(aq) + Cu(s) ⇄ Cu2+(aq) + 2 Ag(s) 
 
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 reduza coleta elétrons do condutor metálico. 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 energia potencial da célula é 
convertida em energia elétrica. 
O fluxo de elétrons ocorre do ponto onde a energia potencial é maior, no anodo, onde 
ocorre a oxidação, para o ponto de baixa energia potencial, o catodo, onde ocorre 
redução. Uma célula galvânica comercial tem o catodo marcado com o sinal + e o anodo 
com o sinal -. 
A célula de Daniell é um exemplo antigo de célula galvânica que usa a oxidação do cobre 
pelos íons de zinco. Ela foi inventada pelo químico britânico John Daniell, em 1836, 
quando o avanço da telegrafia criou a necessidade urgente de uma fonte de corrente 
elétrica confiável e estável. 
Potencial da célula: 
O potencial da célula, E, é a medida da capacidade que tem a reação da célula de forçar 
elétrons através de um circuito. Uma reação com muito poder de empurrar e puxar 
elétrons gera alto potencial de célula. Uma reação com pequeno potencial de empurrar 
e puxar elétrons só gera um pequeno potencial. Uma bateria descarregada é uma reação 
que atingiu o equilíbrio, perdeu o poder de mover elétrons e tem potencial igual a zero. 
Notação das Células: 
Para impedir a mistura de soluções, os químicos usam uma ponte salina para unir os 
dois compartimentos de eletrodo e completar o circuito elétrico, os íons são escolhidos 
de forma a não afetar a reação da célula. Os dois eletrodos da célula de Daniell são 
descritos como Zn(s)|Zn2+(aq)||Cu2+(aq)|Cu(s). Cada linha vertical representa uma interface 
entre as fases. 
Identificado o catodo é possível determinar qual é o terminal positivo. Se o catodo é o 
eletrodo que está à direita no diagrama da célula, então, por convenção, a fem da célula 
descrita pelo diagrama de célula é registrado como sendo positivo, como em 
 Zn(s)|Zn2+(aq)||Cu2+(aq)|Cu(s) E=+1,10 V 
Equação de Nerst: 
À medida que uma reação prossegue em direção ao equilíbrio, as concentrações dos 
reagentes, e produtos alteram e ΔGr, se aproxima de zero. Portanto, quando os 
reagentes são consumidos em uma célula eletroquímica de trabalho, o potencial da 
célula também decresce até chegar a zero. Para visualizar quantitativamente esse 
comportamento, é preciso saber como a fem varia conforme a concentração das 
espécies na célula, a partir da seguinte equação: 
 E = E° −
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln 𝑄 
ELETRÓLISE 
As reações redox que têm energia livre de reação positiva não sãoespontâneas, mas a 
corrente elétrica pode ser usada para fazê-las ocorrer. Não existem reações químicas 
espontâneas comuns em que o flúor seja um produto; logo, o produto não pode ser 
isolado por reações químicas comuns. Ele não foi isolado até 1886, quando o químico 
francês Henri Moissan encontrou um procedimento para formar o flúor ao passar uma 
corrente elétrica por uma mistura anidra fundida de fluoreto de potássio e fluoreto de 
hidrogênio. O flúor ainda hoje é preparado comercialmente por este processo. 
Células Eletrolíticas: 
A célula eletrolítica é a célula eletroquímica na qual ocorre a eletrólise. A corrente passa 
pelo eletrólito, carregada pelos íons presentes. A Oxidação ocorre no anodo e a redução 
no catodo. Os elétrons passam do anodo para o catodo por um fio externo; os cátions 
movem-se através do eletrólito na direção do catodo e os ânions, na direção do anodo. 
Mas, em vez de corrente espontânea da célula galvânica, que fornece corrente para 
empurrar os elétrons por um fio em uma direção pré-determinada. O Resultado é forçar 
a oxidação em um eletrodo e a redução no outro. 
Abaixo temos uma representação de célula eletrolítica: 
 
Uma bateria recarregável funciona como uma célula galvânica quando está realizando 
trabalho e como célula eletrolítica quando está sendo recarregada. 
Para forçar uma reação em um sentido não-espontâneo, a fonte externa deve gerar uma 
diferença de potencial maior do que a diferença de potencial que seria produzida pela 
reação inversa. 
Ao conduzir uma eletrólise em solução, temos de saber se outras espécies presentes 
podem ser oxidadas ou reduzidas pela corrente elétrica. 
Lei de Faraday da eletrólise: A quantidade do produto formado ou do reagente 
consumido por uma corrente elétrica é estequiometricamente equivalente à 
quantidade de elétrons fornecidos. 
Se conhecemos a quantidade em mols de produto formado, podemos calcular a massa 
dos produtos ou, se forem gases, seus volumes. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
IMPACTO NOS MATERIAIS 
As células eletroquímicas têm papel importante na purificação e na preservação de 
materiais metálicos. As reações de redox são muito usadas pela indústria química para 
extrair metais de seus minérios. Entretanto, as reações redox também corroem os 
materiais que a indústria produz. 
Aplicações da eletrólise: 
Uma aplicação importante da eletrolise é a produção do metal sódio pelo processo de 
Downs, a eletrólise do sal-gema fundido. 
2 Na+ (fund) + 2 e- ⇄ 2 Na (l) 
2 Cl- (fund) ⇄ Cl2(g) + 2 e- 
O cloreto de sódio é abundante na forma de sal-gema, mas o solido não conduz 
eletricidade, porque os íons estão presos em suas posições. O cloreto de sódio precisa 
ser fundido para que a eletrolise possa ocorrer. Os eletrodos da célula são feitos de um 
material inerte, como o carbono, e a célula é projetada para armazenar, sem contato 
entre si, o sódio e o cloro produzidos na eletrolise, e, também, sem que haja contato 
com o ar. 
A eletrodeposição é a deposição eletrolítica de um filme fino de metal sobre um 
objeto. O objeto a ser recoberto é o catodo, e o eletrólito é uma solução em água de 
um sal do metal a ser depositado. O metal é depositado no catodo pela redução dos 
íons na solução de eletrólito. Esses cátions são fornecidos pelo sal adicionado ou pela 
oxidação do anodo, feito do metal de deposição. 
A eletrolise é usada industrialmente para produzir o alumínio e o magnésio, para 
extrair metais de seus sais, para preparar o cloro, o flúor, e o hidróxido de sódio, e 
para refinar o cobre. Ela é também usada na eletrodeposição. 
Corrosão: 
A corrosão é a oxidação indesejada de um metal. Ela diminui a vida útil de produtos de 
aço, como pontes a automóveis; a substituição do metal corroído custa bilhões de 
dólares por ano. 
A corrosão é um processo eletroquímico e a série eletroquímica nos dá uma indicação 
do porquê a corrosão ocorre e como pode ser prevenida. 
O principal responsável pela corrosão é a água. Uma semi reação que devemos levar 
em conta é: 
2 H2O (l) + 2 e- ⇄ H2(g) + 2 OH- (aq) Eo = -0,83 V 
Uma solução fortemente básica, neste pH, qualquer metal com tais características 
pode ser oxidado pela água. 
Os elétrons retirados do metal pela oxidação podem ser substituídos por elétrons de 
outra parte do metal condutor. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
CONCLUSÃO 
Uma célula eletroquímica de corrente contínua consiste em dois condutores elétricos denominados 
eletrodos, mergulhados em uma solução de eletrólitos. 
Para que uma corrente comece a fluir na célula é necessário: 
1. Que os eletrodos estejam conectados externamente, através de um condutor metálico. 
2. Que as duas soluções de eletrólitos estejam em contato, permitindo o movimento de íons 
entre elas. 
3. Que uma reação de transferência de elétrons possa ocorrer em cada um dos eletrodos 
As soluções precisam ser mantidas separadas para evitar a reação direta entre os reagentes: inserção de 
uma ponte salina. 
A célula eletrolítica requer uma fonte externa para que o funcionamento aconteça. 
O potencial padrão de eletrodo de uma semi reação é definido como seu potencial de eletrodo quando 
as atividades dos reagentes e produtos são todas iguais a unidade. 
Em uma célula galvânica, uma reação química espontânea retira elétrons da célula através do catodo, o 
sítio de redução, e os libera no anodo, o sitio de oxidação. 
Descreve-se como eletrodo representando-se as interfaces entre as fases por uma linha vertical. Um 
diagrama de célula mostra o arranjo físico das espécies e interfaces, com a ponte salina sendo indicada 
por uma linha dupla vertical. O sinal da fem é igual ao do eletrodo que está à direita no diagrama de 
célula. O sinal positivo da fem indica que a reação, como está escrita, é espontânea. 
O potencial fornecido a uma célula eletrolítica deve ser no mínimo igual ao potencial da reação a ser 
invertida. Se existe na solução mais de uma espécie que pode ser reduzida, as espécies com os maiores 
potenciais de redução são, preferencialmente, reduzidas. O mesmo princípio é aplicado à oxidação. 
A quantidade de produto em uma reação de eletrólise é calculada pela estequiometria da semi reação, 
pela corrente e pelo tempo que ela flui. 
 
BIBLIOGRAFIA 
Atkins, Princípios de Química (3ª edição; Capítulo 12; pág 539 a 569) 
http://www2.iq.usp.br/docente/amdcferr/disciplinas/QFL2129/Aula_8_-_ProcRedox.pdf 
http://www.ufjf.br/nupis/files/2010/10/aula-3-Redox1.pdf 
http://www.ufjf.br/nupis/files/2012/04/aula-2-eletroanal%C3%ADtica.pdf 
http://www.lce.esalq.usp.br/arquimedes/Atividade07.pdf