UERJ QUÍMICA 9

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Tabela de potenciais-padrão de redução 
Uma pilha pode ser definida como um equipamento que consegue converter energia química em energia elétrica. Para tal, ela precisa conter dois eletrodos, o cátodo e o ânodo, que são formados por diferentes metais, por onde os elétrons irão fluir gerando a corrente elétrica.
Conforme explicado no texto Diferença de potencial de uma pilha, esse fluxo de elétrons sempre irá correr no sentido do ânodo para o cátodo, isto é, do eletrodo que tem menor potencial de redução para o eletrodo que possui maior potencial de redução. Além disso, foi mostrado o exemplo da pilha de Daniell, que tem a força eletromotriz ou diferença de potencial entre os eletrodos igual a 1,10 V.
Encontramos esse valor diminuindo o potencial-padrão (de redução ou de oxidação) de um eletrodo por outro. No caso dessa pilha, o cátodo é o cobre e o ânodo é o zinco. Os potenciais-padrão de redução de cada um são + 0,34V e – 0,76 V, respectivamente. Fazendo a conta, temos:
ΔE0 = E0red (maior) - E0 red (menor)
ΔE0 = Ered Cu2+ - Ered Zn2+
ΔE0 = + 0,34 – (- 0,76)
ΔE0 = + 1,10 V
Mas daí surge uma questão: De onde surgiram os valores dos potenciais-padrão de redução desses dois metais?
Para poder calcular a força eletromotriz de uma pilha, convencionou-se medir o potencial (de redução e de oxidação) de cada eletrodo em relação a um eletrodo padrão, isto é, um eletrodo que estivesse em condições padrão e que serviria de referência para se comparar com os demais eletrodos.
O escolhido foi o eletrodo de hidrogênio, que é formado por um fio de platina (Pt) com uma placa de platina na ponta dentro de um tubo de vidro que está preenchido com gás hidrogênio (H2) sob pressão de 1 atm. O gás hidrogênio fica adsorvido na placa de platina, que é inerte e não participa da reação. Esse conjunto fica mergulhado numa solução de ácido sulfúrico de concentração 1 mol/L, em temperatura de 25ºC ou 298 K.
Adotou-se por convenção que os potenciais-padrão de redução e de oxidação normais do hidrogênio, medidos em condições padrão, são iguais a zero.
Portanto, ligando o eletrodo de hidrogênio com um eletrodo de outro metal, medimos a diferença de potencial dessa pilha formada com um voltímetro e, então, sabemos o valor do potencial-padrão do metal.
Por exemplo, digamos que formemos uma pilha em que um eletrodo é de zinco e o outro é o de hidrogênio. O valor medido no voltímetro é igual a - 0,76 V.
O fato de ter dado um valor negativo indica que a corrente está fluindo do eletrodo de zinco para o eletrodo de hidrogênio. Isso significa que nesse caso o zinco é o ânodo (polo negativo, onde o zinco metálico sofre oxidação, perdendo elétrons), e o hidrogênio é o cátodo (polo positivo, onde os cátions de hidrogênio sofrem redução, ganhando elétrons).
 Sabendo que o potencial-padrão do hidrogênio é igual a zero, podemos descobrir o potencial-padrão do zinco:
Semirreação do ânodo: Zn( s)   ↔  Zn2+(aq) + 2 e-
Semirreação do cátodo: 2 H3O+(aq) + 2 e-  ↔  H2(g) + 2 H2O(?) 
ΔE0 = E0red (cátodo) - E0 red (ânodo)
- 0,76 = Ered H2 - Ered Zn2+
- 0,76 = 0  - Ered Zn2+
Ered Zn2+ = - 0,76 V
Assim, descobrimos que o potencial-padrão de redução do zinco é – 0,76 V. O seu potencial-padrão de oxidação é numericamente igual, mas com sinal contrário, isto é, +0,76 V.
Agora considere uma pilha formada entre o eletrodo de cobre e o de hidrogênio:
Dessa vez, o voltímetro marcou um valor positivo, igual a + 0,34. Isso quer dizer que agora ocorre o contrário da pilha anterior, a corrente está fluindo do eletrodo de hidrogênio para o eletrodo de cobre. O hidrogênio é o ânodo (polo negativo, onde o gás hidrogênio sofre oxidação, perdendo elétrons), e o cobre é o cátodo (polo positivo, onde os cátions de cobre sofrem redução, ganhando elétrons).
Seguindo o mesmo raciocínio da pilha anterior, temos:
Semirreação do ânodo: H2(g) + 2 H2O(?) ↔  2 H3O+(aq) + 2 e-  
Semirreação do cátodo: Cu2+(aq) + 2 e- ↔  Cu( s)   
ΔE0 = E0red (cátodo) - E0 red (ânodo)
+ 0,36 = Ered Cu2+ - Ered H2
+ 0,36 = Ered Cu2+ - 0 
Ered Cu2+ = + 0,36 V
O potencial-padrão de redução do cobre é igual a + 0,36 V e o seu potencial-padrão de oxidação é + 0,36 V.
Desse modo foi possível obter experimentalmente os valores de potenciais-padrão de redução de vários metais e os de oxidação dos seus cátions. Também foram obtidos os potenciais-padrão de oxidação de alguns ametais e de redução de seus ânions. Esses valores estão na tabela abaixo:
Conforme explicado no texto Introdução ao estudo da eletroquímica, as pilhas são dispositivos que possuem dois eletrodos ou polos formados por metais diferentes, sendo que, de modo espontâneo, o metal mais reativo doa elétrons para o metal menos reativo, ocorrendo uma reação de oxirredução que produz uma corrente de elétrons. Isso significa que a energia química é transformada em energia elétrica.
A intensidade dessa corrente elétrica ou força eletromotriz (E) da pilha pode ser medida por meio de um aparelho chamado voltímetro. Quanto maior for a intensidade da corrente elétrica, maior será a força eletromotriz da pilha. Esse valor é indicado no voltímetro em volts (V), unidade usada em homenagem ao criador da primeira pilha, Alessandro Volta.
Essa intensidade da corrente dependerá do potencial de redução e de oxidação dos metais que compõem os eletrodos, porque quanto maior for o potencial de oxidação de um metal, maior será a sua capacidade de ceder elétrons, e quanto maior for o potencial de redução de um metal, maior será a sua tendência de receber elétrons.
Desse modo, quando em uma pilha são conectados eletrodos que apresentam uma diferença de potencial (ddp ou U) muito grande, a intensidade da corrente elétrica é também muito grande e o valor da força eletromotriz é elevado. O contrário também é verdadeiro, ou seja, quanto menor for a diferença de potencial (ddp) entre os eletrodos, menor será a força eletromotriz da pilha.
A diferença de potencial é uma espécie de força eletromotriz. Mas aqui vamos considerar essas duas grandezas como tendo o mesmo valor, porque, em Física, a diferença de potencial de um gerador como uma pilha é dada pela fórmula: U = E – r . i, sendo que U = ddp, E = força eletromotriz, r = resistência e i = intensidade da corrente elétrica. Mas no estudo da eletroquímica, consideramos as pilhas como sendo geradores ideais, em que a resistência é igual a zero. Assim, U = E.
Visto que a ddp de uma pilha está relacionada com a tendência de oxidação do agente redutor e com a tendência de redução do agente oxidante, por convenção, adotou-se um eletrodo-padrão a fim de usá-lo para medir o potencial de redução e de oxidação das espécies químicas que compõem os eletrodos de uma pilha. Esse eletrodo-padrão é o eletrodo de hidrogênio mostrado a seguir:
Eletrodo de hidrogênio usado para medir o potencial dos outros eletrodos
Adotou-se que o potencial do hidrogênio nas condições-padrão (temperatura igual a 25ºC ou 298K, pressão igual a 1 atm e eletrodo mergulhado em uma solução de 1 mol/L que contenha os seus íons) é igual a zero. Assim, se quisermos saber o valor dos potenciais dos demais eletrodos, basta conectá-los ao eletrodo de hidrogênio e medir o potencial da pilha com um voltímetro. O valor indicado no voltímetro é igual ao potencial do eletrodo do metal, já que o potencial do eletrodo de hidrogênio é zero.
Por exemplo, considere que formamos uma pilha em que um eletrodo é o eletrodo-padrão de hidrogênio e o outro é formado por um metal de zinco mergulhado em uma solução de sulfato de zinco. O potencial de redução mostrado no voltímetro é de - 0,76 V. O sinal negativo indica que o zinco possui um potencial de redução menor que o do hidrogênio e o sentido dos elétrons é desse metal (ânodo) para o eletrodo de hidrogênio (cátodo).
Semirreação do ânodo: Zn( s) ↔ Zn2+(aq) + 2 e-
Semirreação do cátodo: 2 H3O+(aq) + 2 e- ↔ H2(g) + 2 H2O(l)
ΔE0 = E0red (cátodo) - E0 red (ânodo)
- 0,76 = Ered H2 - Ered Zn2+
- 0,76 = 0 - Ered Zn2+
Ered Zn2+ = + 0,76 V
Isso quer dizer que o potencial deredução do zinco é – 0,76 V e o seu potencial de oxidação é de + 0,76 V.
Pilha zinco-hidrogênio usada para medir o potencial-padrão do zinco
Agora, se fizermos uma pilha formada por um eletrodo de cobre ligado a um eletrodo-padrão de hidrogênio, o valor do potencial de redução indicado no voltímetro será + 0,337 V. O sinal positivo indica que o sentido da corrente elétrica é do eletrodo-padrão de hidrogênio (ânodo) para o eletrodo de cobre(cátodo).
Semirreação do ânodo: H2(g) + 2 H2O(l) ↔ 2 H3O+(aq) + 2 e-
Semirreação do cátodo: Cu2+(aq) + 2 e- ↔ Cu( s) 
ΔE0 = E0red (cátodo) - E0 red (ânodo)
+ 0,337 = Ered Cu2+ - Ered H2
+ 0,337 = Ered Cu2+ - 0
Ered Zn2+ = + 0,337 V
O potencial de redução do cobre é +0,337 V e o seu potencial de oxidação é de – 0,337 V.
Pilha cobre-hidrogênio usada para medir o potencial-padrão do cobre
Esses exemplos mostram-nos que os potenciais de redução e de oxidação de um elemento são numericamente iguais, apenas com o sinal oposto.
Com base nesse método, foram medidos experimentalmente os potenciais-padrão de redução e de oxidação dos cátions de diversos metais, conforme mostrado na tabela a seguir:
Tabela de potenciais-padrão de redução e de oxidação
A IUPAC recomenda que se trabalhe com os potenciais de redução em vez dos potenciais de oxidação.
Com esses valores em mão, podemos calcular a diferença de potencial (ddp) para qualquer pilha, pois a variação da força eletromotriz (?E) pode ser calculada por:
ΔE0 = E0red (maior) - E0 red (menor)     ou    ΔE0 = E0oxi (maior) - E0 oxi (menor)
Por exemplo, vamos determinar a diferença de potencial (ddp) para uma pilha formada por um eletrodo de zinco e um de cobre. Conforme já mencionado, o potencial-padrão de redução do cobre é de + 0,337 e do zinco é -0,76 V. Como o cobre possui maior potencial de redução, é ele que reduz (ganha elétrons), sendo o cátodo, e o zinco oxida-se (perde elétrons), sendo o ânodo:
Esquema de pilha de zinco-cobre sem ponte salina
Semirreação no ânodo: Zn( s) ↔ Zn2+(aq) + 2 e-
Semirreação no cátodo: Cu2+(aq) + 2 e- ↔ Cu( s) 
Reação Global: Zn( s) + Cu2+(aq) ↔ Zn2+(aq) + Cu( s)
 
ΔE0 = E0red (maior) - E0 red (menor) 
ΔE0 = 0,337- (-0,76)
ΔE0 = + 1,097 V ≈ + 1,1 V
Força eletromotriz de uma pilha
Isso confirma o que falamos no início: que quanto maior for essa diferença dos potenciais dos eletrodos na pilha, mais potente será a pilha. Além disso, o valor de ΔE0 sempre será positivo, porque a oxirredução que ocorre na pilha é espontânea. Portanto, se você fizer as contas e o valor de ΔE0 der negativo, isso significa que a reação não ocorre entre as duas espécies em questão e a pilha não funciona.
Eletrólise é um processo em geral pouco conhecido pelos estudantes, porém de ampla importância industrial. Uma de suas principais aplicações é na produção de alumínio, mais precisamente na etapa de redução eletrolítica da alumina ($$$Al_2O_3$$$). Adicionalmente, é também aplicado em revestimento de materiais, seja por proteção contra corrosão, seja por estética (folheagem de joias). Algumas peças de alumínio, por exemplo, são revestidas por uma camada de seu óxido visando à proteção deste metal contra a corrosão. Além disso, é por intermédio do processo que produtos de relevância comercial, como o gás cloro, a soda cáustica (NaOH) e os diversos produtos de Al, são obtidos.  
O processo se utiliza de corrente elétrica para provocar reações de oxirredução cujos potenciais (ΔE) são negativos (reações não espontâneas). Em geral, a energia elétrica é fornecida por um gerador (uma pilha, por exemplo) e, para que a reação aconteça, a ΔE produzida pelo gerador deve ter magnitude maior que o valor da ΔE da reação.
A Tabela Periódica está disponível para consulta aqui
O Processo 
Célula eletrolítica (Foto: Stanford)
A célula eletrolítica é ilustrada na figura ao lado. O gerador (bateria) fornece elétrons ao terminal negativo (cátodo) e “puxa” elétrons do terminal positivo, fechando um circuito elétrico. Os íons presentes no processo são produzidos pela dissolução e ionização de sais. Por exemplo, o NaCl produziria os íons $$$Na^+$$$ e $$$Cl^-$$$ em solução aquosa. Quando a água está presente no sistema, também existem íons provenientes da autoionização da água, que produz cátions $$$H^+$$$ e ânions$$$OH^-$$$no meio. 
Com o sistema ativo, os cátions, positivos, recebem elétrons no polo negativo (rico em elétrons) e sofrem redução. Os ânions levam seus elétrons ao polo positivo (ânodo) e se descarregam (oxidam-se), liberando os elétrons no eletrodo. 
Portanto, os íons livres são fundamentais para o fechamento do circuito uma vez que estes levam os elétrons do terminal negativo para o positivo. Dessa forma, na ausência deles, o processo não acontece. Em contrapartida, a energia elétrica proveniente do gerador é fundamental para produzir a energia química necessária para que as reações de oxidação e redução, que ocorrem nos eletrodos, aconteçam.
Eletrólise de uma solução aquosa de NaCl
Após a solubilização do sal na água, os seguintes íons estarão presentes:
$$$NaCl(s)$$$ → $$$Na^+(aq)$$$ + $$$Cl^+(aq)$$$ (dissolução e ionização em água)
$$$H_2O(I)$$$→ $$$H^+(aq)$$$+ $$$OH^-(aq)$$$ (autoionização da água) 
Íons presentes na solução eletrolítica: $$$Na^+$$$, $$$Cl^-$$$, $$$OH^-$$$, $$$H^+$$$. 
Como saber quais íons participarão do processo?
Como regra geral, o íon $$$H^+$$$ tem mais facilidade de descarga em relação a metais alcalinos ($$$Na^+$$$, $$$K^+$$$), alcalinos terrosos ($$$Ca^{2+}$$$, $$$Mg^{2+}$$$) e $$$Al^{3+}$$$. Os demais cátions têm maior facilidade que o $$$H^+$$$. 
Para o ânion, a facilidade de descarga do ânion $$$OH^-$$$é maior em relação aos ânions oxigenados ($$$NO_3^-$$$, $$$SO_4^{2-}$$$) e fluoretos ($$$F^-$$$), porém, inferior aos ânions não oxigenados ($$$Cl^-$$$) e hidrogeno-sulfato ($$$HSO_4^-$$$).
Neste caso, segundo a regra supracitada, os íons $$$H^+$$$ e $$$Cl^-$$$ participarão do processo eletrolítico.
Agora, devemos descobrir quais as semirreações de oxidação (ânion) e redução (cátion) destas espécies. Isto é simples, ao observarmos a tabela de potenciais padrão de redução (onde os potenciais e semirreações de redução são apresentados). Devemos tomar cuidado, pois a reação de oxidação é a reação inversa àquela representada na tabela, que apresenta as “semirreações de redução”.
Tabela de potenciais-padrão de redução (Foto: Colégio Qi)
De acordo com a tabela, semirreação de oxidação: 
$$$2Cl^-(aq)$$$ → $$$Cl_2(g) + 2e$$$ (oxidação)
$$$2H^+(aq) + 2e$$$ →  $$$H_2 (g)$$$ (redução) 
Reação global: 
Somando as semirreações... 
$$$2 Cl^- (aq) + 2H^+ (aq)$$$ → $$$Cl_2 (g) + H_2 (g)$$$
A diferença de potencial será dada pela diferença entre o potencial da semirreação de redução e de oxidação. 
Assim:
$$$ΔE^o = E^o_{pad} H^+ - E^o_{red} Cl_2 = -1,36$$$
O ΔE negativa indica que este não é um processo espontâneo e, portanto, necessita de uma ΔE de magnitude igual ou maior a 1,36 para que o processo possa acontecer. 
Entendamos a reação:
Os íons $$$Cl^- (aq)$$$ e $$$H^+ (aq)$$$são descarregados, respectivamente, no ânodo e cátodo e são convertidos nos gases $$$Cl_2 (g)$$$ e $$$H_2 (g)$$$. Além dos produtos gerados, sobra na solução os íons $$$Na^+$$$ e $$$OH^-$$$ (NaOH). 
Eletrólise ígnea 
Existe ainda outra modalidade de eletrólise que não envolve a presença de água, redundando na ausência de íons $$$H^+$$$ e $$$OH^-$$$ para competir com os íons do meio.
Eletrólise ígnea: as partículas carregadas (cátions e ânions) são produzidas por fusão (passagem do estado sólido para o líquido), com aquecimento de um sal. Os íons adquirem mobilidade e vagam pelo líquido e podem participar do processo eletrolítico. Neste caso, a não ser que o sal seja misturado, não há competição de íons nos eletrodos.
Exemplo: $$$NaCl (s) $$$ → $$$Na^+ (I) + Cl^- (I)$$$(ionização por fusão)
Neste caso, o $$$Na^+$$$ será reduzido e o $$$Cl^-$$$ oxidado de acordo com as semirreações da tabela de potenciais-padrão de redução 
Redução:
$$$Na^+ + e$$$→ $$$Na$$$
Oxidação:$$$2Cl^- + 2e$$$→ $$$Cl_2$$$
Reação global:
$$$2Na^+ + 2Cl^-$$$→ $$$Cl_2 + 2Na$$$
Conceitos importantes:
Eletrólise: Uso de energia elétrica para a realização de uma reação química de oxirredução. 
Célula eletroquímica: sistema onde acontece o processo de eletrólise. 
Reação de oxirredução: tipo de reação que envolve passagem de elétrons entre elementos que alteram seus números de oxidação após a reação.  
Solução eletrolítica: íons, partículas carregadas dissolvidas em água. 
Eletrodos (Ânodo/Cátodo): condutores de eletricidade possibilitam que haja fluxo de elétrons pelo sistema.  
Ânodo: polo positivo, onde os ânions liberam seus elétrons, oxidando-se. Há deficiência de elétrons neste terminal.  
Cátodo: polo negativo, onde há excesso de elétrons e ocorre a redução (descarga) de cátions.  
Fluxo de elétrons: os elétrons se deslocam do ânodo (polo positivo) para o cátodo (polo negativo) 
ELETROQUÍMICA
Eletroquímica é uma área da química que estuda as reações que produzem corrente elétrica através de reações chamadas de oxidação e redução. Também estuda as reações que ocorrem por intermédio do fornecimento de corrente elétrica, conhecidas como eletrólise.
As reações ocorrem trocas de elétrons entre os átomos e os íons. 
A eletroquímica está muito presente no nosso dia-a-dia. Está presente basicamente em pilhas e baterias utilizadas em aparelhos eletrônicos, como celular, controle remoto, lanternas, filmadoras, calculadoras, brinquedos eletrônicos, rádios à pilha, computadores, e muitos outros. 
      
As reações de oxirredução (oxidação e redução) também estão presentes no cotidiano, como na oxidação do ferro (formação da ferrugem), redução de minérios metálicos para a produção de metais, formação do aço, corrosão de navios, etc.
   
       
A conversão de energia química em energia elétrica é um processo espontâneo, chamado de pilha ou célula galvânica.
A conversão de energia elétrica em energia química é um processo não-espontâneo, chamado de eletrólise.
NÚMERO DE OXIDAÇÃO (NOX)
Para a compreensão da eletroquímica, é necessário saber calcular o número de oxidação das substâncias envolvidas em uma reação química.
Número de Oxidação ou NOX deve ser calculado da seguinte maneira:
1) Substância Simples: ZERO (porque não há perda e nem ganho de elétrons).
Exemplos: 
H2    NOX H = 0
Fe   NOX Fe = 0
O3     NOX O = 0
2) Átomo como íon simples: Sua própria carga.
Exemplos:
Na+    NOX Na = 1+
S2-      NOX S = 2-
H+      NOX H = 1+
3) Metais alcalinos à esquerda da fórmula: 1+
Exemplos:
NaCl   NOX Na = 1+
LiF      NOX Li = 1+
K2S     NOX K = 1+
4) Metais alcalino-terrosos à esquerda da fórmula: 2+ 
Exemplos: 
CaO   NOX Ca = 2+
MgS   NOX Mg = 2+
SrCl2  NOX Sr = 2+
5) Halogênios: 1-
Exemplos:
NaCl   NOX Cl = 1-
KF      NOX F = 1-
K2Br   NOX Br = 1-
6) Calcogênios: 2-
Exemplos:
CaO   NOX O = 2-
ZnO   NOX O = 2-
MgS   NOX S = 2-
7) Ag, Zn e Al: 1+, 2+, 3+
Exemplos:
AgCl   NOX Ag = 1+
ZnS    NOX Zn = 2+
Al2S3   NOX Al = 3+
8) Hidrogênio em composto: 1+
Exemplo: 
H2O  NOX H = 1+
9) Hidreto metálico (hidrogênio do lado direito da fórmula): 1-
Exemplo:
NaH   NOX H = 1-
10) Oxigênio em composto (regra dos calcogênio): 2- 
Exemplo: 
H2O    NOX O = 2-
11) Oxigênio com flúor: 1+ e 2+
Exemplos:
O2F2     NOX O = 1+
OF2     NOX O = 2+
12) Peróxidos (oxigênio + alcalino / alcalino terroso): 1-
Exemplos:
H2O2    NOX 0 = 1-
Na2O   NOX 0 = 1- 
13) Superóxidos: -
Exemplo:
K2O4   NOX O = -
Cálculo de NOX:
Para as substâncias com dois ou mais elementos químicos:
- soma do NOX de todos os átomos = zero
- soma do NOX de todos os átomo em um íon composto = sua carga
Exemplo:
Para encontrar o NOX do H na água, sabendo apenas o NOX do O:
Pode-se colocar em cima da fórmula o NOX e embaixo o somatório.
Assim:
	 
  1+  2-               →   NOX
  H 2 O               →   elemento químico
______
2+   2-    =  0    →   somatório 
 
Neste caso, o NOX do O é 2-. Multiplica-se o NOX pelo número de átomos de O, então 2-
Como a água é uma substância que está no seu estado neutro (não é um íon), o somatório de cargas é zero. O H soma 2+, por este motivo.
Para achar o NOX do H, divide-se o número do somatório do H pelo número de átomos de H. Como existem dois átomos de H, o NOX será 1+
Oxirredução 
É a reação química que se caracteriza pela perda ou ganho de elétrons. É a transferência de elétrons de uma espécie química para a outra. Ocorrem dois fenômenos: oxidação e redução.
Oxidação – perda de elétrons, onde aumenta o NOX. Agente redutor
Redução – ganho de elétrons, onde diminui o NOX. Agente oxidante
Oxi-Redução – quando há transferência de elétrons.
PILHAS DE DANIELL
Observe a seguinte reação química de oxirredução:
Esta reação pode ser feita muito facilmente colocando um pedaço de zinco metálico (Zn°) em um copo com uma solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO4), que é um líquido azul translúcido. Após alguns tempo, cerca de 20 minutos, pode-se observar que o pedaço de metal ficou avermelhado. A parte que ficou vermelha é o cobre (Cu°) que se depositou sobre a placa de zinco. E no fundo do copo há a formação de sulfato de zinco (ZnSO4), conforme a reação acima. 
Esta experiência que pode ser feita até mesmo em casa, demostra as reações de oxirredução. 
A experiência feita pelo meteorologista e químico inglês John Frederic Daniell, em 1836, constitui uma pilha formada apartir de reações de oxirredução.
Pilha – São reações químicas que produzem corrente elétrica. 
Daniell montou um sistema com dois eletrodos interligados. 
Um eletrodo era constituido de uma placa de zinco imersa em um copo com uma solução com íons de zinco, no caso, sulfato de zinco.
O outro eletrodo era constituído de uma placa de cobre imersa em um copo com uma solução com íons de cobre, no caso, sulfato de cobre. 
Chamou o eletrodo de Zinco de ânodo, com carga negativa.
Chamou o eletrodo de Cobre de cátodo, com carga positiva.
Fonte: http://educar.sc.usp.br/licenciatura/2006/Pilha_de_Daniel/pilha_de_Daniell.html
Ânodo ou polo negativo é o eletrodo onde saem os elétrons. Ocorre a reação de oxidação.
Cátodo ou polo positivo é o eletrodo para onde vão os elétrons. Ocorre a reação de redução.
 
Com o passar do tempo, os elétrons da placa de zinco vão para a solução, fazendo com que aumente a concentração da solução e corroendo a placa de zinco.
No outro eletrodo, ocorre o contrário. Os élétrons da solução de sulfato de cobre se depositam na placa de cobre, diminuindo a concentração da solução e aumentando a massa da placa metálica. 
Fonte: http://cabarequimico.blogspot.com/2008/11/eletroqumica-abrange-todos-processo.html
Veja como montar as reação que ocorrerem na Pilha de Daniell:
1°) montar a reação do ânodo
2°) montar a reação do cátodo
3°) somar as reações, formando a reação global da pilha.
Obs.: Os termos semelhantes, se anulam. No caso, na reação acima, os 2é. 
Daniell colocou uma ponte salina constituída de um tubo de vidro em U contendo solução de KCl aquoso. A sua função é permitir a migração de íons de uma solução para a outra, de modo que o número de íons positivos e negativos na solução de cada eletrodo permaneça em equilíbrio. 
Tabela resumida da Pilha de Daniell:
	ELETRODO
	REAÇÃO
	POLO
	LÃMINA
	SOLUÇÃO
	ÂNODO
	OXIDAÇÃO
	POLO NEGATIVO (-)
	CORRÓI
	CONCENTRA
	CÁTODO
	REDUÇÃO
	POLO POSITIVO (+)
	AUMENTA
	DILUI
Força Eletromotriz e Potencial de Redução e de Oxidação
Antes de realizar a montagem de uma pilha, é necessário saber qual metal vai perder e qual metal vai ganhar elétrons. Para conseguir responder à esta questão, devemos conhecer o conceito de potencial de redução e o potencial de oxidação.
O potencial de redução e de oxidação são medidos em volt (V) e é representado pelo símbolo E°. 
Onde:
variação de potencial
E° = diferença de potencial (padrão)
E°RED = potencial de redução
E°OX = potencial de oxidação
Padrão: 25°C e 1atm
Pode-se utilizar qualquer uma destas fórmulas,dependendo dos dados que são fornecidos. 
A diferença de potencial pode ser chamada também de força eletromotriz (fem).
Quanto maior o E°RED mais o metal se reduz.
Quanto maior o E°OX mais o metal se oxida. 
Em geral, são usadas tabelas com potenciais padrão de redução para indicar se o metal irá se reduzir ou oxidar. 
Fonte: http://www.agracadaquimica.com.br/index.php?acao=quimica/ms2&i=6&id=181
Veja o exemplo: 
Sendo:
E°RED Cu = +0,34V
E°RED Zn = -0,76V
a) Qual metal sofrerá redução?
O metal que sofrerá redução é o cobre (Cu) porque possui maior valor, maior tendência a reduzir. 
b) Qual o valor da ddp desta pilha ou diferença de potencial? 
Pode-se calcular também, se soubermos qual metal é o cátodo e qual é o ânodo:
c) Qual metal sofrerá oxidação?
O metal que sofrerá oxidação é o zinco (Zn) porque possui menor valor de potencial de redução. Então possui tendência a sofrer oxidação.
Então:      
Reação Espontânea e Não Espontânea
A reação na pilha (ou célula eletrolítica) pode ser espontânea ou não. 
Quando o potencial padrão da célula eletrolítica é positivo, a reação é espontânea.
Quando o potencial padrão da célula eletrolítica é negativo, a reação é não espontânea. 
Representação IUPAC
De acordo com a União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC), a representação de uma pilha deve ser da seguinte maneira:
ELETRÓLISE
Eletrólise é uma reação não espontânea provocada pelo fornecimento de energia elétrica, proveniente de um gerador (pilhas). É o inverso das pilhas.
A eletrólise possui muitas aplicações na indústria química, na produção de metais, como sódio, magnésio, potássio, alumínio e etc. Também na produção de não-metais como cloro e o flúor e ainda substâncias como o hidróxido de sódio (soda cáustica) e peróxido de hidrogênio (água oxigenada) e a deposição de finas películas de metais sobre peças metálicas ou plásticas. Essa técnica de deposição em metais é conhecida como galvanização. Os mais comuns são a deposição de cromo (cromagem), níquel (niquelagem), prata (prateação), ouro (dourar), usados em grades, calotas de carros, emblemas, peças de geladeira, jóias, aparelhos de som. É utilizada também na purificação ou refino eletrolítico de muitos metais, como cobre e chumbo. Em processo de anodização, que nada mais é do que uma oxidação forçada da superfície de um metal para que seja mais resistente à corrosão. É feita a anodização em alumínio. 
Na eletrólise, usa-se eletrodos inertes (que não regem), como o carbono grafite (grafita) ou platina. 
Para que a eletrólise ocorra deve haver:
- corrente elétrica contínua e voltagem suficiente para provocar a eletrólise;
- íons livres ( por fusão ou dissolução) 
Existe a eletrólise ígnea e a eletrólise aquosa.  
Eletrólise Ígnea
É uma eletrólise onde não há presença de água. Metais iônicos são fundidos (derretidos). Ao se fundirem, eles se ionizam formando íons. A partir desses íons, é formada a corrente elétrica. 
Reação de fusão (transformação do estado físico sólido para líquido) do NaCl a 808°C:
Os eletrodos devem ser inertes. Pode ser carbono grafite ou platina. 
Estes eletrodos são polarizados, um com carga negativa e o outro com carga positiva e são colocados em uma cubeta com o metal NaCl já fundido. 
Observe que no desenho há dois eletrodos carregados eletricamente, o polo positivo e o polo negativo, mergulhados em um metal fundido. A reação acima mostra a formação de íons Na+ e íons Cl-. Quando estes íons entrarem em contato com os eletrodos, o íons positivo (Na+) irá para o eletrodo negativo. O íon negativo (Cl-) irá para o eletrodo positivo. 
No eletrodo negativo haverá formação de sódio metálico (Na°). No eletrodo positivo formará gás cloro (Cl2). Percebe-se a formação de bolhas. 
O eletrodo positvo é chamado de ânodo e nele ocorre a reação de oxidação.
O eletrodo negativo é chamado de cátodo e nele ocorre a reação de redução. 
Reações:
A reação do cátodo deve ser multiplicada por 2 para poder cancelar com a reação do ânodo, já que forma gás cloro (Cl2). 
Eletrólise Aquosa
É uma eletrólise onde há a dissociação de um composto iônico em solução aquosa. O eletrodo deve ser inerte.
É necessário considerar a reação de auto-ionização da água, onde produz íon H+ e íon OH-. 
O composto iônico é dissolvido em água, ocorrendoa formação de íons livres, que produzirão a corrente elétrica. Deve ser montada as quatro reações para obter a reação global desta eletrólise. 
Nesta cuba eletrolítica deve haver água e o composto iônico dissolvidos. Da auto-ionização da água, formará íons H+ e íons OH-. Se o composto for um sal, o NaCl, em contato com a água, formará o íon Na+ e o íon Cl-. Os íons positivos serão atraídos pelo eletrodo negativo e os íons negativos serão atraídos pelo eletrodo positivo. Cada par de íons (positivo e negativo) competirão entre si para ver qual se formará ao redor do seu respectivo eletrodo.
Existe uma tabela de facilidade de descarga elétrica, entre cátions e ânions:
Cátions: 
Alcalinos
Alcalinos Terrosos
Al3+                                         <     H+             <               demais cátions
Ordem Crescente de Facilidade de Descarga dos Cátions
Ânions: 
Ânions Oxigenados    <    OH-     <   ânions não-oxigenados   <  halogênios 
Ordem Crescente de Facilidade de Descarga dos Ânions
Observando a tabela, deve-se comparar então os seguintes íons:
- Cl- e OH-
- H+ e Na+
De acordo com a tabela, o íon Cl- (halogênio) tem mais facilidade do que o íon OH-.
De acordo com a tabela, o íon H+ tem mais facilidade do que o íon Na+.
Então, formam-se nos eletrodos, o gás hidrogênio (H2) e o gás cloro (Cl2).
No polo (-) = H+
No polo (+) = Cl-
Reações:
 
 
Observe que forma o H2 e Cl2. 
Também forma 2Na+ e 2OH-. Juntando estes dois íons, forma-se 2NaOH. 
Fonte: http://www.cocemsuacasa.com.br/ebook/pages/9622.htm
 
Resumo de Pilhas e Eletrólise
	 
Pilha de Daniell
	Polo +
	Polo -
	
	Cátodo
	Ânodo
	
	Redução
	Oxidação
	
	Aumenta a lâmina
	Corrói a lâmina
	
	Dilui concentração
	Aumenta concentração
	Eletrólise
	Ânodo 
	Cátodo
	
	Oxidação
	Redução
 Leis da Eletrólise
As leis que regem a eletrólise são as leis que relacionam as massas das substâncias produzidas nos eletrodos e as quantidades de energia gastas na eletrólise. Essas leis foram estabelecidas pelo físico-químico inglês Michael Faraday, em 1834.
Primeira Lei da Eletrólise ou Lei de Faraday
“ A massa da substância eletrolisada em qualquer dos elementos é diretamente proporcional à quantidade de carga elétrica que atravessa a solução.”
Onde:
m = massa da substância 
k = constante de proporcionalidade
Q = carga elétrica (Coulomb) 
Segunda Lei da Eletrólise
“ Empregando-se a mesma quantidade de carga elétrica (Q), em diversos eletrólitos, a massa da substância eletrolisada, em qualquer dos eletrodos, é diretamente proporcional ao equivalente-grama da substância. “
m = massa da substância (g)
k2 = constante de proporcionalidade
E = equivalente-grama
Unindo as duas leis, temos:
Estudamos na Física que:
Onde: 
Q = carga elétrica (C)
i = intensidade da corrente elétrica (A)
t = tempo (s)
Então temos a seguinte expressão:
A constante K chamada de constante de Faraday é equivalente a 
Unindo todas estas informações, temos a equação geral da eletrólise:
A carga elétrica de 96500 coulomb recebe o nome de faraday (F). 
1 Faraday
- É a carga elétrica que produz um equivalente-grama de qualquer elemento em uma eletrólise.
- Equivale aproximadamente a 96.500 Coulomb
- Equivale a carga de um mol (6,02.1023) de elétrons ou de prótons.
Espontaneidade das reações 
As pilhas são sistemas em que a energia química é transformada em energia elétrica de modo espontâneo. O valor da diferença de potencial (ddp) ou força eletromotriz de uma pilha (∆E0) sempre dará positivo e, como foi explicado no texto Diferença de potencial de uma pilha, o valor de ∆E0 pode ser calculado diminuindo-se o potencial de redução (ou de oxidação)de um eletrodo pelo outro:
∆E0 = E0red (maior) - E0 red (menor)               ou        ∆E0 = E0oxi (maior) - E0 oxi (menor)
Também podemos calcular o ∆E0 da pilha somando o potencial de oxidação com o de redução:
∆E0 = E0oxidação + E0 redução
Os valores dos potenciais-padrão para os metais e ametais que podem constituir os eletrodos de uma pilha foram determinados experimentalmente e podem ser consultados na tabela anexa no texto Potencial-padrão de redução das pilhas.
Esses dados são importantes para determinarmos a espontaneidade de uma reação, ou seja, se a reação global de uma pilha realmente ocorre na prática e se ela irá funcionar.
Temos que analisar o seguinte:
∆E0 > 0: a reação no sentido indicado é espontânea e a pilha funcionará;
∆E0 < 0: a reação no sentido indicado não é espontânea e a pilha não funcionará;
∆E0 = 0: a reação está em equilíbrio e não há corrente elétrica fluindo no circuito.
O cálculo da força eletromotriz também nos ajuda a identificar quem será o ânodo e o cátodo e qual será o valor da diferença de potencial da pilha.
Para ficar mais claro, vejamos um exemplo:
Considere uma pilha com eletrodos de magnésio e níquel, formando a seguinte reação global:
Mg2+(aq) + Ni(s) → Mg(s)+ Ni2+(aq)
Será que essa pilha realmente funciona?
Para sabermos, vamos escrever separadamente as semirreações de cada eletrodo. Segundo a equação global, o cátion magnésio sofreu redução, sendo o cátodo; e o níquel metálico sofreu oxidação, sendo o ânodo:
Redução – ânodo: Mg2+(aq) + 2 e- → Mg(s)
Oxidação – cátodo: Ni(s) → Ni2+(aq)  2 e-
Consultando a tabela de potenciais-padrão de redução e de oxidação, encontramos os valores dos potenciais para essas semirreações:
Mg2+(aq) + 2 e- → Mg(s)           ∆E0redução = -2,375 V
Ni(s) → Ni2+(aq)  2 e-     ∆E0oxidação = + 0,24 V
Para achar o valor de ∆E0 basta somar o potencial de oxidação com o de redução:
∆E0 = E0oxidação + E0 redução
∆E0 = + 0,24 + (-2,375)
∆E0 = - 2,135 V
Observe que o valor de ∆E0 deu negativo, portanto, essa reação não é espontânea, ela não ocorre e essa pilha não funciona. Se fosse no sentido oposto, a reação seria espontânea.
Agora considere outro caso, o de um prego de ferro mergulhado numa solução de nitrato de prata (AgNO3) a 1 mol/L. Será que irá ocorrer deposição metálica sobre o ferro? As semirreações envolvidas são:
Ag+(aq) + e- ↔  Ag( s)  
Fe2+(aq) + 2 e- ↔  Fe( s)
Consultando a tabela de potenciais-padrão de redução, temos:
Ag+(aq) + e- ↔  Ag( s)     Ered = + 0,80 V
Fe2+(aq) + 2 e- ↔  Fe( s)      Ered = - 0,44 V
O valor do potencial de redução da prata é maior, o que significa que sua tendência de receber elétrons é maior, por isso os cátions prata irão reduzir, transformando-se em prata metálica que de fato se depositará sobre o prego de ferro. Enquando isso, o ferro irá perder elétrons, oxidando-se e transformando-se em cátions ferro que ficarão livres em solução:
Redução: Ag+(aq) + e- ↔  Ag( s)              Eredução = + 0,80 V
Oxidação: Fe( s)      ↔  Fe2+(aq) + 2 e- Eoxidação = + 0,44 V
Agora é só somar os potenciais de redução e de oxidação para confirmar que essa reação de fato ocorre:
∆E0 = E0oxidação + E0 redução
∆E0 = + 0,44 + 0,80
∆E0 = + 1,24 V
O valor de ∆E0 deu positivo, portanto, essa reação é espontânea e a pilha funciona. Se fosse no sentido oposto (se fosse uma lâmina de prata mergulhada numa solução com íons ferro), a reação não ocorreria.
Espontaneidade de uma reação de oxidorredução 
Sabemos que a reação que ocorre numa pilha é espontânea e a voltagem é sempre positiva, portanto, podemos afirmar que: 
• Quando a voltagem calculada para a reação (Etotal ou ∆V) for de valor positivo, a reação será espontânea.
Etotal > 0 ⇒ reação espontânea.
Exemplo: 
A reação é espontânea. 
• Quando a voltagem calculada para a reação for de valor negativo, a reação não será espontânea. Então, a reação inversa será espontânea. 
Etotal < 0 ⇒ reação não-espontânea 
Exemplo: 
A reação direta é não espontânea, a reação inversa será espontânea. 
A energia livre de Gibbs (ΔG) é uma grandeza que foi determinada pelo físico, matemático e químico norte-americano Josiah Wliiard Gibbs no ano de 1883. Gibbs desenvolveu essa grandeza com o intuito de prever a espontaneidade de uma reação química.
Antes de 1883, acreditava-se que a espontaneidade de uma reação era determinada por apenas duas grandezas: a variação da entalpia (ΔH) e a variação da entropia (ΔS). A reação seria espontânea quando:
ΔH<0 (reação exotérmica): há liberação de energia
ΔS>0: o sistema reacional possui grande desorganização atômica
Porém, Gibbs descobriu que, quando uma reação química espontânea ocorre, parte da energia liberada (reação exotérmica) sempre é utilizada para reorganizar o sistema (reorganizar os átomos). Essa parte de energia depende da temperatura (T) e do nível de desorganização dos átomos (ΔS).
A partir disso, Gibbs concluiu que a entalpia (energia liberada durante a reação), a entropia e a temperatura são os fatores determinantes para prever a espontaneidade de uma reação.
Assim, podemos definir a energia livre de Gibbs (ΔG) como a energia útil de um sistema que resulta da diferença entre a entalpia e a entropia (esta multiplicada pela temperatura), o que resulta na seguinte equação matemática:
ΔG = ΔH – T. ΔS
Unidades da energia livre de Gibbs
Joule (J)
Quilojoule (KJ) - 1 KJ equivale a 1000 J
Caloria
Quilocaloria (Kcal) - 1 Kcal equivale a 1000 cal
Vale lembrar que 1 Kcal = 4,18 KJ ou 1 cal = 4,18 J.
Detalhes fundamentais sobre a energia livre de Gibbs
Como a energia livre de Gibbs é a energia que sobra após uma reação química espontânea, logo, ela é liberada. Assim sendo, uma reação só é espontânea se o resultado do ΔG for menor que 0;
A expressão da energia livre de Gibbs só é aceita se a reação estiver sendo realizada sobre pressão e temperatura constantes;
A temperatura, no cálculo da energia livre de Gibbs, sempre deve estar na unidade Kelvin;
A energia livre de Gibbs é a máxima energia que pode ser retirada de um sistema (uma reação);
Quando utilizamos a fórmula da energia livre de Gibbs, é fundamental que as variações de entalpia (ΔH) e entropia (ΔS) estejam na mesma unidade de medida.
Espontaneidade de uma reação
Podemos prever a espontaneidade de uma reação baseando-nos em diferentes condições de entalpia, entropia e temperatura da seguinte forma:
a) Quando o ΔH for positivo (maior que zero) e o ΔS for negativo (menor que 0):
ΔH =+x
ΔS = -y
Quando essas grandezas forem adicionadas à expressão matemática a seguir:
ΔG = ΔH – T. ΔS
ΔG = x - T.(-y)
ΔG = x + T.y
O resultado do ΔG será positivo e, com isso, a reação não será espontânea.
b) Quando o ΔH for positivo (maior que zero) e o ΔS for positivo (maior que 0)
ΔH =+x
ΔS = +y
Quando essas grandezas forem adicionadas à expressão matemática a seguir:
ΔG = ΔH – T. ΔS
ΔG = x - T.(+y)
ΔG = x - T.y
O resultado do ΔG será totalmente dependente da temperatura. O processo só será espontâneo se o resultado da multiplicação da temperatura pela entropia for maior que o da entalpia, o que pode ocorrer em altas temperaturas.
c) Quando o ΔH for negativo (menor que zero) e o ΔS for positivo (maior que 0)
ΔH =-x
ΔS = +y
Quando essas grandezas forem adicionadas à expressão matemática a seguir:
ΔG = ΔH – T. ΔS
ΔG = -x - T.(+y)
ΔG = -x - T.y
O resultado do ΔG será negativo e, com isso, a reação será espontânea.
d) Quando o ΔH for negativo (menor que zero) e o ΔS for negativo (menor que 0)
ΔH =-x
ΔS = -y
Quando essas grandezas forem adicionadas à expressão matemática a seguir:
ΔG = ΔH – T. ΔS
ΔG = -x - T.(-y)
ΔG = -x + T.y
O resultado do ΔG será totalmente dependente da temperatura. O processo só será espontâneo se o resultado da multiplicação da temperatura pela entropia for maior que o da entalpia, o que pode ocorrer em altas temperaturas.
Quando uma transformação química ou física tende a ocorrer sem a necessidade de ser provocada por uma influência externa, dizemos que se trata de um processoespontâneo. Por outro lado, quando essas transformações precisam ser induzidas numa direção contrária, elas são classificadas como processos não espontâneos.
Para entender melhor esses conceitos, vamos imaginar o processo de resfriamento de um pedaço de metal, por exemplo. De forma espontânea, o pedaço de metal quente se esfria em temperatura ambiente, no entanto, nunca foi observado um pedaço de metal aquecendo espontaneamente sob as mesmas condições de temperatura. Assim, podemos dizer se trata de um processo espontâneo.
Continuando, ainda com exemplo do pedaço de metal, para aquecê-lo até que chegue a uma temperatura maior que a do ambiente, podemos forçar a passagem de uma corrente elétrica através dele. Dessa forma, o aquecimento do bloco metálico pode ser definido como um processo não espontâneo, uma vez que, foi necessária uma influência externa para ocorrer.
Mas, como a termodinâmica explica a ocorrência dos processos espontâneos?
Sabe-se que muitas reações espontâneas ocorrem com liberação de energia. Essa evidência fez com que, inicialmente, se pensasse que somente os processos exotérmicos são espontâneos. Realmente a maioria das transformações espontâneas é exotérmica, mas também existem várias outras que ocorrem com absorção de calor, como é o caso da fusão do gelo em temperatura ambiente, por exemplo. A partir daí, foi constatado que a espontaneidade das reações está relacionada a mais um fator: a entropia (S), ou seja, o grau de desordem do sistema.
A matéria e a energia tendem naturalmente a se tornar mais desordenadas. O resfriamento do pedaço de metal, por exemplo, ocorre porque a energia contida nos seus átomos vibra de maneira muito intensa e tende a se propagar pelo ambiente. Já o inverso dessa transformação é praticamente impossível de acontecer, pois é muito improvável que aquela mesma energia se recolha do ambiente e se concentre novamente no pedaço de metal. Logo, quando o bloco é resfriado, dizemos que a entropia do sistema aumentou. A entropia de um sistema isolado sempre aumenta no decorrer de um processo espontâneo.
Veja alguns exemplos de processos em que há aumento de entropia e, portanto, são espontâneos:
A corrosão de objetos de ferro.
Os processos de fusão, vaporização e sublimação de substâncias.
Reações de combustão.
A expansão de um gás.
A dissolução do sal de cozinha em água.
Agora veja exemplos de processos em que há diminuição de entropia, ou seja, processos não espontâneos:
A liquefação do oxigênio (O2) do ar.
Os processos de eletrólise.
O cozimento dos alimentos.
A obtenção de metais.
Relação entre espontaneidade e velocidade da reação
É importante ressaltar que existem muitas reações que, embora sejam espontâneas, não ocorrem rapidamente. Os gases hidrogênio e oxigênio, por exemplo, tendem a reagir para produzir água, numa reação termodinamicamente espontânea. Porém, sem a faísca responsável pela energia de ativação, a reação não ocorrerá. Todo processo espontâneo apresenta uma tendência natural a acontecer, mas isso não quer dizer que ela ocorra numa velocidade significativa.
Pilhas ou Células Eletroquímicas
No nosso cotidiano é muito difícil passarmos um dia sequer sem entrarmos em contato com equipamentos eletroeletrônicos, tais como celulares, câmaras fotográficas, filmadoras, brinquedos, relógios, aparelhos de som e assim por diante. Mas, para todos esses equipamentos funcionarem é preciso o uso de pilhas e baterias bem leves e pequenas.
Isso nos mostra que as pilhas possuem um papel importante em nossa sociedade e que a descoberta das pilhas e o seu desenvolvimento representou um grande avanço tecnológico.
Mas, o que é uma pilha? Como funciona esse dispositivo? Que tipo de reação ocorre dentro dela que consegue gerar energia elétrica?
A Eletroquímica, um dos ramos de estudos da Química, responde a essas perguntas. As pilhas ou células eletroquímicas podem ser definidas como:
“Dispositivos capazes de transformar energia química em energia elétrica por meio de reações espontâneas de oxirredução (em que há transferência de elétrons).”
As baterias também realizam esse mesmo processo, porém, a diferença está no fato de que as pilhas possuem apenas um eletrólito (solução condutora de íons também denominada de ponte salina) e dois eletrodos. Já a bateria é composta de várias pilhas agrupadas em série ou em paralelo. Além disso, as pilhas não são recarregáveis, mas as baterias são.
Portanto, numa pilha sempre ocorrerão reações de oxirredução e ela terá os seguintes componentes:
1- Dois eletrodos:
1.1 – Ânodo: É o polo negativo, sofre oxidação porque perde elétrons e é o agente oxidante.
1.2 - Cátodo: É o polo positivo, sofre redução por ganhar elétrons e é o agente redutor.
As pilhas são representadas da seguinte forma:
Ânodo                 //     Cátodo
Oxidação           //       redução
A → Ax+ + x e-    //     Bx+ + x e- → B
2- Uma solução eletrolítica: Também chamada de ponte salina, tem a finalidade de manter as duas semicelas eletricamente neutras através da migração de íons.
// → representa a ponte salina.
3- Fio metálico externo: Por meio dele os eletrodos são conectados e há a transferência de elétrons.
Por exemplo, podemos montar uma pilha colocando uma solução de sulfato de cobre (CuSO4) num copo e mergulhando nessa solução uma placa de cobre. Em outro copo, colocamos uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4) e mergulhamos uma placa de zinco. Depois, conectamos as soluções por meio de uma ponte salina, que pode ser um tubo contendo uma solução eletrolítica com os íons K+(aq) e SO42-(aq) ou uma placa de porcelana porosa. Por fim, conectamos as placas metálicas por meio de um fio de cobre com um voltímetro (que indicará a passagem de corrente elétrica). O sistema ficará da seguinte forma:
Com o tempo, notaremos que o zinco metálico (Zn(s)) se oxidará, perdendo seus elétrons, que serão transferidos para a placa de cobre. Consequentemente, o cobre se reduzirá, recebendo os elétrons. Portanto, o zinco será o polo negativo (ânodo) e o cobre será o polo positivo (cátodo). As semirreações que ocorrerão em cada eletrodo são dadas por:
Semirreação no ânodo: Zn( s)   ↔  Zn2+(aq) + 2 e-
Semirreação no cátodo: Cu2+(aq) + 2 e- ↔  Cu( s)   
Reação Global: Zn( s)   + Cu2+(aq)  ↔ Zn2+(aq) + Cu( s)   
Podemos representar essa pilha do seguinte modo:
Zn / Zn2+// Cu2+ / Cu
A eletroquímica é um ramo da Química que estuda o aproveitamento das reações de oxirredução, em que há transferência de elétrons, para a formação de corrente elétrica, bem como o processo inverso: formação de energia química por meio da energia elétrica.
Desse modo, a Eletroquímica costuma ser dividida em duas partes:
Conversão de energia química em energia elétrica
Trata-se do estudo das pilhas (ou células eletroquímicas) e baterias, que são dispositivos onde são colocadas espécies químicas para reagirem espontaneamente, havendo transferência de elétrons entre elas, sendo que uma se reduz e a outra oxida. Essa transferência de elétrons é aproveitada para gerar corrente elétrica e é por isso que esses dispositivos também são chamados de acumuladores.
A diferença entre as pilhas e as baterias é que as primeiras são compostas apenas por dois eletrodos (um cátodo (polo positivo onde ocorre a redução) e um ânodo (polo negativo onde ocorre a oxidação)) e um eletrólito (solução condutora de íons também denominada de ponte salina). Já as baterias são formadas por várias pilhas ligadas em série, em que o polo positivo de uma é ligado ao polo negativo da outra e assim sucessivamente. Por exemplo, a bateria de chumbo usada nos automóveis é composta de seis pilhas com força eletromotriz igual a 2 V cada uma. Portanto, essa bateria possui 12 V.
Quando a reação química se esgota, a energia para de ser fornecida. Esse é o caso das pilhas ou baterias primárias, que não são recarregáveis. Por outro lado, no caso de reações reversíveis, é necessário aplicar uma corrente elétrica para que a reação inversa ocorra e novamente os reagentes serão formados. Essassão pilhas ou baterias recarregáveis, denominadas de secundárias.
Conversão de energia elétrica em energia química:
Trata-se da eletrólise, um processo em que se passa uma corrente elétrica por um meio no estado líquido que possui íons, produzindo reações químicas. Se o líquido for uma substância fundida, dizemos que é uma eletrólise ígnea. Mas se for uma solução aquosa, então temos uma eletrólise em meio aquoso.
A eletrólise é feita em uma cuba eletrolítica, onde o líquido é colocado e são mergulhados nele dois eletrodos (geralmente inertes, feitos de platina ou grafita). Esses eletrodos estão ligados a um gerador que fornece a corrente elétrica.
Pilha de Daniell 
Pilhas ou célula voltaicas são dispositivos que transformam energia química em energia elétrica por meio de um sistema apropriado e montado para aproveitar o fluxo de elétrons provenientes de uma reação química de oxirredução. A pilha de Daniell é um exemplo deste sistema. 
É formado por uma placa de zinco (“zinc”) mergulhada em uma solução de sulfato de zinco, e uma placa de cobre (“copper”) imersa em uma solução de sulfato de cobre. As duas placas (eletrodos) são conectadas por um fio metálico, que permite a passagem de elétrons de um eletrodo ao outro. As duas soluções são interligadas por uma ponte salina, um tubo de vidro recurvado que contém uma solução de um sal (sulfato de sódio, neste caso) e possui pedaços umedecidos de algodão nas extremidades. A ponte salina permite que haja o fluxo de íons de uma solução à outra.
A Tabela Periódica pode ser consultada aqui
As placas metálicas descritas são os eletrodos, ânodo e cátodo, locais onde ocorrerão as reações de oxidação e redução, respectivamente. Somando-se as reações de oxidação e de redução, denominadas semirreações, obtemos a reação global da pilha, que é a reação de oxirredução que dá origem a corrente elétrica. Adicionalmente, as soluções constituem-se meios para reagentes e produtos das reações.
Pilha de Daniell (Foto: Colégio Qi)
Reações 
As semirreações da pilha podem ser identificadas na tabela de potenciais-padrão de redução. Como o cobre, vide tabela, possui maior tendência a reduzir (maior EoRed), o cobre será o elemento que sofrerá redução, no cátodo. No ânodo acontecerá a reação de oxidação do Zn.
Cátodo (+): Cu2+(aq)+2e− → Cu0(s)(eletrodo de Cu)
Ânodo (-): Zn0(s)→ Zn2+(aq)+2e−(eletrodo de Zn)
Funcionamento
Ao longo da reação, os íons Cu2+ se depositam na superfície da placa de Cu (eletrodeposição) de acordo com a reação de redução do cobre e átomos de Zn saem da placa de Zn (corrosão) para a solução na forma de íons Zn2+. Desta forma, a solução de zinco se torna cada vez mais concentrada em íons Zn2+ e a solução de Cu se torna mais diluída de íons Cu2+(e mais concentrada de íons SO2−4). Assim, para manter a eletroneutralidade do sistema, íons SO2−4 e Na+ difundem-se pela ponte salina para as soluções com cargas opostas às suas.  Adicionalmente, os elétrons saem do ânodo em direção ao cátodo.  
Reação global
Para obter a reação global, devem-se somar as semirreações. Porém, é necessário, antes, igualar o número de elétrons para que eles não apareçam na equação final.  
No caso em estudo, o número de elétrons já é igual, portanto, devemos apenas somá-las.
Cu2+(aq)+/2e−→ Cu0(s) (semirreações)
+  Zn0(s) → Zn2+(aq)+/2e−
----------------------------------------------------------------------------
Zn0(s)+Cu2+(aq)→ Cu0(s)+Zn2+(aq) (reação global)
Cálculo da força eletromotriz
A força eletromotriz da pilha é calculada somando-se o potencial padrão de oxidação da semirreação de oxidação com o potencial padrão de redução da semirreação de redução. 
FEM=EoRed+EOOxi=+0,34+(+0,76)=1,1V
Representação de uma pilha
De acordo com a IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada), a pilha deve ser representada da forma indicada abaixo:
Zn(s)/Zn2+(aq)//Cu2+(aq)/Cu(s)
Onde “//” representa a ponte salina que divide os eletrodos, “/” indica diferença de fase entre reagente e produto da semirreação. Na esquerda, representa-se o ânodo (oxidação) e, na direita, o cátodo (redução).
Questões 
1 - Considere as semirreações com seus potenciais padrão de redução: 
Cr3(aq)+3e− → Cr (s)      Eo = -0,74V
Cd2+(aq)+2e− → Cd (s)     Eo= -0,40V
a) Mostre a reação global da pilha formada e calcule sua força eletromotriz.
b) Diga quem é o cátodo e o ânodo na pilha formada.
c) Em qual sentido os elétrons se deslocarão?
d) Em quais eletrodos ocorrerá corrosão e aumento de massa? 
e) Faça a representação da pilha.
Respostas:
a) a reação global é obtida somando-se as semirreações. 
3Cd2+(aq) + /2e− 6e− → 3Cd(s) (3x)                  Semirreações
2Cr(s) → 2Cr3+(aq)+/3e− 6e−  (x2)
----------------------------------------------------------------------------
2Cr(s)+3Cd2+(aq)→ 2Cr3+(aq)+3Cd(s)
ΔE=−0,40+0,74=0,34V
b) Cátodo = Cd (s); Ânodo = Cr (s)
c) Do ânodo para o cátodo, Cr → Cd.
d) Corrosão: eletrodo de Cr; deposição: eletrodo de Cd. 
e) Cr(s)/Cr2+(aq)//Cd2+(aq)/Cd(s)
2 - (Fuvest) Uma liga metálica, ao ser mergulhada em ácido clorídrico, pode permanecer inalterada, sofrer dissolução parcial ou dissolução total. Qual das situações acima será observada com a liga de cobre e zinco (latão)? Justifique utilizando as informações relativas às semi-reações medidas em Eo(Volt):   
I. Cl2+2e− → 2Cl−   Eo=+1,36V
II. Cu2++2e→ Cu    Eo=+0,34V 
III. 2H++2e− → H2   Eo=0,00V 
IV. Zn2++2e−→ Zn  Eo=0,76V
Para que um destes metais, ou os dois, dissolvam-se, estes devem sofrer oxidação. Como apenas o zinco possui potencial de redução menor (ou potencial de oxidação maior) que o cátion H+ da solução ácida, apenas ele sofrerá oxidação e se dissolverá. Portanto, a liga se dissolverá parcialmente.
Semi-reação de oxidação e redução 
Seja uma reação que ocorre quando submergimos uma barra de zinco numa solução contida de íons Cu+2, obtida através da dissolução de sulfato de cobre em água. 
Normalmente, a reação que ocorrerá pode ser representada pela equação abaixo: 
Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s) 
Os sais estão dissociados: 
Veja que os íons não participam de fato da reação:
A reação é formada a partir de uma conversão de elétrons do átomo de zinco para o íon Cu2+. 
Na reação citada, cobre metálico é depositado na superfície do zinco e a cor azul do íon Cu2+ oculta-se quando é substituído pelo íons Zn+2 incolor. 
A reação pode ser dividida em duas partes: 
Ao somar as duas semi-reações, obtemos a reação global. 
As reações químicas são, na maioria das vezes, representadas por equações que expressam a formação dos produtos de um modo direto. Ou seja, a equação global de uma reação é aquela que representa apenas os reagentes e produtos, sem demonstrar os processos intermediários participantes.
Como exemplo, suponha que a grafite (Carbono) entre em combustão (portanto, um processo exotérmico – com variação de entalpia ΔHt negativa) através da reação com oxigênio mediante uma fonte de ignição. Assim, essa reação se processa em dois estágios:
C(s) + ½ O2(g) → CO(g) ΔH1 < 0
CO(g) + ½ O2(g) → CO2(g) ΔH2 < 0
A soma das duas equações de cada estágio fornece a equação global da reação de oxidação estequiometricamente completa do carbono (uma vez que, considera-se a existência de 1 mol de oxigênio gasoso para cada 1 mol de carbono; caso essa proporção seja de ½ , apenas CO seria formado – combustão incompleta):
C(s) + O2(g) → CO2(g) ΔHt = ΔH1 + ΔH2, com ΔHt <0
Observe que a variação de entalpia calculada a partir da equação global sempre é igual à soma das variações de cada estágio intermediário.
Balanceamento de Equações
Ao realizar o balanceamento de equações, como através do método do íon-elétron, a equação global da reação será aquela cuja soma de todas as semi-reações de oxirredução e de formação de água elimine todos os elétrons representados.
Observe a reação química entre os íons permanganato e nitrito em meio aquoso ácido:
MnO4- + NO2- + H+ → Mn2+ + NO3- + H2O
Numa rápida análise, pode-se perceber que o átomo de manganêssofre redução, enquanto o de nitrogênio oxidação. Assim, as semi-reações de oxirredução são as seguintes:
MnO4- + 5e- + 8H+ → Mn2+ + 4H2O (lembrando-se que átomos de oxigênio são balanceados com moléculas de água, do mesmo modo que íons de hidrogênio)
NO2- + H2O  → NO3- + 2e- + 2H+
Para obter-se a equação global dessa reação deve-se, na soma de todas as semi-equações, cancelar todos os elétrons envolvidos. Portanto, pode-se multiplicar a primeira equação por 2 e a segunda por 5:
2MnO4- + 10e- + 16H+ → 2Mn2+ + 8H2O
5NO2- + 5H2O  → 5NO3- + 10e- + 10H+
 
Somando as equações, tem-se:
2MnO4- + 5NO2- + 6H+ → 2Mn2+ + 5NO3- + 3H2O
Nas reações balanceadas apenas pelo método redox, a equação global também é dada pela soma das semi-reações de oxidação e redução:
Ex.: Al + Co2+ → Al3+ + Co
Para essa reação, deve-se também balancear as cargas com elétrons, em seguida multiplicar ambas as semi-reações com números que igualem o número de elétrons e somá-las:
Al → Al3+ + 3e- (x 2)
Co2+ + 2e- → Co (x 3), somando as equações:
2Al + 3Co2+ →2Al3+ + 3Co
Diferença de potencial de uma pilha
Para entendermos o que é a diferença de potencial de uma pilha, vamos fazer uma analogia com uma cachoeira. A água sempre flui de cima para baixo numa cachoeira, esse é o processo espontâneo, nunca o contrário.
Algo similar ocorre com o fluxo dos elétrons numa pilha, eles sempre vão no sentido do ânodo para o cátodo, isto é, do eletrodo que tem menor potencial de redução para o eletrodo que possui maior potencial de redução (ou do eletrodo que possui maior potencial de oxidação para o eletrodo de menor potencial de oxidação).
Assim, a diferença de potencial (ddp) é a diferença que existe entre os potenciais de cada eletrodo. A sua unidade é o volt (V).
O maior valor para a ddp de uma pilha, que é o valor no início de seu funcionamento, é chamado de força eletromotriz (fem ou E). Ela pode ser medida se colocarmos um aparelho chamado voltímetro entre os dois eletrodos da pilha.
Por exemplo, a pilha de Daniell é formada por um eletrodo de zinco mergulhado numa solução de sulfato de zinco e por um eletrodo de cobre mergulhado numa solução de sulfato de cobre. Se colocarmos um voltímetro no circuito externo dessa pilha, conectado entre os dois eletrodos, veremos que a força eletromotriz dessa pilha é igual a 1,10 V:
Com o passar do tempo, nota-se que a placa de zinco é corroída e a placa de cobre aumenta de massa, enquanto a solução de sulfato de cobre, que era azul, vai ficando incolor.
Isso comprova que a placa de zinco metálico atua como ânodo ou polo negativo da pilha, porque ele sofre oxidação, perdendo elétrons e se transformando em cátions zinco (Zn2+(aq)), que ficam na solução. É por isso que a placa de zinco vai perdendo massa com o passar do tempo:
Semirreação do ânodo: Zn( s)   ↔  Zn2+(aq) + 2 e-
Já a placa de cobre metálico atua como cátodo ou polo positivo da pilha, porque os cátions cobre (Cu2+(aq)) da solução sofrem redução, recebendo os elétrons do zinco, tornando-se cobre metálico (Cu0(s)), que vai se depositando na placa.
Semirreação do cátodo: Cu2+(aq) + 2 e- ↔  Cu( s)   
É por isso que a massa da placa de cobre vai aumentando e a solução de sulfato de cobre vai descorando, já que a cor azul se deve à presença dos íons Cu2+.
Isso significa que o zinco tem maior potencial de oxidação que o cobre e, consequentemente, o zinco tem menor potencial de redução que o cobre:
Eoxi Cu2+ < Eoxi Zn 2+
Ered Cu2+ > Ered Zn2+
Numa pilha, sempre a espécie que apresenta o maior potencial de redução sofrerá a redução e, portanto, a outra espécie que possui maior potencial de oxidação, sofrerá a oxidação.
Assim, o sentido do fluxo dos elétrons dependerá de qual metal estará no eletrodo, pois cada metal possui um potencial de redução e de oxidação. Por exemplo, se no lugar do zinco fosse colocada a prata, o cobre não sofreria redução, mas sim oxidação. Nesse caso, o cobre seria o ânodo (polo negativo) e a prata, o cátodo (polo positivo). Isso ocorre porque o cobre tem maior potencial de oxidação do que a prata e a prata tem maior potencial de redução que o cobre.
A força eletromotriz de uma pilha depende de vários fatores, tais como:
Concentração: No início do funcionamento da pilha, a concentração de íons na solução é maior e, por isso, a capacidade da outra espécie química de doar elétrons é a máxima. Mas, com o tempo, a concentração desses íons vai diminuindo e a ddp diminui gradativamente;
Temperatura: A elevação da temperatura aumenta a velocidade das reações, provocando variações na ddp da pilha.
Devido a isso, decidiu-se determinar um potencial-padrão (ou normal, em 25°C, pressão de 1atm, e concentração de 1,0 mol/L) que é identificado pelo símbolo E0. A diferença de potencial de uma pilha nessas condições é representada por ΔE0.
O ΔE0 de uma pilha pode então ser calculado pelas seguintes expressões:
ΔE0 = E0red (maior) - E0 red (menor)
ΔE0 = E0oxi (maior) - E0 oxi (menor)
A IUPAC recomenda que se trabalhe preferencialmente com os potenciais de redução dos eletrodos, em vez dos potenciais de oxidação.
No caso da pilha de Daniell, o potencial de redução do zinco é – 0,76 e o potencial de redução do cobre é + 0,34. Assim, o valor da ddp dessa pilha será:
Zn2+(aq) + 2 e- ↔  Zn( s)                Ered = - 0,76 V
Cu2+(aq) + 2 e- ↔  Cu( s)                   Ered = + 0,34 V
ΔE0 = E0red (maior) - E0 red (menor)
ΔE0 = Ered Cu2+ - Ered Zn2+
ΔE0 = + 0,34 – (- 0,76)
ΔE0 = + 1,10 V
Esse é exatamente o valor apontado no voltímetro.
Os potenciais de redução e de oxidação de um elemento são numericamente iguais, apenas com o sinal oposto. Por exemplo, o potencial de redução do cobre, como já dito, é + 0,34, e seu potencial de oxidação é igual a – 0,34.
O ΔE0 de uma pilha será maior quanto maior for o potencial de redução do cátodo e maior o potencial de oxidação do ânodo.
Se compararmos a pilha de zinco-cobre (de Daniell) com a de cobre-prata, veremos que o ΔE0 da primeira pilha é maior, porque a diferença de potencial entre os eletrodos de zinco e de cobre é maior (1,10V) do que entre os eletrodos de cobre e de prata (0,46V):
Ag+(aq) + e- ↔  Ag( s)     Ered = + 0,80 V
Cu2+(aq) + 2 e- ↔  Cu( s)   Ered = + 0,34 V
ΔE0 = E0red (maior) - E0 red (menor)
ΔE0 = Ered Ag+- Ered Cu2+ 
ΔE0 = + 0,80 – 0,34
ΔE0 = + 0,46 V
O cálculo do potencial de uma pilha é uma ferramenta que permite determinar a voltagem produzida por uma pilha. Ele pode ser expresso de três formas diferentes:
ddp (diferença de potencial)
força eletromotriz (fem)
ΔE (variação de potencial)
Para realizar o cálculo do potencial de uma pilha, é necessário conhecer o potencial-padrão de redução ou de oxidação de cada um dos metais presentes no dispositivo. Conhecendo os potenciais, basta utilizar uma das seguintes expressões:
1a) ΔE = Eoximaior – Eoximenor
Eoximaior = potencial de oxidação maior
Eoximenor = potencial de oxidação menor
Essa expressão será utilizada quando o exercício fornecer valores de potenciais de oxidação dos metais envolvidos. Acompanhe um exemplo:
Exemplo: Determine o potencial da pilha formada por Crômio e Estanho a partir das suas equações e potenciais individuais abaixo:
Cr → Cr+3 + 3e Eo = + 0,74V
Sn → Cr+2 + 2e Eo = + 0,14V
Como as duas equações apresentam os elétrons no lado direito da seta, trata-se de equações de oxidação. Logo, os potenciais fornecidos são também de oxidação.
Analisando os dados, temos que o maior potencial de oxidação é o do Crômio (+ 0,74V), e o menor é do Estanho (+ 0,14V). Assim, basta colocar esses valores na expressão do ΔE abaixo:
ΔE = Eoximaior – Eoxi menor
ΔE = 0,74 – 0,14
ΔE = 0,60 V é o potencial da pilha.
2a) ΔE = Eredmaior – Eredmenor
Eredmaior = potencial de redução maior
Eredmenor= potencial de redução menor
Essa expressão será utilizada quando o exercício fornecer as equações e os potenciais de redução dos metais envolvidos. Acompanhe um exemplo:
Exemplo: Determine o potencial da pilha formada por Prata e Zinco a partir das suas equações e potenciais individuaisabaixo:
Ag+ + e → Ag Eo = +0,799 V
Zn+2 + 2e → Zn Eo = - 0,763V
Como as duas equações apresentam os elétrons no lado esquerdo da seta, trata-se de equações de redução. Logo, os potenciais fornecidos são também de redução.
Analisando os dados, temos que o maior potencial de redução é o da Prata (+0,799), e o menor é do Zinco (- 0,763V). Assim, basta colocar esses valores na expressão do ΔE abaixo:
ΔE = Eredmaior – Eredmenor
ΔE = + 0,799 - (- 0,763)
ΔE = + 0,799 + 0,763
ΔE = + 1,562V
3a) ΔE = Eoxi + Ered
Eoxi = potencial de oxidação
Ered = potencial de redução
Essa expressão será utilizada quando o exercício fornecer duas equações, uma de oxidação e outra de oxidação, referentes aos metais envolvidos. Acompanhe um exemplo:
Exemplo: Determine o potencial da pilha formada por Cobre e Alumínio a partir das suas equações e potenciais individuais abaixo:
Al → Al+3 + 3e Eo = +1,66 V
Cu+2 + 2e → Cu Eo = - 0,763V
Na equação do alumínio, os elétrons estão à direita da seta, logo, é uma equação de oxidação, e o potencial é + 1,66 V. Já a equação do cobre apresenta elétrons à esquerda da seta, logo, é uma equação de redução, e o potencial é – 0,763 V. Assim, basta colocar esses valores na expressão do ΔE abaixo:
ΔE = Eoxi + Ered
ΔE = 1,66 + (- 0,763)
ΔE = 1,66 – 0,763
ΔE = 0,897 V
Considere duas pilhas envolvendo o eletrodo de cobre:
Pilhas zinco-cobre e cobre-prata.
Na primeira pilha, conhecida como pilha de Daniell, os eletrodos são de zinco e de cobre e notamos que o zinco sofre oxidação, ou seja, doa elétrons para o cobre, sendo, portanto, o ânodo. O eletrodo de cobre, por sua vez, funciona como o cátodo, recebendo elétrons e se reduzindo.
Entretanto, é possível observar que na segunda pilha, a de eletrodos cobre-prata, o cobre funciona não como cátodo, mas como ânodo, oxidando desta vez.
Isso nos mostra que comparando esses três eletrodos, a tendência de sofrer redução funciona da seguinte maneira:
	Zinco < Cobre < Prata
Assim, essa capacidade de sofrer redução é chamada de Potencial de Redução (Ered). Visto que esse valor depende da pressão, temperatura e concentração da solução, determinou-se um potencial-padrão (ou normal, em 25°C, pressão de 1atm, e concentração de 1,0 mol/L) que é identificado pelo símbolo E0. O contrário também é verdadeiro, existe o Potencial de Oxidação (Eóxi), que nesse caso tem a ordem crescente:
	Zinco > Cobre > Prata
Quanto menor o potencial-padrão de redução, maior a capacidade que o metal possui de doar elétrons e vice-versa. De maneira similar, quanto menor o potencial-padrão de oxidação, maior a capacidade que o metal possui de receber os elétrons e vice-versa. 
	Em uma pilha, a espécie que apresenta maior Ered sofre redução e a outra espécie, de maior Eóxi, sofre oxidação.
Se adaptarmos um voltímetro, como o da figura acima, em uma dessas pilhas, será medida a intensidade da corrente elétrica produzida por elas, isto é, a sua força eletromotriz (fem ou E) ou diferença de potencial (U ou ddp)*. O valor é indicado em volts (V), aparecendo normalmente nas embalagens e rótulos das pilhas.
Diferença de potencial (U ou ddp) de uma pilha mostrada no rótulo.
A força eletromotriz pode ser expressa em termos de potencial de redução ou de oxidação. É importante lembrar que esses potenciais têm o mesmo valor, porém possuem sinais contrários.
Para calcularmos a voltagem de uma pilha no estado padrão, usamos a seguinte expressão:
	∆E0 =  E0red (cátodo)  -  E0 red (ânodo)
ou
	∆E0 =  E0oxi (ânodo) -  E0 oxi (cátodo)
Desse modo, os valores absolutos de cada eletrodo não aparecem no voltímetro, mas sim a diferença de potencial entre eles.
*Consideramos a diferença de potencial igual à força eletromotriz, porque o cálculo da diferença de potencial de um gerador é dado pela equação: U = E – r.i, onde:
U = diferença de potencial
E = força eletromotriz
r = resistência interna
i= intensidade da corrente elétrica
Mas, na Química, consideramos as pilhas como geradores ideais, de modo que sua resistência interna seja desprezível em relação ao circuito elétrico. Dessa maneira, temos que U = E.
O cálculo do potencial de uma pilha é realizado quando se deseja saber com antecedência (antes da montagem) qual será a voltagem, fem (força eletromotriz) ou ddp (diferença de potencial) que uma determinada pilha gerará a partir de dois metais com características diferentes.
O termo com antecedência foi utilizado porque, se quisermos medir a voltagem de um dispositivo qualquer, tanto de uma pilha quanto de uma bateria, basta utilizar um multímetro.
Cada um dos metais que participam da composição do ânodo e do cátodo da pilha apresenta diferentes capacidades para sofrer oxidação (capacidade de perder elétrons) e redução (capacidade de ganhar elétrons). Essa capacidade de oxidar ou reduzir é chamada de potencial. Assim sendo, os metais que compõem o eletrodo de uma pilha podem apresentar:
Potencial-padrão de redução (Ered): é a capacidade que o eletrodo apresenta de sofrer o fenômeno da redução. Esse potencial é medido em volts (V) e seu valor é o mesmo para o potencial-padrão de oxidação, mas com sinal oposto.
Potencial-padrão de oxidação (Eoxi): é a capacidade que o eletrodo apresenta de sofrer o fenômeno da oxidação. Esse potencial é medido em volts (V) e seu valor é o mesmo para o potencial-padrão de redução, mas com sinal oposto.
OBS.: Um potencial-padrão pode ser influenciado pela temperatura e pela concentração das soluções utilizadas na montagem da pilha.
Para realizar o cálculo do potencial de uma pilha, devemos conhecer os valores dos potenciais-padrão, seja de oxidação, seja de redução, e aplicar na seguinte equação matemática:
ΔE = Ered (maior) - Ered (menor)
ou
ΔE = Eoxi (maior) - Eoxi (menor)
ΔE = variação do potencial de uma pilha (fem ou ddp).
Essa equação utiliza a variação do potencial porque, como no dispositivo ocorrem a oxidação e a redução, a medida do potencial será dada simplesmente pela subtração do potencial de cada um dos eletrodos (metais).
OBS.: Só podemos afirmar que estamos trabalhando com uma pilha quando o cálculo do potencial resulta em um valor positivo.
Acompanhe agora alguns exemplos de questões que abordam o cálculo do potencial de uma pilha:
Exemplo 1: (UFSC-SP) Dadas as semirreações:
2 Fe+2 → 2 Fe+3 + 2 e Eoxi = - 0,77 V
2 Cl-1 → 1 Cl2 + 2 e Eoxi = - 1,36 V
Calcule o potencial da reação abaixo (pilha) e diga se ela é espontânea ou não, assinalando a opção correta:
2 Fe+2 + Cl2 → 2 Fe+3 + 2 Cl-1
a) – 0,59V, não é espontânea
b) 0,59 V, não é espontânea
c) 0,59 V, é espontânea
d) – 2,13 V, não é espontânea
e) 2,13 V, é espontânea
Resolução:
Como o exercício pede para determinar o valor do potencial da pilha, basta analisar os potenciais de oxidação fornecidos para julgar qual deles é o maior e qual é o menor:
2 Fe+2 → 2 Fe+3 + 2 e Eoxi = - 0,77 V (Esse é o maior)
2 Cl-1 → 1 Cl2 + 2 e Eoxi = - 1,36 V (Esse é o menor)
Em seguida, basta aplicar na fórmula do cálculo do potencial de uma pilha:
ΔE = Eoxi (maior) - Eoxi (menor)
ΔE = - 0,77 - (-1,36)
ΔE = - 0,77 + 1,36
ΔE = + 0,59 V
Como o potencial encontrado apresenta um valor positivo, temos um processo espontâneo. Letra c).
Exemplo 2: (UFMS) Considere as semirreações, abaixo indicadas, com seus respectivos potenciais- padrão de redução, em volt (V):
Ag+ + e → Ag Ered = 0,80 V
Cu+2 + 2 e → Cu Ered = 0,34V
Calcule o potencial da reação abaixo (pilha) e diga se ela é espontânea ou não, assinalando a opção correta:
Cu + 2 Ag+→ Cu+2 + 2 Ag
a) – 4,6 V
b) – 0,46 V
c) + 0,46 V
d) + 1,14 V
e) - 1,14 V
Resolução:
Como o exercício pede para determinar o valor do potencial da pilha, basta analisar os potenciais de redução fornecidos para julgar qual deles é o maior e qual é o menor:
Ag+ + e → Ag Ered = 0,80 V (Esse é o maior)
Cu+2 + 2 e → Cu Ered = 0,34V (Esse é o menor)
Em seguida, basta aplicar na fórmula do cálculo do potencial de uma pilha:
ΔE = Ered (maior) - Ered (menor)
ΔE = 0,80 - (0,34)
ΔE = 0,80 – 0,34
ΔE= + 0,46 V
Como o potencial encontrado apresenta um valor positivo, temos um processo espontâneo. Letra c).
O texto Potencial-padrão de redução nas pilhas mostrou que cada metal que compõe uma pilha nos eletrodos possui um potencial-padrão de redução (E0red)e um de oxidação (E0oxi). Também foi dada uma tabela que fornece os valores dos potenciais-padrão de vários metais e ametais. Esta tabela segue abaixo:
Esses valores serão necessários para que possamos calcular a voltagem (diferença de potencial (ddp) ou força eletromotriz (∆E)) de uma pilha.
Digamos que temos uma pilha em que um dos eletrodos é formado pelo alumínio e o outro pelo cobre. Cada um desses metais está mergulhado em soluções aquosas de seus respectivos íons. Qual deles é o cátodo e qual é o ânodo? Qual é a ddp da pilha?
Para descobrirmos isso, basta olharmos as duas semirreações de redução e os potenciais-padrão de reduções desses metais na tabela, que são:
Al ↔Al3+ + 3e-   E0red = -1,66 V
Cu ↔Cu2+ + 2e-   E0red = +0,34 V
Veja que o potencial-padrão de redução do cobre é maior, portanto, ele será o metal que irá reduzir, ou seja, que vai ganhar elétrons, sendo o cátodo. E o alumínio será o ânodo, oxidando-se e recebendo os elétrons do cobre. As semirreações em cada eletrodo são dadas por:
Semirreação do ânodo: Al → Al3+ + 3e- 
Semirreação do cátodo: Cu2+(aq) + 2e- →Cu(s)
Para descobrir a reação global, temos que multiplicar a semirreação do ânodo por 2 e a semirreação do cátodo por 3 para igualar os elétrons doados e recebidos:
Semirreação do ânodo: 2Al → 2Al3+ + 6e-
Semirreação do cátodo: 3Cu2+(aq) + 6e- → 3Cu(s)
_____________________________________________________
Reação global da pilha:2Al + 3Cu2+(aq) → 2Al3+ + 3Cu(s)
Mas, e a força eletromotriz (∆E0) ou diferença de potencial da pilha?
Existem duas fórmulas que podem ser usadas:
Assim, basta substituir os valores na fórmula:
∆E0 = E0red (maior) - E0red (menor)
∆E0 = +0,34 – (-1,66)
∆E0 = + 2,0 V
Lembre-se de que os valores dos potenciais-padrão de oxidação são iguais aos valores dos potenciais-padrão de redução, porém com os sinais invertidos. Desse modo, temos:
∆E0 = E0oxi (maior) - E0oxi (menor)
∆E0 = +1,66 – (-0,34)
∆E0 = + 2,0 V
Pilhas e Baterias
O processo químico de troca de elétrons, conhecido como oxirredução, é responsável pelo funcionamento e propriedades das pilhas e baterias de nosso cotidiano. “No dia-a-dia usamos os termos pilha e bateria indistintamente. Pilha é um dispositivo constituído unicamente de dois eletrodos e um eletrólito, arranjados de maneira a produzir energia elétrica. Bateria é um conjunto de pilhas agrupadas em série ou paralelo, dependendo da exigência por maior potencial ou corrente.”1
Foto: Tuomas Lehtinen / Shutterstock.com
Desse modo, o processo eletrolítico envolvido em uma pilha ou em uma bateria é o mesmo, e trata de uma troca de elétrons entre duas espécies, um agente oxidante e um agente redutor. Por exemplo, no caso da pilha alcalina tem-se uma barra de manganês metálico eletroliticamente puro, imerso numa pasta de hidróxido de zinco. Dela são conhecidos os respectivos potenciais-padrão de redução, conforme as equações abaixo:
Mn2+  +  2e → Mn0     E0 = -1,18V
Zn2+  +  2e  → Zn0      E0 = -0,76V
Inicialmente, ambas as equações apresentam uma redução (recebimento de elétrons). Para se chegar ao potencial gerado pela pilha, deve-se inverter a equação de menor valor, independentemente de sua natureza, invertendo-se assim o sinal matemático da mesma, de modo a chegar-se a:
Mn0 →    Mn2+  +  2e E0 = +1,18V
Zn2+  +  2e  → Zn0      E0 = -0,76V
Ao se somar os potenciais de oxidação (primeira equação) e de redução (segunda equação), chega-se o potencial gerado pela pilha na associação dos dois metais. No caso, a pilha possui um potencial de +0,42 volts. Ao se associar, em série ou paralelo, conjuntos individuais dessa duplas de metais, aumentando o potencial referido potencial individualmente, formamos uma bateria.
A função primária de uma pilha é converter energia química em energia elétrica, por meio de uma reação espontânea de troca de elétrons entre duas espécies (eletrodos), geralmente metálicas. Forma-se um eletrodo no momento em que se tem um fragmento metálico imerso em uma solução de seus íons. No caso, pode-se denominar esse dispositivo de pilha galvânica, pilha elétrica ou ainda simplesmente pilha.
Particularmente em relação às baterias, percebe-se atualmente uma maior preocupação ambiental com o seu descarte, ainda problemático e altamente agressivo ao meio ambiente. Por exemplo, “baterias de hidreto metálico/óxido de níquel e as de íons lítio representam um risco ambiental muito menor do que as de níquel/cádmio. Apesar disso, das 5 milhões de baterias de telefones celulares existentes no Brasil em 1999, 80% ainda eram de níquel/cádmio; apenas 18% eram de hidreto metálico/óxido de níquel e 2% de íons lítio.”1. Atualmente, as pilhas e baterias de íons de lítio dominam o mercado.
As pilhas e as baterias são dispositivos estudados em Eletroquímica que transformam energia química em energia elétrica. Dentro desses aparelhos ocorrem reações de oxirredução, em que há transferência de elétrons, produzindo assim corrente elétrica.
A diferença entre as pilhas e baterias está no fato de que as pilhas, também chamadas de células eletroquímicas, são formadas por dois eletrodos (positivo (cátodo) e negativo (ânodo)) onde ocorrem respectivamente as semirreações de redução e oxidação, além de um eletrólito, que é uma solução condutora de íons.
Já as baterias são formadas por várias pilhas ligadas em série ou em paralelo. Graças a isso, as baterias produzem uma corrente elétrica muito mais forte que as pilhas.
Além disso, as pilhas e baterias podem ser divididas em primárias (não recarregáveis) e secundárias (recarregáveis).
Veja como esses dispositivos tão comuns em nosso cotidiano foram inventados, como eles funcionam e quais são indicados para cada equipamento, lendo os textos dessa seção.
Pilhas e baterias separam cargas elétricas através de reações químicas. Se a carga é removida de alguma forma, a bateria separa mais cargas, transformando energia química em energia elétrica.
Uma bateria pode produzir cargas, por exemplo, para forçá-las através do filamento de uma lâmpada incandescente. Sua capacidade para realizar trabalho por reações elétricas é medida em Volt, unidade nomeada por Volta. Um volt é igual a 1 joule de trabalho ou energia por cada Coulomb de carga. A capacidade elétrica de uma bateria para realizar trabalho é denominada Força Eletromotriz, ou fem.
Em experimentos com o que ele chamava de eletricidade atmosférica, Galvani descobriu que uma perna de rã poderia se contrair quando presa por um gancho bronze em uma treliça de aço. Outro italiano, Alessandro Volta, um professor da Universidade de Pavia, afirmou que o bronze e o aço, separados por um tecido úmido de rã, geravam eletricidade, e que a perna de rã era apenas um detector.
Em 1800, Volta conseguiu amplificar o efeito pelo empilhamento de placas feitas de cobre, zinco e papelão úmido respectivamente e fazendo isto ele inventou a bateria.
Classificação dos geradores quanto ao tipo
Todos os geradores eletroquímicos desenvolvidos com base na pilha de Volta são constituídos essencialmente de dois eletrodos e um eletrólito, mesmo que sejam diferentes entre si por muitas outras características. Dependendo do trabalho que desenvolvem e de suas propriedades específicas, os geradores eletroquímicos podem ser classificados em dois grupos:
Geradores eletrolíticos primários que não podem ser recarregados;
Geradores eletrolíticos secundários recarregáveis.
Os geradores eletrolíticos primários são aqueles que produzem um único processo de descarga, pois suas reações químicas internas são irreversíveis. Dessa maneira, no final de um determinado período de uso, o gerador se esgota, pois seus componentes internos se degradam completamente.
Os geradores primários simples são chamados pilhas. Ao conjunto de duas ou mais pilhas (oucélulas) e aos geradores do segundo grupo dá-se o nome de bateria. Os geradores secundários incluem todos os modelos de equipamento que permitem cargas e descargas repetidas. Isso acontece porque as transformações químicas que se verificam no interior dos geradores podem ser revertidas se aplicar-se sobre seus terminais determinadas tensões e correntes elétricas.
No grupo de geradores primários destacam-se os seguintes tipos de pilhas:
Pilha de zinco-carbono
Pilha alcalina
Pilha de mercúrio
Pilha de prata
Pilha de lítio.
No grupo de geradores secundários destacam-se dois tipos que têm aplicações muito diversas:
Bateria de chumbo
Bateria de niquel-cádmio.
Capacidade e durabilidade
Tanto a capacidade das pilhas como a das baterias é determinada com base no produto (multiplicação) de dois parâmetros (dados): corrente de descarga e a duração da descargar. O valor do produto é expresso por unidades de medida especiais o ampere-hora (Ah) e o miliampere-hora (mAh). A carga acumulada por um pilha ou uma bateria pode ser expressa na forma de densidade de energia, definida em watt-hora por quilo de peso ou em watt-hora por centímetro cúbico (cm3) de volume.
Para escolher o tipo de pilha ou bateria para determinado aparelho, é preciso ter em mente o nível mínimo de tensão que esse aparelho pode suporta. Esse nível mínimo é chamado nível-limite de tensão, naturalmente, quanto mais alto for para determinado aparelho, mais curta será a vida útil da pilha ou bateria usada para alimenta-lo.
Não é difícil definir com relativa precisão o nível-limite de tensão de pilhas de mecúrio ou prata. Elas geralmente operam com cargas fracas em relação a outros tipos de pilha, mas essa carga se mantém constante em cerca d 95% de sua vida útil, apresentando um queda brusca a partir daí.
Nas pilhas de zinco-carbono, ao contrário, a determinação do nível limite de tensão é mais difícil, pois a queda de tensão na pilha durante a descarga aumenta irregularmente com o passar do tempo. Por esse motivo, num aparelho com alto nível limite de tensão (para os quais esse tipo de pilha é bem mais apropriado), as pilhas se esgotam em um determinado período de tempo. No entanto, se forem usadas em equipamentos que exigem tensões inferiores, elas podem continuar a funcionar por várias horas ou dias.
Um outro dado importante na questão da determinação do nível-limite é o da “recuperação da tensão”. Esse fenômeno ocorre nos aparelhos de funcionamento intermitente, pois as baterias tendem a recarregar-se enquanto eles estão desligados.
Nesses casos as pilhas de zinco carbono apresentam um apreciável recuperação de tensão, a ponto de dobrar seu período de vida útil, com a passagem de uma carga constante a uma carga intermitente. Nas mesmas condições , as pilhas alcalinas aumentam seu período de duração em 20%. Outro fator importante na determinação da duração das pilhas é o tipo de eletrólito – seco ou líquido – que elas utilizam. O líquido pode sofrer evaporação ou vazamento durante a estocagem, e isso diminui a duração ou invalida a pilha permanentemente.
A temperatura também influi na duração das pilhas, pois as reações químicas internas diminuem a baixas temperaturas.
As pilhas mais usadas atualmente são as de zinco-carbono, que apresentam, em geral, a forma de um cilindro cujo volume determina a quantidade de energia que elas podem fornecer. Seu pólo negativo é formado pelo involucro externo, enquanto o cilindro central de carbono, coberto por um capuz metálico e isolado do envolucro, constitui o pólo positivo.
Classificação das pilhas
a) Pilhas de zinco-carbono
Essas pilhas podem Ter outro formato além do cilíndrico, como por exemplo, o de um paralelepípedo, com os dois pólos numa das faces. Seus terminais, neste caso, também são de formato diferente e colocados de modo que possam receber um sistema de ligação por pressão.
A estrutura interna da pilha de zinco-carbono é igual à da pilha constituída pelo químico Leclanché. Servindo-se de um vaso, ele usou como eletrodos para o pólo positivo um pequena barra de carvão, colocada num saquinho de tela resistente juntamente com uma mistura de grafite e bióxido de manganês. Para o pólo negativo utilizou uma pequena barra de zinco. O líquido que envolve as duas barras, também chamado de eletrólito, é uma solução de sais de amoníaco e água.
Denominadas pilhas secas as pilhas atuais contêm, no centro do cilindro que constitui sua cápsula, uma barra de carvão. Em torno dessa barra de carvão encontra-se uma área de material absorvente, completamente impregnado pelo eletrólito, que é constituído por amoníaco, bióxido de manganês, óxido de zinco, cloreto de zinco e água. Com um revestimento externo de zinco, o conjunto é hermeticamente fechado na parte superior, onde sobressai apenas o terminal positivo em contato com a barra de carvão. Nessa parte superior do invólucro metálico externo encontra-se um revestimento isolante que separa os pólos positivo e negativo.
Também nas paredes do invólucro há uma capa isolante, mas a base, que constitui o terminal negativo, fica a descoberto. Essas pilhas fornecem um tensão de 1,5V; a energia e, consequentemente , a intensidade da corrente a ser fornecida dependem do volume de eletrólito contido na pilha e da área de seus eletrodos positivo e negativo. Tendo um baixo custo no mercado, esse tipo de pilha pode ser usado em alta escala, embora só seja eficiente em aplicações que requerem uma alimentação intermitente, já que ela apresenta uma queda progressiva de tensão. Por outro lado, sua capacidade de regeneração durante os períodos de descarga é elevada.
b) Pilhas alcalinas
As pilhas alcalinas são formadas por um anodo de zinco com superfície ampla e por um catodo de óxido de manganês de densidade elevada. Elas se diferenciam das de zinco-carbo especiamente pela composição do eletrólito, que é de hidróxido de potássio, e apresenta em relação a estas quase o dobro da capacidade de energia, com uma duração sete vezes maior e um impedância interna muito mais baixa. Por isso são altamente eficientes nas aplicações que requerem longos períodos de alimentação com correntes elevadas.
A tensão nominal das pilhas alcalinas é de 1,5V e sua voltagem permanece constante durante um período mais longo, garantindo uma operação mais estável do equipamento que alimenta. São particularmente usadas para alimentação de jogos eletrônicos, filmadoras, gravadores e toca fitas, além de equipamentos de iluminação de emergência. Em relação as pilhas zinco-carbono, seu custo é mais elevado.
c) Pilhas de Mercúrio
São formadas por um catodo à base de óxido de mercúrio por um anodo de zinco e por um eletrólito à base e hidróxido de potássio. Essas pilhas podem ser encontradas em dois formatos diferentes: cilíndricas ou em forma de botão, sendo estas as mais utilizadas.
Sua característica mais importante é a alta densidade de energia que pode fornecer, que é várias mais elevada a dos tipos descritos anteriormente. A variação de tensão em função da descarga é praticamente nula; ela se mantém constante no valor de 1,35V ao longo de toda sua vida útil; sua impedância interna é baixa e constante, não apresentando, portanto, nenhum fenômeno de recarga. Além disso oferece excelente rendimento e estabilidade nas operações em altas temperaturas.
d) Pilhas de prata
Muito parecidas em seu formato com as pilhas de mercúrio, compõem-se de um catodo de óxido de prata, de um anodo de zinco e um eletrólito à base de hidróxido de potássio ou sódico. Apresenta características elétricas semelhantes às da pilha de mercúrio, com voltagem, em relação a esta, de terem uma tensão de 1,55V. Mas por terem um volume menor apresentam menor capacidade de fornecimento de energia.
e) Pilhas de lítio
São recentes no mercado e apresentam maior densidade de energia, maior vida útil e maior tensão nominal. Seus componentes não incluem a água, o que permite um rendimento em baixas temperaturas muito superior ao das outras baterias, ao ponto de se dispor de 50% de sua capacidade em temperaturasda ordem de -55ºC. A composição de um pilha de lítio depende do tipo fabricação, que varia no material utilizado como catodo. A densidade de energia das pilhas de lítio chega a 266Wh/Kg, contra 133 das pilhas de pratat e 55 zinco-carbono. É importante observa que as pilhas de lítio apresentam uma auto descarga quase imperceptível, o que permite armazena-las por períodos três vezes mais longos em relação às de mercúrio e até cinco vezes mais longos em relação às de zinco-carbono, sem que apresentem uma perda significativa de eficiência.
Acumuladores ou baterias de chumbo
Constituem os tipos mais comuns de baterias secundárias ou recarregáveis. São formados por uma série de células individuais interligadas, cujo número depende da tensão que se deseja obter. A célula elementar se constituí de dois eletrodos à base de chumbo, imersos num eletrólito constituído por uma solução de ácido sulfúrico em água. O eletrodo positivo contem óxido de chumbo PbO2 O negativo contém chumbo em forma esponjosa. Se entre o anodo e o catodo se inserir um carga por meio dela se irá produzir uma corrente elétrica. Com isso, desencadeiam-se reações químicas no interior da bateria, gerando o fluxo de elétrons necessário para manter a corrente circulando. No decorrer dessas reações, tanto o óxido de chumbo como o chumbo em estado puro são atacados pelo ácido sulfúrico, resultando em sulfato de chumbo e água. Quando a quantidade de ácido é baixa e a de sulfato é alta o suficiente para cobrir completamente os eletrodos, as reações internas diminuem e a tensão na bateria decresce, assim como a corrente. Esta chega a níveis tão baixos que se torna impossível continuar alimentando a carga externa. Nesse caso dizemos que a bateria está descarregada.
No processo inverso, ou seja, carga, a bateria recebe tensão de um gerador externo que provoca a passagem de corrente no seu interior, mas no sentido contrario ao da descarga. Em conseqüência disso, o sulfato de chumbo se combina com a água liberando sobre os eletrodos o chumbo e o óxido de chumbo originais e devolvendo à solução de eletrólito o ácido sulfúrico anteriormente consumido. Se a operação de carga se estender além do tempo necessário à eliminação dos sulfatos dos eletrodos, vai-se produzir uma sobrecarga da bateria e, a partir desse momento, a corrente interna fará decompor a água em seus componentes (oxigênio e hidrogênio).
Na bateria, a capacidade de fornecimento de energia é determinada principalmente pela quantidade de óxido de chumbo contida no ânodo, que pode ser facilmente combinada com ácido sulfúrico para produzir chumbo. O cátodo contem aproximadamente a mesma quantidade de chumbo existente no ânodo, mas sua eficiência durante as reações de carga e descarga é superior. A tensão de cada célula elementar tem um valor nominal de 2V.
Durante o processo de carga, três ciclos diferentes se apresentam.
Entre os vários tipos de baterias secundárias, as de chumbo são as mais econômicas. Elas podem realizar cerca de 200 ciclos de carga/descarga completos, atingindo até 500/600 ciclos com descarga de 60%. Quando descarregadas tendem a acumular sulfato, reduzindo seu período de vida, mas em condições convenientes estocagem chegam a durar seis meses a oito anos.
É no campo automobilístico que são mais empregadas, em geral modelo de seis células ligados em série, com uma tensão nominal de 12V.
Baterias de níquel-cádmio
O segundo grupo de baterias secundárias é formado pelas baterias de níquel – cádmio. Estas também apresentam o mesmo processo de carga e descarga que observamos nas de chumbo, mas com diferenças significativas quanto ao funcionamento.
Uma bateria elementar de níquel-cádmio é formada por dois eletrodos separados por um isolante, enrolados um sobre o outro e imersos num eletrolito. O eletrodo positivo ou anodo é constituído de níquel e tem sobre a superfície externa um composto mais ativo, à base de hidróxido de níquel. O eletrolito é constituído por uma solução de hidróxido de potássio.
Quando entre os dois eletrodos se interpõe uma resistência de descarga, uma diferença de potencial é produzida; uma corrente começa a circular, dando início ao processo de descarga da bateria.
No decorrer do processo de carga, a bateria é submetida a uma tensão externa inversa e os hidróxidos dos eletrodos se decompõem, liberando cádmio, níquel e água; depois de um determinado tempo a bateria fica exatamente como nas condições iniciais.
As baterias de níquel cádmio custam quase o triplo das de chumbo, mas oferecem vantagens. Podem ser conservadas em estoque tanto carregadas quanto recarregadas, sem que sua durabilidade seja afetada. Alguns modelos podem realizar 30 000 ciclos de cargas e descargas.
Em geral, essas baterias são indicadas quando há necessidade de um modelo leve e portátil, de longa duração e que dispense manutenções periódicas.
Conclusão
Este trabalho se encontra numa linguagem simples e objetiva sobre baterias, o que seria necessário para um maior entendimento do seu funcionamento é como se comportam, os seus elementos químicos em cada ciclo das baterias e os processos de oxidação e redução química, mas em nosso curso o mais importante são os meios e não os fins por esse motivo estas ligações químicas não foram abordadas.
As pilhas e baterias podem ser classificadas em primárias ou secundárias, sendo que as primárias não são recarregáveis e as secundárias são recarregáveis.
Veja os principais exemplos em cada caso:
Pilhas e baterias primárias: Quando o reagente é todo consumido e a reação de oxirredução que ocorre dentro delas cessa, essas pilhas devem ser descartadas.
Pilha seca de Leclanché ou pilha ácida: 
Essa pilha também é chamada de pilha de zinco/dióxido de manganês, pois o seu ânodo (polo negativo, que sofre oxidação) é um invólucro de zinco; enquanto o cátodo (polo positivo, que sofre redução) é formado por um bastão de grafite que fica no centro e está envolvido por uma camada de dióxido de manganês, carvão em pó e uma pasta úmida de cloreto de amônio e cloreto de zinco.
O cilindro de zinco fica separado das outras substâncias químicas por um papel poroso e, conforme mostram as semirreações nos eletrodos abaixo, o zinco transfere elétrons para o manganês por meio da barra de grafite:
Ânodo: Zn (s) → Zn2+(aq) + 2 e-
Cátodo: 2 MnO2(aq) + 2 NH4 1+(aq)  + 2e-  → 1 Mn2O3  (s) + 2NH3(g) + 1 H2O(l)
Reação Global: Zn (s) + 2 MnO2(aq) + 2 NH41+(aq) → Zn2+(aq) + 1 Mn2O3(s) + 2NH3(g)
Pilha alcalina: 
Essa pilha tem o mesmo esquema da pilha anterior (zinco/dióxido de manganês), porém, com a diferença de que o eletrólito é uma base, e não um ácido. No lugar do cloreto de amônio (que é um sal de caráter ácido) é utilizado o hidróxido de sódio ou de potássio.
As reações que ocorrem nessa pilha são:
Ânodo: Zn + 2 OH →  ZnO  + H2O + 2e-
Cátodo: 2 MnO2 + H2O + 2e-→ Mn2O3 + 2 OH
Reação global: Zn +2 MnO2→  ZnO  + Mn 2O3
Baterias de lítio:
O ânodo é o lítio, o cátodo é o dióxido de manganês, e o eletrólito é uma solução salina:
Semirreação do Ânodo: Li → Li+ + e−
Semirreação do Cátodo: MnO2 + Li+ + e− → MnO2(Li)
Reação global: Li + MnO2 → MnO2(Li)
Pilhas e baterias secundárias: Essas pilhas ou baterias podem ser recarregadas por meio da aplicação de uma diferença de potencial (por meio de um gerador, como carregador específico para o aparelho, um alternador ou um dínamo). Com isso, as reações envolvidas no funcionamento desses dispositivos ocorrem no sentido contrário, regenerando os reagentes e permitindo que a bateria seja utilizada novamente.
Baterias de chumbo usadas em automóveis:
O ânodo dessa bateria é formado por placas de chumbo metálico, e o cátodo é formado por placas de chumbo revestidas de PbO2(s). Essas placas são intercaladas e separadas por papelão ou plástico e mergulhadas em uma solução de ácido sulfúrico concentrado, formando uma série de seis pilhas, com 2V cada e fornecendo um total de diferença de potencial de 12 V.
O chumbo oxida-se, perdendo elétrons, enquanto o dióxido de chumbo reduz-se, ganhando elétrons:Ânodo: Pb +HSO41-+ H2O ↔  PbSO4 + H3O1+ + 2e-
Cátodo: PbO2 + HSO41-+ 3H3O1+ + 2e-↔ PbSO4 + 5 H2O
Reação global: Pb + PbO2 + 2 HSO41-+ 2 H3O1+↔ 2 PbSO4 + 4 H2O
Bateria de celular (bateria de íon lítio): 
O cátodo dessa bateria é um composto de óxido de lítio e cobalto, e o ânodo é o carbono, sendo que esses dois eletrodos estão separados por um eletrólito não condutor.
O seu funcionamento ocorre pelo movimento dos íons de lítio do ânodo em direção ao cátodo através do eletrólito:
Ânodo: LiyC6 (s) + y Li+(solv) + y e-→Lix+yCoO2(s)
Cátodo: LixCoO2 (s) + y Li+(s) + y e-→Lix+yCoO2(s)
Reação Global:  LiyC6(s) → 6 C (s) + y Li+ (solv) + y  e- 
Pilha ou bateria de níquel/cádmio:
O ânodo dessa bateria é uma liga de ferro e cádmio, e o cátodo é revestido por uma camada de hidróxido (ou óxido) de níquel III:
Ânodo: 1 Cd(s) + 2 OH-(aq) → 1 Cd(OH)2(s) + 2e-
Cátodo: 2 NiOOH + 4 H2O(?) + 2e- → 2 Ni(OH)2 . H2O(s) +2 OH-(aq)
Reação global: 1 Cd(s) + 2 NiO(OH) + 2 H2O(?) → 1 Cd(OH)2(s) + 2 Ni(OH)2(s)
Bateria de hidreto metálico/óxido de níquel (NiMH):
Suas atribuições principais são semelhantes à bateria de níquel-cádmio, mas com a modificação de que o ânodo é constituído por uma liga metálica que contém hidrogênio absorvido, formando um hidreto metálico:
Ânodo: MH(s) + OH-(aq) → M(s) + H2O(?) + e-
Cátodo:  NiOOH(s) + 2 H2O(?) + e- →  Ni(OH)2 . H2O(s) + OH-(aq)
Reação global: 1 Cd(s) + 2 NiO(OH) + 2 H2O(?) → 1 Cd(OH)2(s) + 2 Ni(OH)2(s)
Tanto as pilhas quanto as baterias são dispositivos capazes de transformar energia química, que está contida nos materiais que as compõem, em energia elétrica. Por meio de reações espontâneas de oxirredução, em que há transferência de elétrons do material que sofre oxidação para o que sofre redução (ganha elétrons), obtém-se uma corrente elétrica que fica armazenada no dispositivo e que, posteriormente, é transmitida para o equipamento ou aparelho que se pretende ligar.
No entanto, a principal diferença entre esses dispositivos reside no fato de que as pilhas, também chamadas de células eletroquímicas, possuem somente dois eletrodos (polos negativo e positivo) e um eletrólito ou ponte salina; enquanto as baterias são formadas por várias pilhas ligadas em paralelo ou em série.
Por exemplo, a pilha ácida é formada por um eletrodo negativo ou ânodo — que é basicamente um envoltório de zinco (metal que tem a tendência de doar elétrons) — e por um eletrodo positivo ou cátodo — que é o polo que recebe os elétrons, constituído por uma barra de grafita ou carvão inserida em um tubo poroso que contém carvão esmagado e dióxido de manganês, envolvida por uma pasta úmida, que é o eletrólito, que, por sua vez, é constituído por várias espécies químicas, entre as quais o NH4Cl é o principal. O eletrólito é o meio físico, uma solução que possibilita a condução de carga elétrica no interior da pilha.
Abaixo temos um esquema desse tipo de pilha:
Esquema de pilha ácida por dentro
A voltagem das pilhas depende da diferença de potencial entre os eletrodos, ou seja, do grau de espontaneidade com que ocorre a transferência de elétrons de um eletrodo para o outro. Quanto maior for a tendência do ânodo de doar elétrons e do cátodo de receber elétrons, maior será a potência da pilha.
Agora falando a respeito das baterias, conforme dito, elas são formadas por várias pilhas ligadas entre si. Quando elas estão ligadas em paralelo, um polo positivo de uma pilha fica ligado ao polo positivo da outra, enquanto o polo negativo está ligado a outro polo negativo. Por outro lado, se as pilhas que formam a bateria estiverem ligadas em série, teremos um polo positivo ligado a um polo negativo e assim sucessivamente.
Esquema de formação de baterias ligadas em série e em paralelo
Conforme pode ser visto na imagem acima, dependendo da forma em que estão ligadas, as baterias podem fornecer diferentes voltagens e níveis de corrente. Uma pilha comum geralmente possui voltagem igual a 1,5 V, sendo que seis pilhas ligadas em série originam uma bateria de 9 V.
Um exemplo é a bateria de chumbo usada nos automóveis. Ela é formada por seis pilhas de 2 V cada, possuindo uma potência de 12 V no total. Ela é formada por várias placas de chumbo, que são os eletrodos negativos (ânodos que oxidam e perdem elétrons). O cátodo ou polo positivo que recebe os elétrons é o dióxido de chumbo. Todas essas placas ficam imersas em uma solução de ácido sulfúrico (H2SO4) e são intercaladas e separadas por papelão ou plástico:
Imagem de bateria por dentro e das partes que a compõem
Pilhas e baterias são geradores elétricos que compõem a classe de geradores químicos, porque são capazes de transformar energia química em energia elétrica.
Além disso, também são dispositivos capazes de manter uma diferença de potencial entre os pontos em que estão ligados (polos positivo e negativo).
A função básica desses dispositivos é aumentar a energia potencial das cargas que os atravessam, e são chamadas fontes de força eletromotrizes. 
Os gerados químicos (pilhas e baterias) tornaram possível a produção de cargas elétricas contínuas e uniformes, o que levou os físicos a formularem um novo conceito e uma nova grandeza física que pudesse definir tal propriedade, a força eletromotriz. 
A unidade básica geradora desses geradores químicos se chama célula.
Para as pilhas, sua utilização em alguns casos exige uma associação em série, em virtude da tensão fornecida não ser suficientemente capaz de suprir a utilização de equipamentos em razão do seu índice de voltagem, que é de 1,5V para pilhas comuns.
Com o avanço tecnológico, tornou-se possível a utilização da recarga tanto para pilhas como para baterias, mas esse processo também tem a chamada vida útil desses geradores, que depende de seu bom uso e de sua qualidade.
Conclusão: nos geradores químicos, sua energia resultante é transformada em energia elétrica. 
O primeiro dispositivo que aproveitou a energia das reações de oxirredução para gerar eletricidade foi a pilha de Alessandro Volta. Ela foi feita em 1800 e era formada por discos de metais diferentes, como zinco e cobre, intercalados e conectados por um fio condutor, além de um disco umedecido em salmoura.
Em 1836, o químico inglês John Frederic Daniell (1790-1845) aperfeiçoou a pilha de Volta, tornando-a menos arriscada. Essa nova pilha passou a ser conhecida como Pilha de Daniell.
A pilha de Daniell era constituída por duas semicélulas ou semicelas eletroquímicas. A primeira era formada por uma placa de zinco mergulhada em uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4) em um béquer, e a outra era formada por uma placa de cobre mergulhada em uma solução de sulfato de cobre II (CuSO4) em outro béquer. Essas duas placas eram interligadas por um fio de cobre condutor. Além disso, as duas soluções estavam conectadas por um tubo que continha uma solução eletrolítica, isto é, uma ponte salina.
Observe o esquema da montagem da pilha de Daniell:
Esquema de pilha de zinco-cobre também chamada de pilha de Daniell
O funcionamento dessa pilha ocorria da seguinte forma: Como mostra a fila de reatividade dos metais mostrada no texto Reações de simples troca, o zinco é mais reativo que o cobre, por isso, tem maior tendência de oxidar-se, isto é, de perder elétrons. Assim, a placa de zinco constitui o eletrodo negativo, chamado de ânodo, onde ocorre a seguinte reação de oxidação:
Semirreação no ânodo: Zn( s) ↔ Zn2+(aq) + 2 e-
Os elétrons perdidos pelo zinco são transferidos através do fio de cobre para a placa de cobre e depois para a solução de sulfato de cobre II. Os íons cobre (Cu2+) presentes na solução recebem esses elétrons e sofrem redução. Isso nos mostra que a placa de cobre constitui o eletrodo positivo, chamado de cátodo, onde ocorre a seguinte reação de redução:
Semirreação no cátodo: Cu2+(aq) + 2 e- ↔ Cu( s)
Somando essas duas semirreações, chegamos à reação global da pilha de Daniell:
Semirreação no ânodo: Zn( s) ↔ Zn2+(aq) + 2 e-
Semirreação no cátodo: Cu2+(aq) + 2 e- ↔ Cu( s)
Reação Global:Zn( s) + Cu2+(aq) ↔ Zn2+(aq) + Cu( s)
Inicialmente a solução de CuSO4 era azul por causa da presença dos cátions Cu2+. Mas com a ocorrência da reação de redução desses cátions, sua concentração diminiu em solução e, consequentemente, a solução ficou incolor. Além disso, na reação de redução do cátion cobre, é formado cobre metálico Cu(s),que se deposita na placa de cobre. É por isso que depois do funcionamento da pilha de Daniell pode-se observar que a massa da placa de cobre está maior.
Por outro lado, a placa de zinco é corroída, pois o zinco metálico (Zn(s)) é transformado em íons zinco (Zn2+) que são transferidos para a solução de ZnSO4. Esses fenômenos podem ser observados na ilustração a seguir:
Pilha de Daniell depois de seu funcionamento
A convenção mundial de representação das pilhas é feita com base na seguinte ordem:
Convenção mundial de representação das pilhas
Assim, a representação da pilha de Daniell é dada por:
Zn / Zn2+// Cu2+ / Cu
Estudo das Celas Galvânicas
A pilha de Daniell
Íons cobre (II), em solução, reagem com uma placa de zinco metálico. São produzidos íons zinco, em solução, e um depósito de cobre metálico. Os íons Cu2+ dão cor azulada à solução. No esquema acima, parte desses íons é consumida na reação com a placa de zinco. (Para visualização, a espessura da camada de cobre foi exagerada.).
Do ponto de vista didático, uma das celas galvânicas cujo funcionamento é mais simples de se entender é a pilha de Daniell, construída pelo cientista inglês John Daniell em 1836, numa época em que a expansão: dos telégrafos com fio exigia fontes de corrente elétrica para uso nesse meio de comunicação.
Será apresentado o raciocínio de Daniell, em linguagem atual. Sabe-se que os íons cobre (II) reagem espontaneamente com o zinco metálico.
Trata-se de uma reação de óxido-redução em que o zinco sofre oxidação e os íons cobre (II) sofrem redução:
O zinco sofreu oxidação: perdeu elétrons e seu número de oxidação aumentou.
O íon Cu2+ sofreu redução: recebeu elétrons e seu número de oxidação.
Em uma óxido-redução, a espécie que se oxida — o zinco, no caso — transfere elétrons para a que se reduz — os íons cobre (II), no caso. E se conseguirmos fazer com que essa transferência ocorra por meio de ur fio metálico? Seria estabelecida uma corrente elétrica!
Para conseguir isso, considere uma placa de zinco mergulhada numa solução aquosa contendo 1,0 mol/L de íons zinco (de um sal solúvel de zinco como, por exemplo, sulfato de zinco, ZnSO4). Esse conjunto será denominado semicela (ou meia-cela) e será representado por .
Considere, também, uma placa de cobre mergulhada numa solução aquosa contendo 1,0 mol/L de íons cobre (II) (por exemplo, uma solução de sulfato de cobre (II), CuSO4). Essa semicela é representada por .Ao conectar as placas metálicas de ambos os eletrodos, usando fios metálicos e uma lâmpada (de 1,5 V), e colocar uma ponte salina, verificamos que a lâmpada acende!
O funcionamento da pilha de Daniell
Se a lâmpada acendeu é porque o conjunto de eletrodos, fios metálicos e ponte salina forneceram as condições para a movimentação ordenada de cargas elétricas, originando uma corrente elétrica.
O fato de a lâmpada acender também revela que há uma diferença de potencial elétrico entre as placas metálicas de cobre e zinco.Substituindo a lâmpada por um voltímetro, verifica-se (a 25°C e com 1 mol/L de Cu2+ e 1 mol/L de Zn2+) que:
 
a diferença de potencial elétrico é de 1,10 V;
o potencial do eletrodo de cobre é maior que o do eletrodo de zinco.
Estudos mais detalhados sobre o funcionamento desse dispositivo com a lâmpada e sem o voltímetro) revelam que, 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).
Mas como a placa de zinco poderia “emitir” elétrons? O fato de a concentração de íons Zn2+ na solução aumentar e de a placa sofrer corrosão revela que está ocorrendo a oxidação do zinco, que pode ser assim equacionada:
E para onde vão os elétrons recebidos pela placa de cobre? O fato de a concentração de íons Cu2+ diminuir e haver depósito de cobre metálico indica que íons cobre (II) da solução estão sofrendo redução:
O eletrodo de zinco, por apresentar menor potencial elétrico, atua como o pólo negativo da pilha. E o eletrodo de cobre, que exibe o maior potencial elétrico, atua como pólo positivo. Para entender bem, observe os desenhos ao lado, que permitem comparar a pilha de Daniell com uma pilha de lanterna.
O papel da ponte salina
Cada átomo de Zn0 que manda dois elétrons para o circuito externo sai da placa e passa para a solução na forma de Zn2+, provocando a corrosão da placa e fazendo a solução ficar mais concentrada de íons zinco. Isso tende a fazer com que essa solução fique com excesso de cargas positivas (os íons sulfato, SO2-, não participam da reação). Simultaneamente, a outra solução fica menos concentrada em íons Cu2+ e tende a ter acúmulo de cargas negativas.
Se isso ocorresse, o funcionamento da pilha rapidamente iria cessar, pois o acúmulo de carga positiva na solução da esquerda iria atrair os elétrons do fio metálico para a placa de zinco (cargas de sinais opostos se atraem), e o acúmulo de carga negativa na solução da direita iria repelir os elétrons do fio metálico (cargas de mesmo sinal se repelem), impedindo-os de chegar à placa de cobre.
O acúmulo de cargas elétricas nas soluções é evitado pela ponte salina, um tubo de vidro recurvado preenchido com material gelatinoso e contendo alta concentração de um sal que não interfira no processo; KCl, por exemplo.
O excesso de cátions (portadores de cargas positivas) no frasco da esquerda é compensado pela migração de íons Cl– provenientes da ponte salina em direção ao frasco da esquerda. E o excesso de ânions (portadores de cargas negativas) no frasco da direita é compensado pela migração de íons K+ provenientes da ponte salina em direção ao frasco da direita. Assim, a presença da ponte salina permite que a pilha continue funcionando.
De fato, caso a ponte salina seja retirada, verifica-se que a lâmpada apaga imediatamente. Isso porque o excesso de íons acumulados nas soluções rapidamente impede o fluxo de elétrons através da parte metálica do circuito. É importante perceber que o circuito elétrico inclui o interior da pilha, porém não é um condutor metálico que conduz a corrente dentro dela, mas sim outro tipo de condutor elétrico: soluções aquosas.
As soluções de ambos os frascos e também a solução presente na ponte salina permitem que o circuito elétrico esteja totalmente fechado. Lembre-se de que corrente elétrica é um fluxo ordenado de cargas elétricas. No fio metálico, são os elétrons (portadores de carga elétrica negativa) que se movimentam. Nas soluções não são elétrons que se movimentam, mas sim cátions e ânions.
Assim, a experiência de acender uma lâmpada com uma pilha de Daniell envolve um circuito elétrico fechado que consiste basicamente de duas partes: uma parte externa à pilha, formada por fios metálicos, e uma parte interna à pilha, na qual a corrente elétrica que atravessa as soluções aquosas é um fluxo ordenado de cátions e ânions.
Nomenclatura dos eletrodos em uma cela galvânica
As placas metálicas existentes em uma pilha, que fazem a sua conexão com a parte do circuito elétrico externa à pilha, são denominadas eletrodos. É também frequente, em Química, encontrarmos a palavra eletrodo sendo usada como sinônimo não apenas da placa metálica, mas de toda a semicela.Para todas as celas eletroquímicas, vale a seguinte convenção:
Representação esquemática para uma cela galvânica
A União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC) propôs uma maneira esquemática para representar umacela galvânica. Tal representação é bastante útil, pois permite descrever de modo rápido e simples esse tipo de dispositivo sem a necessidade de desenhá-lo.Vamos exemplificar essa representação para a pilha de Daniell:
Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s)
A barra vertical simples (|) indica a fronteira que separa duas fases, e a barra vertical dupla (||) indica a ponte salina. Do lado esquerdo é representada a semicela em que ocorre a oxidação (ânodo) e, do lado direito, a semicela em que ocorre a redução (cátodo). Assim:
Potencial-Padrão De Semicela
A semicela adotada como referencial em Eletroquímica
A fim de poderem comparar as diversas semicelas, os químicos resolveram medir e tabelar as diferenças de potencial de todas elas em relação a um único referencial. O referencial escolhido para expressar potencial elétrico, em experimentos de Eletroquímica, é o eletrodo-padrão de hidrogênio. Evidências mostraram aos cientistas que a platina (metal nobre, que dificilmente reage com outras substâncias) tem a propriedade de adsorver o gás hidrogênio, ou seja, de reter em sua superfície as moléculas desse gás.
Ao usar a semicela H+/H2, a placa de platina serve como elemento metálico capaz de receber elétrons vindos do circuito externo ou enviar elétrons para ele. As espécies químicas que, de fato, participam do processo de óxido-redução são H2 e H+. Se a semicela H+/H2 atuar com ânodo, a semirreação será a de oxidação de H2 a H+ e, se atuar como cátodo, será a de redução de H+ a H2.
O conceito de potencial-padrão de semicela
A diferença de potencial elétrico entre os pólos de uma cela galvânica, medida com voltímetro numa situação em que a cela não esteja fornecendo corrente elétrica para um circuito, é representado por ΔE. Se essa diferença de potencial for medida nas condições-padrão (convencionadas como 1,0 mol/L e 100 kPa*) e em uma temperatura de interesse (geralmente 25°C), ela é denominada diferença de potencial-padrão e representada por ΔE°. Já sabemos que o potencial elétrico do cátodo é maior que o do ânodo. Assim, podemos dizer que o valor de AE° é dado por:
em que  e  representam, respectivamente, os potenciais elétricos do cátodo e do ânodo.Como já foi dito, o voltímetro não mede valores de potencial, mas sim diferenças de potencial. Assim, não há um modo de medir isoladamente   ou . Apenas medimos a diferença entre ambos (ΔE°).O valor de E° para o eletrodo-padrão de hidrogênio foi convencionado como sendo 0 V (zero volt), quer ele atue como ânodo, quer como cátodo.A partir dessa definição podemos, de acordo com os fatos experimentais, resumidos no esquema , afirmar que:
o potencial-padrão da semicela Ag+/ Ag0 é +0,80 V;
o potencial-padrão da semicela Cu2+/ Cu0 é +0,34 V;
o potencial-padrão da semicela Zn2+/ Zn0 é -0,76 V.
O potencial-padrão de uma semicela é o valor da diferença de potencial elétrico, nas condições-padrão (1,0 mol/L e 100 kPa) e numa temperatura de interesse (geralmente 25°C), entre o eletrodo dessa semicela e o eletrodo-padrão de hidrogênio.
 
Interpretação dos potenciais-padrão de semicela
Vimos, no início, que os elétrons se movimentam na parte metálica de um circuito elétrico de um ponto de menor potencial elétrico para um ponto de maior potencial elétrico.
O fato de o potencial-padrão da semicela Ag+/Ag0 ser +0,80 V indica que, na pilha formada por Ag+/Ag0 e H+/H2, o eletrodo de hidrogênio atua como pólo negativo e o de prata, como pólo positivo. Isso porque os elétrons se deslocarão, pelo fio, do eletrodo de hidrogênio (de menor potencial elétrico) para o de prata (de maior potencial). Teremos, para essa pilha, a situação ilustrada esquematicamente na figura (B), ao lado. Há oxidação do H2 e redução dos íons Ag+.
O fato de o potencial-padrão da semicela Cu2+/Cu0 ser +0,34 V indica que, na pilha formada por ela e pela semicela H+/H2, o eletrodo de hidrogênio (menor potencial elétrico) atua como pólo negativo e o de cobre (maior potencial elétrico), como pólo positivo. Assim, teremos a situação mostrada no esquema (C), com a oxidação do H2 e a redução dos íons Cu2+.
No caso da semicela Zn2+/Zn0, a situação se inverte, pois o seu potencial, -0,76 V, é inferior ao do eletrodo-padrão de hidrogênio. O eletrodo de zinco (menor potencial elétrico) funcionará como pólo negativo, emitindo elétrons pelo circuito metálico para o eletrodo de hidrogênio (maior potencial elétrico). A pilha funciona de acordo com o esquema (D), com oxidação do Zn0 e redução dos íons H+.
O esquema (E) resume essa discussão.Quando uma pilha é usada para gerar corrente elétrica em um circuito, os elétrons se movimentam, na parte metálica do circuito, do eletrodo de menor potencial para o de maior potencial elétrico. O esquema (E) também nos permite fazer previsões.
Por exemplo, podemos prever que a diferença de potencial entre as semicelas Cu2+/ Cu0 e Zn2+/ Zn0, que tomam parte da pilha de Daniell, é de 1,10 V. Ao comparar, no esquema (E), as semicelas Zn2+/Zn0 e Ag+/Ag0, percebemos que a diferença de potencial-padrão entre ambas é de 1,56 V, sendo que o potencial da semicela de prata é maior que o da semicela de zinco. Ambas semicelas formariam, portanto, uma pilha com diferença de potencial elétrico de 1,56 V, na qual o pólo negativo é o eletrodo de zinco e o pólo positivo é o eletrodo de prata. Essa previsão também é confirmada experimentalmente!
Podemos concluir que, quanto maior o potencial-padrão de uma semicela, maior é a tendência de ela receber elétrons e de nela acontecer redução.
Quanto maior o potencial-padrão de uma semicela (E°), maior a tendência de ela receber elétrons, ou seja, maior a tendência de nela ocorrer redução. Por isso, essa grandeza também é conhecida como potencial-padrão de redução e simbolizada por Eoredução.
Aplicações Da Tabela De Potenciais-Padrão
Previsão da força eletromotriz de uma pilha
A força eletromotriz de uma pilha é a diferença de potencial elétrico medida entre os seus terminais, quando ela não está sendo usada para gerar corrente. Quanto maior o valor dessa grandeza (representada por ΔE°), maior a capacidade de a pilha gerar corrente elétrica.
Por exemplo, no caso da pilha de Daniell, temos:E° = E°(Cu2+/ Cu0) – E°(Zn2+/Zn0) = +0,34 V – (-0,74 V) = 1,10 V
Comparação da força de oxidantes e redutores
Espontaneidade de reações de óxido-redução
Numa reação de óxido-redução que ocorra espontaneamente, os elétrons são transferidos de uma espécie química com menor potencial de redução para outra com maior potencial de redução. Portanto, se calcularmos a diferença de potencial para esse processo, chegaremos a um valor positivo.Reação de óxido-redução espontânea:
Reação de óxido-redução não-espontânea:
Veja os cálculos:
A proteção de uma superfície metálica
O ferro na presença de água isenta de ar (ausência de gás oxigênio) ou na presença de ar seco (ausência de umidade) praticamente não enferruja (ausência de corrosão). Contudo, o que ocorre normalmente é o ferro ficar exposto à água contendo oxigênio dissolvido, e é aí que está o problema.As equações a seguir representam o que acontece na corrosão do ferro (ou do aço, uma liga de ferro com um pouco de carbono) na presença de água que contenha oxigênio dissolvido ou na presença de ar úmido.
A ferrugem, que pode ser encarada como uma mistura de Fe(OH)2 e Fe(OH)3, ao ser formada na superfície do ferro ou do aço, solta-se em flocos, deixando o ferro novamente exposto e sujeito à oxidação.Um procedimento possível para proteger o ferro da corrosão em ambientes nos quais esteja exposto à água e ao gás oxigênio é a galvanização. Galvanizar o ferro ou o aço consiste em revesti-los com zinco metálico (como se fosse uma fina película de tinta) para evitar sua corrosão. O zinco foi escolhido por ser um redutor mais forte que o ferro. Vejamos:
O zinco reveste a superfície do ferro como se fosse uma camada de tinta, impedindo seu contato com o ar úmido ou com a água que contém oxigênio. Esse zinco também atua, diante do ferro, como se fosse o ânodo de uma pilha.Se o ferrogalvanizado fosse “riscado” e exposto ao ar e à umidade, ele estaria sujeito a ser oxidado a Fe2+. Este seria imediatamente reduzido a Fe pelo zinco, impedindo o aparecimento da ferrugem.
Porém, como o zinco tem mais facilidade para se oxidar que o ferro (pois tem menor potencial de redução), ele tende a se oxidar preferencialmente, mesmo que o ferro esteja exposto. Em outras palavras, se a película protetora de zinco for danificada e o ferro estiver exposto, o zinco atuará como metal de sacrifício, ou seja, um metal propositalmente colocado em contato com o ferro para que seja oxidado em lugar dele, preservando-o.
A equação global de uma pilha é a expressão utilizada para representar o fenômeno de oxidação e redução entre os componentes dessa pilha, ou seja, é a representação que permite a identificação do componente da pilha que perde elétrons e do componente que ganha elétrons.
Componente que perde elétrons: sofre oxidação (agente redutor);
Componente que ganha elétrons: sofre redução (agente oxidante).
Como toda equação química, a equação global de uma pilha possui reagente e produto separados por uma seta. Além disso, os componentes metálicos são escritos com o símbolo (s) de sólido, e os íons, com o símbolo (aq) de aquoso.
Como montar a equação global de uma pilha
Passo 1: possuir as equações químicas dos metais utilizados na pilha e os seus respectivos potenciais. Veja como exemplo duas equações de redução:
Equações de redução de alguns metais
Passo 2: determinar qual metal sofre oxidação e qual metal sofre redução. Para isso, basta respeitar as equações e os potenciais que foram fornecidos. No exemplo acima, temos duas equações de redução, logo, o Cr+3 sofre redução (por apresentar o maior potencial de redução), e o Zn sofre oxidação (por apresentar o menor potencial de redução).
Por fim, devemos deixar as equações no formato correto de acordo com a determinação acima:
Passo 3: igualar a quantidade de elétrons nas duas equações.
Caso a quantidade de elétrons seja diferente nas equações de oxidação e redução, devemos igualá-la multiplicando a equação de cada um por um número inteiro.
No exemplo que estamos utilizando, devemos multiplicar a equação de oxidação por 3 e a equação de redução por 2, pois, desse modo, a quantidade de elétrons em ambas será igual a 6.
O resultado será:
Passo 4: montagem da equação global da pilha
Para montar a equação global, devemos cancelar as quantidades iguais de elétrons e em lados opostos e somar as equações.
Vale ressaltar que devemos escrever primeiro o componente da oxidação e, depois, o componente da redução.
Exemplos
→ Construção da equação global de uma pilha formada por ferro e estanho
Para montar a equação global, devemos:
1º) Reconhecer que o ferro sofre redução (por ter o maior potencial de redução) e que o estanho oxida-se (por ter o menor potencial de redução). Assim, a equação do estanho no padrão correto é:
2º: Multiplicar a equação do ferro por 2 e a equação do estanho por 3 para que, em ambas, tenhamos 6 elétrons.
3º: Cancelar as quantidades de elétrons iguais e somar as equações.
→ Construção da equação global de uma pilha formada por prata e cobre
1º: Reconhecer que a prata sofre redução (por ter o maior potencial de redução) e que o cobre oxida-se (por ter o menor potencial de redução). Assim, a equação do cobre no padrão correto é:
2º: Multiplicar a equação do cobre por 1 e a equação da prata por 2 para que, em ambas, tenhamos 2 elétrons.
3º: Cancelar as quantidades de elétrons iguais e somar as equações.
Representação da equação global de uma pilha
Metal que sofre oxidação / cátion da oxidação // cátion da redução / metal que sofre redução
OBS.: As duas barras (//) representam a ponte salina da pilha.
X(s) e X+(aq) estão à esquerda por representarem a oxidação, e Y+(aq) e Y(s) estão à direita por representarem a redução:
Exemplos da representação de equações globais de uma pilha
→ Pilha formada por ferro e estanho
A representação da equação global da pilha de ferro (componente que sofre redução) e cobre (componente que se oxida) é:
→ Pilha formada por prata e cobre
A representação da equação global da pilha de prata (componente que sofre redução) e cobre (componente que se oxida) é:
As primeiras aplicações importantes da eletricidade provieram do aperfeiçoamento das pilhas voltaicas originais pelo cientista e professor inglês John Daniell, em 1836.
Pilhas eletroquímicas são sistemas que produzem corrente contínua e baseiam-se nas diferentes tendências para ceder e receber elétrons das espécies químicas.
A pilha de Daniell é constituída de uma placa de Zinco (Zn) em uma solução de ZnSO4 e uma placa de Cobre (Cu) em uma solução de CuSO4. As duas soluções são ligadas por uma ponte salina, ou por uma parede porosa.
Sentido dos elétrons
Os elétrons circulam do eletrodo de maior potencial de oxidação para o de menor potencial de oxidação. No caso da pilha de Daniell os elétrons vão do zinco para o cobre.
Pólos da pilha
Pólo positivo – o de menor potencial de oxidação – Cu.
Pólo negativo – o de maior potencial de oxidação – Zn.
Cátodo e Ânodo
Cátodo – placa de menor potencial de oxidação – Cu. Onde ocorre redução.
Ânodo – placa de maior potencial de oxidação – Zn. Onde ocorre oxidação.
Variação de massa nas placas
Placa de maior potencial de oxidação – diminui – Zn.
Placa de menor potencial de oxidação – aumenta – Cu.
Equação global da pilha
Zn(s) + Cu(aq)+2 → Zn(aq)+2 + Cu
A pilha de Daniell é representada pela seguinte notação:
Zn°/Zn2+//Cu2+/Cu°
Ânodo - Ponte Salina ( // ) - Cátodo
Ponte salina
A parede porosa (de porcelana, por exemplo) tem por função manter constante a concentração de íons positivos e negativos, durante o funcionamento da pilha. Ela permite a passagem de cátions em excesso em direção ao cátodo e também a passagem dos ânions em direção ao ânodo. Atravessando a parede porosa, os íons em constante migração estabelecem o circuito interno da pilha.
Pilha é um sistema em que a energia química é transformada de modo espontâneo em energia elétrica.
Em 1836, o químico e meteorologista inglês John Frederic Daniell (1790-1845) construiu uma pilha diferente da até então conhecida na época: a pilha de Alessandro Volta. Nesta pilha ele interligou dois eletrodos, que eram sistemas constituídos por um metal imerso em uma solução aquosa de um sal formado pelos cátions desse metal.
Um dos eletrodos, o eletrodo de cobre, era constituído de uma placa de cobre mergulhada em uma solução de sulfato de cobre (CuSO4). O outro eletrodo era o de zinco, constituído de uma placa de zinco mergulhada em uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4).
Esses dois eletrodos foram interligados por um circuito elétrico que continha uma lâmpada, pois se ela acendesse, indicaria o surgimento de uma corrente elétrica.
Além disso, havia uma ponte salina entre elas. Essa ponte era constituída de um tubo de vidro em U contendo uma solução aquosa concentrada de um sal bastante solúvel, como o cloreto de potássio (KCl(aq)),por exemplo. As extremidades do tubo são revestidas com um algodão ou com ágar-ágar.
Abaixo temos a estrutura dessa pilha ou cela eletroquímica, que ficou conhecida como pilha de Daniell. Lembrando que cada eletrodo recebe a denominação de semicela.
Com o circuito fechado, a lâmpada se acende e após, algum tempo, a placa de zinco é corroída e tem a sua massa diminuída, já na de cobre ocorre o contrário, sua massa aumenta (conforme a figura abaixo). Nota-se também que há um aumento da concentração em mol/L dos íons Zn2+ e uma diminuição dos íons Cu2+.
Esquema da Pilha de Daniell.
Por que isso ocorre?
Para entendermos, vejamos as reações que ocorrem em cada eletrodo separadamente.
No eletrodo de Zinco ocorre a seguinte reação em equilíbrio:
Zn( s)   ↔  Zn2+(aq) + 2 e-
Isso significa que o zinco metálico (da placa) sofre oxidação, isto é, doa dois elétrons para o cátion zinco (da solução) e se transforma em Zn2+. O inverso também ocorre,o cátion zinco presente na solução recebe os dois elétrons doados pelo zinco e se transforma em zinco metálico. Ocorre, portanto, um processo de oxidação e redução ininterrupto.
O mesmo se aplica ao eletrodo de cobre, que terá a reação global em equilíbrio dinâmico: Cu( s)   ↔  Cu2+(aq) + 2 e-
Daniell percebeu que se ligasse esses dois eletrodos, o mais reativo doaria seus elétrons para o cátion menos reativo em vez de fazer isto com os cátions da sua própria solução. Neste caso, o zinco é o mais reativo e sofre oxidação, doando os elétrons para o cobre, por isso a diminuição da sua massa. O eletrodo que sofre oxidação é o polo negativo, chamado de ânodo. O eletrodo de cobre é o que sofre a redução, o cátion cobre recebe os dois elétrons do zinco, e é denominado cátodo (polo positivo).
Passagem de elétrons e equação global da Pilha de Daniell.
Acima temos a equação global dessa pilha, que é obtida pela soma das duas semirreações. Sua representação ou notação química é feita obedecendo a seguinte regra:
Assim, para a pilha de Daniell temos:
Zn / Zn2+// Cu2+ / Cu
Fluxo Magnético
Suponha uma superfície plana de área A que é colocada na presença de um campo magnético uniforme e de indução magnética B. Seja n normal à superfície e α o ângulo que n faz com a direção da indução magnética, veja:
Dessa forma, podemos definir fluxo magnético pela letra Φ(fi), como sendo o produto entre a indução magnética, a área da superfície plana e o cosseno do ângulo formado, ou seja:
Φ = BA cos θ
Lembrando que a indução magnética trata-se de grandeza vetorial, sendo assim, ela possui módulo, direção e sentido. No Sistema Internacional de Unidades (SI), a unidade de fluxo magnético é o weber, em homenagem ao físico alemão que viveu no século XIX e, juntamente com Gauss, estudou o magnetismo terrestre. A unidade da indução magnética (B) é o tesla (T).
O fluxo magnético pode ser entendido como sendo o número de linhas de indução que atravessam a superfície, assim sendo, podemos concluir que quanto maior o número de linhas que atravessam a superfície maior será o valor do fluxo magnético.
Lei de Faraday
Faraday realizou inúmeras experiências e em todas elas ele percebeu um fato bem comum que ocorria sempre que aparecia uma força eletromotriz induzida. Ao analisar todos os seus trabalhos, ele verificou que quando a força eletromotriz aparecia no circuito ocorria a variação do fluxo magnético nesse mesmo circuito. Faraday observou que a intensidade da f.e.m é cada vez maior quanto mais rápido ocorrer a variação do fluxo magnético. De forma mais precisa, ele verificou que durante um intervalo de tempo Δt o fluxo magnético varia ΔΦ, e dessa forma ele concluiu que a f.e.m é dada pela razão entre variação do fluxo magnético e a variação do tempo, veja:
ε = ΔΦ/ Δt
O aparecimento da força eletromotriz foi denominado de indução eletromagnética e a expressão descrita acima ficou conhecida como a Lei de Faraday da indução eletromagnética.
Sabemos que corpos carregados eletricamente tendem a se atrair ou se repelir de forma mais intensa ou menos intensa. Mas, seria possível medir a intensidade das forças de atração e repulsão desses corpos? E quais fatores provocariam essa intensidade?
No início do século XIX, o físico e químico inglês Michael Faraday realizava diversos experimentos de eletrólise (processo em que a corrente elétrica desencadeia reações químicas), e, então, começam a surgir os primeiros indícios de como se dá a relação entre a matéria e a eletricidade.
A partir desses experimentos, Michael Faraday propôs, em 1834, algumas regras gerais para a eletrólise, que ficaram conhecidas como leis de Faraday (ou leis da eletrólise).
Primeira lei de Faraday
“A massa de um composto eletrolisado é diretamente proporcional à quantidade de eletricidade que passa pelo sistema”
Através de seus experimentos, Faraday observou que os íons de um metal no estado sólido se depositam quando a corrente elétrica passa pela solução iônica de um dos seus sais. O cobre (Cu), por exemplo, se deposita quando a corrente elétrica passa pela solução salina de nitrato de cobre (Cu(NO3)2), de acordo com a seguinte equação:
1 Cu2+(aq)  +  2 e–  → 1 Cu(s)
Perceba que, nesta reação, 2 mols de elétrons fazem com que 1 mol de Cu2+(aq) se deposite. Essa quantidade de elétrons que passa pelo processo depende da intensidade da corrente elétrica.
Assim, Faraday chegou à conclusão que a massa de uma substância eletrolisada e a carga elétrica do sistema são grandezas diretamente proporcionais. Em outras palavras, quanto mais intensa for a corrente elétrica aplicada ao processo de eletrólise, maior será a quantidade de massa da substância produzida na reação.
Para calcular a carga elétrica, em Física, se utiliza a seguinte fórmula:
Q = i . t
Em que:
Q representa a carga elétrica medida em coulombs (C);
i representa a corrente elétrica medida em ampères (A);
e t representa o intervalo de tempo da passagem de corrente elétrica em segundos (s).
Já no início do século XIX, o físico estadunidense Robert Andrews Millikan deu uma contribuição muito significativa para a estequiometria dos processos eletroquímicos ao determinar a carga de 1 elétron, cujo valor é 1,6023 . 10-19 coulomb. Associando esse valor com a constante de Avogadro (6,02 . 1023), foi possível calcular a carga elétrica de 1 mol de elétrons. Observe:
1 elétron  ________________               1,6023 . 10-19 coulomb
1 mol de elétrons (6,02 . 1023 elétrons)  ______              X
X = 95.506 C/mol
Logo, a carga elétrica de 1 mol de elétrons é de 95.506 C/mol. Esse valor é chamado de constante de Faraday (F).
Conforme a primeira lei de Faraday, então, a massa (m) de uma substância eletrolisada pode ser obtida através da fórmula m = K. Q ou, ainda, m = K. i . t
Onde K = 1/F = 1/96.500 C.mol-1
Segunda lei de Faraday
No processo eletrolítico, a massa de uma substância produzida é diretamente proporcional ao equivalente-grama (E) dessa substância.
Essa relação é representada pela fórmula:
m = K . E
Dessa forma, se associarmos a primeira com a segunda lei de Faraday, teremos:
m = K . i . t . E
ou m = (i . t. E)/F
Exemplo:
Uma solução aquosa de NiSO4 é eletrolisada durante 10 minutos por uma corrente elétrica de 9,65 A (ampères), qual a massa de níquel depositada?
Substituindo os valores da fórmula temos:
m = (9,65 A . 600 s . 29,35 g)/ 95600
m = 1,761 g
Em linhas gerais, os trabalhos de Michael Faraday foram muito importantes para o desenvolvimento da Química e da Física. Além de propor as leis da eletrólise, ele descobriu também a indução eletromagnética, consolidando as relações entre os fenômenos da eletricidade e magnetismo.
Michael Faraday (1791-1867) nasceu em Londres, na Inglaterra em 22/09/1791. Terceiro filho de um ferreiro de Newington, subúrbio de Londres, foi obrigado a abandonar os estudos para se dedicar ao trabalho aos treze anos. Trabalhou para o livreiro G. Ribeau. Neste intervalo de tempo, aproveitou o contato com os livros para estudar.
Em algumas experiências, Faraday percebeu que ao introduzir um ímã em uma bobina esta acusava a presença de uma corrente elétrica na mesma. Este fenômeno foi caracterizado qualitativamente e quantitativamente e deu origem à Lei da Indução de Faraday que é expressa matematicamente como:
|ε|=∣∣ΔΦΔt∣∣
Ou seja, a intensidade da força eletromotriz induzida (ε) é igual a variação do fluxo magnético no interior da espira. Esta é uma das quatro equações de Maxwell para o Eletromagnetismo.
Mas a unidade de indutância no SI é o henry (abreviação H) em homenagem ao americano Joseph Henry embora tenha publicado seus resultados para a indutância um pouco mais tarde que Faraday.
Faraday introduziu o conceito de campo de força ou simplesmente campo. Mesmo sem ter recebido instrução escolar completa, Faraday recebeu o Diploma Honorário da Universidade de Oxford em 1832. Ainda recebeu logo em seguida a medalha de Copley da Royal Instituição.
Em 1837 o físico percebeu que quando um capacitor recebe menos cargaquando há vácuo entre as armaduras do que quando há um dielétrico entre elas. Então a unidade de capacitância foi chamada de farad (abreviação F) em homenagem a ele. 21 anos depois, começou a sofrer com uma doença que causava perda temporária de memória e acabou se afastando da vida pública.
A partir de 1862, passou a maior parte de seu tempo em casa, onde veio a falecer em 25/08/1867.
Einstein e Maxwell se apoiaram em seu trabalho para desenvolver o estudo do Eletromagnetismo e da Física Moderna.
A experiência de Faraday
Para a bobina faz-se um enrolamento de fios de cobre esmaltados ou fios de fiação elétrica residencial.
O ímã pode ser retirado de um auto-falante sucateado, de potencia média ou alta, como os de toca CD’s.
Usa-se um multímetro que será ajustado na função microampère, dependendo da quantidade de espiras da bobina e do potencial do ímã.
Conecta-se os terminais do multímetro nas duas extremidades do enrolamento de fios de cobre.
Aproxima-se o ímã da bobina, conforme mostra a figura 01:
Observa-se o comportamento do ponteiro do multímetro.
A experiência de Faraday é de extrema importância para o estudo do Eletromagnetismo, pois baseado na análise da interação entre campo elétrico e magnético podem ser explicado muitos outros fenômenos relacionados a esta importante parte da Física.
A lei de Lenz
A lei de Faraday expressa somente a intensidade da força eletromotriz induzida. Então em 1834 Heinrich E. Lenz (1804-1865) define que a força eletromotriz é igual ao negativo da variação do fluxo magnético no interior da espira, assumindo a forma:
ε=−ΔΦΔt
Ou seja, esta lei especifica o sentido da força eletromotriz induzida. Neste caso, o sentido da corrente elétrica é anti-horário para quando o norte do ímã se aproxima da espira ou conjunto de espiras.
Sabemos que quando uma diferença de potencial é aplicada sobre um circuito há o surgimento de uma corrente elétrica induzida, chamada força eletromotriz. A Lei de Faraday relaciona a força eletromotriz ε induzida na espira com a taxa de variação do fluxo magnético através desta espira.
Assim, a Lei de Faraday enuncia que:
O valor da força eletromotriz induzida em uma espira de área A é igual à taxa de 
variação do fluxo magnético através dessa espira. Matematicamente, a Lei de Faraday pode ser escrita como:
 
Embora saibamos que a Lei de Faraday nos permite calcular o valor da força eletromotriz induzida, que é responsável pela corrente induzida no circuito, ela não determina o sentido da corrente elétrica. Cabe lembrar que no Sistema Internacional de Unidades (SI) a unidade de medida da força eletromotriz é dada em volts (V).
Essa lei é muito utilizada na fabricação de geradores elétricos, responsáveis em transformar energia mecânica em elétrica. Fazendo uma análise na equação do fluxo magnético,
podemos perceber que o fluxo magnético sofre variação sempre que há variação na intensidade do campo magnético (B), no valor da área A ou na orientação relativa entre a área e o campo (Ө).
O físico e químico inglês Michael Faraday, no começo do século XIX, realizava alguns experimentos de eletrólise, que é o processo em que a corrente elétrica é responsável pelo desencadeamento de reações químicas. Com isso, surgiram os primeiros indícios que permitiram o entendimento da relação entre a matéria e a eletricidade.
No ano de 1834, diante de suas descobertas, Faraday propôs algumas regras gerais para a eletrólise que são conhecidas atualmente como leis da eletrólise, ou ainda leis de Faraday.
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Primeira lei de Faraday
O enunciado da primeira lei de Faraday diz que “A massa de um composto eletrolisado é diretamente proporcional à quantidade de eletricidade que passa pelo sistema”. Faraday chegou a essa conclusão diante de seus experimentos que permitiram que observasse que os íons de um metal no estado sólido se depositam quando a corrente elétrica passa pela solução iônica de um dos seus sais.
Como exemplo, podemos citar o cobra (Cu) que se deposita quando a corrente passa pela solução salina de nitrato de cobre (Cu(NO3)2), conforme demonstrado na equação abaixo.
1 Cu2+(aq) + 2e– → 1Cu(s)
Nessa reação, podemos notar que 2 mols de elétrons fazem com que 1 mol de Cu2+ se deposite – a quantidade de elétrons depende da intensidade da corrente elétrica.
Com isso, Michael Faraday concluiu que existe uma proporção direta entre a massa de uma substância eletrolisada e a carga elétrica do sistema. Ainda não entendeu? Pense que quanto mais intensa for a corrente elétrica aplicada ao processo de eletrólise, maior será a quantidade de massa da substância produzida na reação.
Considerando que Q é a carga elétrica – medida em Coulombs -, i é a corrente elétrica – ampères – e t é o intervalo de tempo da passagem de corrente elétrica – segundos -, temos que a carga elétrica pode ser calculada, na física, com a fórmula Q = i . t.
Segunda lei de Faraday
Em sua segunda lei, temos o enunciado a seguir: “No processo eletrolítico, a massa de uma substância produzida é diretamente proporcional ao equivalente-grama (E) dessa substância”. A lei pode ser representada pela seguinte fórmula:
m = K . E
E, ao associarmos com a primeira lei:
m = K . i . t . E
ou ainda 
Estudos de Faraday
Com seus estudos e experiências, Faraday concluiu que sempre acontecia uma força eletromotriz induzida. Analisando seus trabalhos, ele pode observar ainda que ao aparecer no circuito, a força eletromotriz acarretava em uma variação do fluxo magnético do mesmo circuito. A intensidade da força eletromotriz, de acordo com as observações de Faraday, é cada vez maior quanto mais rápido acontecer a variação do fluxo magnético.
Durante um período de tempo – Δt – Faraday pode observar que o fluxo magnético varia ΔΦ. Pode concluir, então, que a força eletromotriz pode ser calculada pela razão entre a variação do fluxo magnético e a variação do tempo.
Lei de Faraday-Neumann
Também chamada de lei da indução magnética, esta lei, elaborada a partir de contribuições de Michael Faraday,  Franz Ernst Neumann e Heinrich Lenz entre 1831 e 1845, quantifica a indução eletromagnética.
A lei de Faraday-Neumann relaciona a força eletromotriz gerada entre os terminais de um condutor sujeito à variação de fluxo magnético com o módulo da variação do fluxo em função de um intervalo de tempo em que esta variação acontece, sendo expressa matematicamente por:
O sinal negativo da expressão é uma consequência da Lei de Lenz, que diz que a corrente induzida tem um sentido que gera um fluxo induzido oposto ao fluxo indutor.
Transformadores
Os transformadores de tensão, chamados normalmente de transformadores, são dispositivos capazes de aumentar ou reduzir valores de tensão.
Um transformador é constituído por um núcleo, feito de um material altamente imantável, e duas bobinas com número diferente de espiras isoladas entre si, chamadas primário (bobina que recebe a tensão da rede) e secundário (bobina em que sai a tensão transformada).
O seu funcionamento é baseado na criação de uma corrente induzida no secundário, a partir da variação de fluxo gerada pelo primário.
A tensão de entrada e de saída são proporcionais ao número de espiras em cada bobina. Sendo:
Onde: 
é a tensão no primário;
é a tensão no secundário;
é o número de espiras do primário;
é o número de espiras do secundário.
Por esta proporcionalidade concluímos que um transformador reduz a tensão se o número de espiras do secundário for menor que o número de espiras do primário e vice-verso.
Se considerarmos que toda a energia é conservada, a potência no primário deverá ser exatamente igual à potência no secundário, assim:
Eletrólise
Uma pilha é um sistema eletroquímico espontâneo que gera energia elétrica a partir de energia química.
A eletrólise, porém, é exatamente o contrário da pilha, pois se trata de um processo não espontâneo que converte a energia elétrica em energia química.
A eletrólise é muito utilizada na indústria, pois por meio dela é possível isolar algumas substânciasfundamentais para muitos processos de produção, como o alumínio, o cloro, o hidróxido de sódio, etc. Além disso, também é um processo que purifica e protege (revestimento) vários metais.
A eletrólise se dá apenas com fornecimento de energia por meio de um gerador, como uma pilha, por exemplo. Para entender como ela acontece, observe o esquema a seguir:
O gerador “puxa” os elétrons do polo positivo (ânodo) da cuba eletrolítica e os transfere para o polo negativo (cátodo). Isso é mostrado pelas semirreações:
1ª Semirreação: o gerador atrai os ânions A- para o polo positivo e os força a perder elétrons:
A-   A0 + elétron
2ª Semirreação: o gerador faz com que os cátions C+ recebam os elétrons:
C+ + elétron   C0
Existem dois tipos principais de eletrólise: a eletrólise ígnea e a eletrólise aquosa. Entenda a diferença entre elas a seguir:
Eletrólise Ígnea: ocorre quando a passagem de corrente elétrica se dá em uma substância iônica liquefeita, isto é, fundida. Daí a origem do nome “ígnea”, uma palavra que vem do latim, ígneus, que significa inflamado, ardente.
Esse tipo de reação é muito utilizado na indústria, principalmente para a produção de metais. Veja o exemplo de eletrólise do NaCl (cloreto de sódio – sal de cozinha), com produção do sódio metálico e do gás cloro:
Semirreação no cátodo: Na+ + e- → Na  . (2)
Semirreação no ânodo: 2 Cl- → Cl2 + 2e-____
Reação global: 2 Na+ + 2 Cl- → 2 Na + Cl2
Eletrólise Aquosa: nesse caso, fazem parte os íons da substância dissolvida (soluto) e da água. Na eletrólise do cloreto de sódio em meio aquoso são produzidos a soda cáustica (NaOH), o gás hidrogênio (H2) e o gás cloro (Cl2). Note como se dá:
Dissociação do NaCl: 2 NaCl- → 2 Na+ + 2 Cl-
Autoionização da água: 2 H2O → 2 H+ + 2 OH-
Semirreação no cátodo: 2 H+  + 2e- → H2
Semirreação no ânodo: 2 Cl- → Cl2 + 2e-____________________
Reação global: 2 NaCl- + 2 H2O → 2 Na++ 2 OH- + H2 + Cl2
                                                                     
                                                                  Solução    cátodo   ânodo
Observe que foram formados dois cátions (Na+ e H+) e dois ânions (Cl- e OH-). Porém, apenas um cátion (H+) e um ânion (Cl-) sofreram as descargas do eletrodo, os outros íons foram apenas espectadores nessa eletrólise.
Isso ocorre em todas as eletrólises em meio aquoso: apenas um dos cátions e um dos ânions são participantes. Para determinarmos quais serão os participantes e quais serão os espectadores, existe uma ordem de facilidade de descarga, conforme mostrado na lista abaixo:
Desse modo, consultando a lista, vemos que o cátion H+ tem mais facilidade de descarga que o Na+ que é um metal alcalino. E, com respeito aos ânions, o Cl- é um ânion não oxigenado e mais reativo que OH-.
A eletrólise é um reação química não-espontânea que envolve uma reação de oxirredução, a qual é provocada por uma corrente elétrica.
Para que a eletrólise acontece, a corrente elétrica envolvida deve ser contínua e ter uma voltagem suficiente.
Para que os íons envolvidos tenham liberdade no movimento que realizam, a eletrólise pode ocorrer por fusão (eletrólise ígnea) ou por dissolução (eletrólise em solução).
Aplicações da Eletrólise
Muitos materiais e compostos químicos são produzidos a partir do processo de eletrólise, por exemplo:
alumínio e cobre
hidrogênio e cloro em cilindro
bijuterias (processo de galvanização)
panela de pressão
roda de magnésio (calotas dos carros).
Leis da Eletrólise
As Leis da Eletrólise foram desenvolvidas pelo físico e químico inglês Michael de Faraday (1791-1867). Ambas as leis regem os aspectos quantitativos da eletrólise.
A primeira Lei da Eletrólise tem o seguinte enunciado:
“A massa de um elemento, depositada durante o processo de eletrólise, é diretamente proporcional à quantidade de eletricidade que atravessa a célula eletrolítica”.
Q = i . t
Onde,
Q: carga elétrica (C)
i: intensidade da corrente elétrica (A)
t: intervalo de tempo da passagem da corrente elétrica (s)
A segunda Lei da Eletrólise tem o seguinte enunciado:
“As massas de vários elementos, quando depositadas durante a eletrólise pela mesma quantidade de eletricidade são diretamente proporcionais aos respectivos equivalentes químicos”.
M = K . E
Onde,
M: massa da substância
K: constante de proporcionalidade
E: equivalente-grama da substância
Classificação
O processo de eletrólise pode ocorrer através da fusão ou da dissolução:
Eletrólise Ígnea
A eletrólise ígnea é aquela que se processa a partir de um eletrólito fundido, ou seja, pelo processo de fusão.
Como exemplo, vamos usar o NaCl (Cloreto de Sódio). Quando aquecemos a substância a 808 °C, ele se funde e os íons presentes (Na+ e Cl-) passam a ter maior liberdade de movimento, no estado líquido.
Quando a corrente elétrica passa na célula eletrolítica, os cátions de Na+ são atraídos pelo polo negativo, chamado de catodo. Já os ânions de Cl-, são atraídos pelo polo positivo, ou o anodo.
No caso do Na+ ocorre uma reação de redução, enquanto no Cl-, ocorre uma reação de oxidação.
Esquema da Eletrólise Ígnea do NaCl
Eletrólise Aquosa
Na eletrólise aquosa, o solvente ionizante utilizado é a água. Em solução aquosa, a eletrólise pode ser realizada com eletrodos invertes ou eletrodos ativos (ou reativos).
Eletrodos Inertes: a água da solução se ioniza de acordo com a equação:
H2O ↔ H+ + OH-
Com a dissociação do NaCl temos:
NaCl → Na+ + Cl-
Assim, os cátions H+ e Na+ podem ser descarregados no polo negativo, enquanto os ânions OH- e Cl- podem ser descarregados no polo positivo.
Esquema da Eletrólise Aquosa do NaCl
Nos cátions ocorrem uma reação de redução (redução catódica), enquanto nos ânions, uma reação de oxidação (oxidação anódica).
Assim, temos a reação de eletrólise:
2 NaCl + 2 H2O → 2 Na+ + 2 OH- + H2 + Cl2
A partir disso, podemos concluir que as moléculas de NaOH permanecem em solução, enquanto o H2 é liberado no polo negativo e o Cl2, no polo positivo.
Esse processo resultará na equação equivalente:
2 NaCl + 2 H2O → 2 NaOH + H2 + Cl2
Eletrodos Ativos: nesse caso, os eletrodos ativos participam da eletrólise, no entanto, sofrem uma corrosão.
Como exemplo, temos a eletrólise em solução aquosa do sulfato de cobre (CuSO4):
CuSO4 → Cu2 + SO 2-4
H2O → H+ + OH-
Esquema da Eletrólise Aquosa do CuSO4
Nesse caso, o anodo de cobre sofrerá uma corrosão:
Cu0 → Cu2+ + 2e-
Isso ocorre pois de acordo com os potenciais-padrão dos eletrodos, a corrente elétrica tem mais facilidade em retirar os elétrons do Cu0 do que do SO 2-4 ou do OH-.
Sendo assim, no polo negativo ocorre a seguinte reação de eletrólise:
2e- + Cu2+ → Cu
Já no polo positivo, temos a reação de eletrólise:
Cu → Cu2+ +2e-
Por fim, ao somarmos as duas equações de eletrólise temos como resultado o zero.
Pilha e Eletrólise
A eletrólise é baseada num fenômeno inverso ao da pilha. Na eletrólise, o processo não é espontâneo, como acontece nas pilhas. Ou seja, a eletrólise converte a energia elétrica em energia química, já a pilha gera energia elétrica a partir de energia química.
Exercícios
1. (Ulbra-RS) O potássio metálico pode ser produzido pela eletrólise ígnea do cloreto de potássio. A partir dessa afirmação, assinale a alternativa correta.
a) Eletrólise é um processo que envolve reações de oxirredução e redução motivadas pela corrente elétrica.
b) A eletrólise ígnea do cloreto de potássio ocorre a temperatura ambiente.
c) O potássio é encontrado na natureza na forma reduzida (K0).
d) A reação de eletrólise é aquela que ocorre com a ajuda da radiação ultravioleta.
e) No processo de eletrólise do cloreto de potássio, para obtenção do potássio metálico, ocorre a transferência de elétrons de potássio para o cloro.
Alternativa a
2. (UFRGS-RS) No cátodo de uma célula de eletrólise sempre ocorre:
a) Deposição de metais.
b) Uma semirreação de redução.
c) Produção de corrente elétrica.
d) Desprendimento de gás hidrogênio.
e) Corrosão química.
Alternativa b
3. (Unifor-CE) As proposições a seguirestão relacionadas com eletrólise:
I. As reações de eletrólise ocorrem com consumo de energia elétrica.
II. Soluções aquosas de glicose não podem ser eletrolisadas porque não conduzem corrente elétrica.
III. Nas eletrólises de soluções salinas, os cátions metálicos sofrem oxidação.
Podemos afirmar que apenas:
a) I é correta.
b) II é correta.
c) III é correta.
d) I e II são corretas.
e) II e III são corretas.
Alternativa d
4. (FEI-SP) Dois alunos de Química realizaram eletrólise do BaCl2; a primeira aquosa e, a segunda, ígnea. Com relação ao resultado, podemos afirmar que ambas obtiveram:
a) H2 e O2 nos ânodos.
b) H2 e Ba nos ânodos.
c) Cl2 e Ba nos eletrodos.
d) H2 nos cátodos.
e) Cl2 nos ânodos.
Alternativa e
5. (Vunesp) “Piscina sem Química” é um anúncio envolvendo tratamento de água. Sabe-se, no entanto, que o tratamento consiste na adição de cloreto de sódio na água e na passagem dessa água por um recipiente dotado de eletrodos de cobre e de platina ligados a uma bateria de chumbo de automóvel.
a) Com base nessas informações, discutir se a mensagem do anúncio é correta
b) Considerando os eletrodos inertes, escrever as equações das reações envolvidas que justificam a resposta anterior.
a) A mensagem do anúncio não está correta, pois haverá formação de produtos químicos.
b) 2 NaCl + 2H2O → 2 NaOH + H2 + Cl2 (reação que forma o cloro, útil no tratamento da água da piscina)
2 NaOH + Cl2 → NaCl + NaClO + H2O (reação que forma o NaClO, um forte bactericida)
A Eletrólise é um ramo estudado pela Eletroquímica, em que a energia elétrica é transformada em energia química, ou seja, trata-se de um processo inverso ao que ocorre nas pilhas. O processo das pilhas é espontâneo, mas o da eletrólise não é, pois é necessário que se forneça a corrente elétrica por meio de algum gerador, que pode até mesmo ser uma pilha ou bateria, para que uma reação de oxirredução aconteça.
Toda eletrólise precisa do gerador de corrente contínua que passará a corrente elétrica por um líquido com íons, que é chamado de eletrólito. No eletrólito ficam imersos dois eletrodos, que geralmente são inertes, feitos de platina ou de grafita, sendo que um é o cátodo (polo negativo) e o outro é o ânodo (polo positivo). O recipiente onde fica o eletrólito e os eletrodos mergulhados nele, bem como onde ocorre todo o processo de oxirredução, é chamado de cuba eletrolítica.
Cuba eletrolítica e outras partes de eletrólise
A eletrólise ocorre, então, da seguinte maneira: quando o gerador é ligado, os elétrons são transportados do gerador pelo seu polo negativo (no caso da pilha, o polo negativo é o ânodo) e entram na cuba eletrolítica pelo cátodo (polo negativo, no caso da eletrólise), onde acontece uma reação de redução, em que se recebem os elétrons, como mostra a semirreação genérica abaixo:
Cátodo (polo negativo): Redução: Cx+ + x e- → C
Então, na cuba eletrolítica, os elétrons emergem do ânodo (polo positivo na eletrólise), onde ocorre a oxidação, isto é, a perda de elétrons, e chegam ao gerador pelo seu polo positivo (cátodo). A semirreação de oxidação que ocorre no ânodo da célula eletrolítica é dada abaixo de forma genérica:
Ânodo (polo positivo): Oxidação: Ay-→ A + y e-
A reação global é dada pela soma dessas duas semirreações. Desse modo, a energia que foi usada para provocar a descarga dos íons, no final da reação, produz substâncias simples ou metálicas muito usadas nas indústrias. Tal energia é a energia elétrica que fica armazenada nessas substâncias na forma de energia química.
Dependendo do tipo de eletrólito, a eletrólise pode ser classificada de duas formas:
1. Eletrólise ígnea: O eletrólito é uma substância fundida, isto é, que está no estado líquido sem a presença de água, porque o ponto de fusão dos materiais derretidos geralmente é bem elevado.
Por exemplo, a eletrólise do sal de cozinha fundido (cloreto de sódio - NaC?) produz duas substâncias muito importantes e que não são encontradas de forma isolada na natureza, que são o sódio metálico (Na(s)) e o gás cloro (Cl2(g)). O ponto de fusão do sal é superior a 800,4 ºC, portanto, com toda certeza, não há água no meio, tendo em vista que o ponto de fusão da água é de 0º C e o de ebulição é de 100 ºC ao nível do mar.
Quando se passa a corrente elétrica pelo sal fundido, ocorrem as seguintes reações:
Cátodo: Na+(l) + e- → Na(s)
Ânodo: 2Cl-(l) → 2 e- + 1Cl2(g)
___________________________________________
Reação Global: Na+(l) + 2Cl-(l) → Na(s) + 1Cl2(g)
Esquema da eletrólise do cloreto de sódio fundido
2. Eletrólise em meio aquoso: Nesse caso, o eletrólito é uma solução aquosa com íons dissolvidos.
Na eletrólise em meio aquoso existem, além dos íons da substância dissolvida, os íons da água (H+ e OH-). Assim, é preciso consultar listas de facilidade de descarga para saber qual será o ânion e qual será o cátion que participarão das reações de oxirredução e ficarão neutros.
Por exemplo, no caso da eletrólise da salmoura (sal dissolvido na água), temos os quatro íons: Na+ e H+, Cl- e OH-. Consultando a fila de facilidade de descarga elétrica, vemos que o H+ tem maior facilidade que o Na+ e também notamos que o Cl- tem maior facilidade que o OH-. Assim, o cátion Na+ e o ânion OH-?permanecerão na solução (são os “íons espectadores”), enquanto o H+ e o Cl- irão reagir:
Reações envolvidas na eletrólise da salmoura
O fenômeno da eletricidade é algo comum, embora nem sempre fora assim. Na Grécia antiga os fenômenos elétricos atmosféricos, como raios e relâmpagos, eram atribuídos a Zeus. Foi com o advento da produção de pilhas e baterias, como a pilha de Alessandro Volta, que se tornou possível a domesticação deste titã da natureza, surgindo uma nova ramificação da química: a eletroquímica.
É nesta nova área que se insere o termo denominado eletrólise, nome dado ao processo que utiliza energia elétrica para realizar uma transformação que, de maneira autônoma, não se processaria sozinha.
Cabe ressaltar que em muitos casos, a transformação que as substâncias sofrem não é espontânea, demandando quantidades significativas de energia elétrica. É o caso da transformação do minério bauxita (Al2O3 • x H2O) em alumínio, que ocorre a altas temperaturas e com um alto consumo de energia elétrica.
Atualmente existem dois tipos de processo eletrolítico: a eletrólise ígnea e a eletrólise em solução aquosa.
Eletrólise ígnea
É denominada eletrólise ígnea o processo eletrolítico que necessita da fundição do material a sofrer a transformação. Esta fundição se faz necessária, pois assim ocorrerá a mobilidade dos íons que se deseja obter separados, possibilitando a passagem da corrente elétrica pelo meio reacional. O exemplo do alumínio, no parágrafo anterior, ocorre somente em cubas eletrolíticas adequadas à eletrólise ígnea. Metais das famílias I e II da tabela periódica, como por exemplo sódio e magnésio, também são produzidos por eletrólise ígnea de seus sais ou óxidos correspondentes.
Eletrólise em solução aquosa
Já na eletrólise em solução aquosa o processo se dá com a livre circulação dos íons em meio aquoso, sendo estes íons na esmagadora maioria dos caos, provenientes de sais iônicos. Diferente da eletrólise ígnea, a eletrólise em solução aquosa não necessita de altas temperaturas e nem de compartimentos extremamente refinados de isolamento entre os seus produtos, pois os materiais separados geralmente não interagem agressivamente. A eletrólise da salmoura (solução aquosa de cloreto de sódio) é exemplo disso e produz hidróxido de sódio e cloro gasoso, dois insumos industriais de extrema importância.
Há, no entanto, uma limitação na eletrólise aquosa: a prioridade de descarga dos íons em solução. Como os íons se encontram dissolvidos em água e a própria água se ioniza, existirão momentos em que os íons irão “competir” pela possibilidade de serem oxidados ou reduzidos. Ou seja, os cátions e ânions à esquerda da água não serão formados na eletrólise aquosa, como demonstra a figura abaixo.
Prioridade de descarga de cátions e ânions.
A prioridadede descarga orienta um setor inteiro da indústria, representado pela galvanoplastia de objetos metálicos. Através da utilização dos preceitos da eletrólise em solução aquosa, um ramo importante da indústria combate a corrosão metálica.
A galvanoplastia, utilizada para proteger metais da corrosão, emprega uma camada metálica (eletroliticamente construída) sobre o metal que se deseja proteger. Estes metais geralmente reagem com as intempéries do ambiente (chuva, sol, oxigênio do ar, etc.), e esta reatividade demanda proteção. É através da galvanoplastia que obtemos objetos “cromados”, “niquelados” ou “banhados a ouro”, que atendem não somente à demanda por proteção do metal como também a apelos estéticos ditados pela sociedade e é através deste processo que se obtém cobre eletroliticamente puro (99,9% de pureza).
Eletrólise (do grego elektró = eletricidade e lisis = solução) é o termo dado ao processo químico no qual ocorre uma reação de oxirredução provocada por uma corrente elétrica de forma não espontânea, proveniente de um gerador (uma pilha).
Em uma reação de oxirredução ocorre a transferência de elétrons entre os átomos do sistema. Nas soluções eletrolíticas, este processo se dá na passagem de uma corrente elétrica através de um sistema líquido com íons presentes, gerando, dessa maneira, reações químicas.
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Como a eletrólise é realizada?
A eletrólise é realizada em circuitos eletrolíticos que, geralmente, são formados por dois eletrodos onde ocorrem duas semi-reações: reação de oxidação (perda de elétrons) e reação de redução (ganho de elétrons). O eletrodo em que ocorre a oxidação é chamado de anodo; já o eletrodo no qual acontece a redução, catodo.
Além dos eletrodos, um circuito eletrolítico também é composto por um eletrólito, sendo o meio (em geral, uma solução) no qual os eletrodos são imersos, cuja função é a condução da corrente elétrica sob a forma de íons. A solução fica em um recipiente denominado célula eletrolítica e o gerador elétrico, que fornece a energia necessária para provocar a reação, fecha o circuito eletrolítico.
Para que o processo ocorra com sucesso, é necessário que a passagem da corrente elétrica seja de maneira contínua e com uma voltagem suficiente para desencadear a reação.
Eletrólise ígnea e eletrólise aquosa
Existem duas formas mais comuns de eletrólise, a saber: eletrólise ígnea e eletrólise aquosa.
Eletrólise ígnea
Na eletrólise ígnea, não há presença de água e a passagem da corrente elétrica ocorre em uma substância iônica no estado de fusão (liquefeita ou fundida).
Este é um tipo de reação bastante utilizada na indústria, destacando-se a produção de metais como, por exemplo, o alumínio a partir da bauxita.
Eletrólise aquosa
Na eletrólise aquosa, a passagem elétrica ocorre através de um líquido condutor. Nesta forma de eletrólise, somente um dos cátions e um dos ânions participam da reação. A soda cáustica, o gás hidrogênio e o gás cloro são produzidos na eletrólise do cloreto de sódio em meio aquoso.
Aplicação da eletrólise
A eletrólise é bastante aplicada na indústria química, sendo utilizada na produção de metais como o magnésio, potássio, alumínio etc., além de ser um processo que serve para purificar e atuar como revestimento em vários metais.
“Corrosão” é um termo que geralmente é empregado para se referir à destruição gradativa dos metais. Na realidade, porém, esse termo é bem mais amplo, pois existem três tipos de corrosões (química, eletroquímica e eletrolítica), que podem ou não ocorrer com metais, ocorrendo também com concreto e com polímeros, por exemplo. Mas a que iremos tratar aqui é a corrosão eletroquímica.
Essa corrosão envolve reações de oxidorredução que transformam os metais em óxidos ou em outros compostos. Por exemplo, como as imagens abaixo mostram, vemos no cotidiano a formação de ferrugem em objetos de ferro, a prata ficar mais escura com o tempo e a formação de uma camada verde, mais conhecida como azinhavre, sobre objetos feitos de cobre.
Em todos esses casos ocorreu que o metal oxidou-se, isto é, perdeu elétrons, enquanto outra espécie química, como o oxigênio (O2) do ar, sofreu redução (ganhou os elétrons), causando a oxidação do metal.
Todos os metais sofrem corrosão, com exceção apenas do ouro e da platina. No entanto, no caso de alguns metais, essa corrosão é menos violenta porque os compostos formados funcionam como uma espécie de proteção. Por exemplo, no caso da prata mencionada, a película preta que acaba servindo como proteção é o sulfeto de prata (Ag2S), que se forma em contato com o oxigênio do ar e com a poluição atmosférica (que envolve compostos do enxofre):
4Ag(s) + O2(g) + 2S2-(aq) + 4H+(aq) →  2Ag2S(s) +2H2O(?)
Essa camada insolúvel de sulfeto de prata tem coloração azulada ou ligeiramente violácea e, com o tempo, vai ficando preta.
No caso do cobre, o azinhavre formado é, na verdade, uma mistura tóxica de hidróxido de cobre I, hidróxido de cobre II, carbonato de cobre I e carbonato de cobre II.
A corrosão dos metais é um processo que ocorre espontaneamente e causa anualmente grandes prejuízos econômicos para nossa sociedade. Objetos metálicos nos lares são perdidos, tais como utensílios e eletrodomésticos; nas indústrias, equipamentos e máquinas industriais precisam receber manutenção ou ser substituídos; há o risco de vazamentos de materiais poluentes para o meio ambiente em virtude da corrosão de tubulações e tanques, além de poder também ocorrer acidentes. Nas cidades, ocorre a corrosão de estruturas de pontes, edifícios, carros, navios e monumentos artísticos.
Calcula-se que 30% de todo o aço (liga metálica feita de aproximadamente 98,5% de ferro, 0,5% a 17% de carbono e traços de silício, enxofre e fósforo) mundial seja produzido apenas para repor objetos que foram corroídos. 
Isso nos mostra que o maior prejuízo e a mais conhecida corrosão é a que ocorre com o ferro, formando a ferrugem. Mas como ela ocorre e de que é constituída a ferrugem?
O mecanismo completo da corrosão do ferro ainda não está completamente esclarecido, mas sabe-se que ela está relacionada à oxidação do ferro por meio de agentes oxidantes, que são a água e o oxigênio. Por isso, o ferro oxida-se facilmente quando é exposto ao ar úmido, principalmente se houver grande presença de água.
Bem, visto que o ferro possui potencial de oxidação maior que o do oxigênio, ele perde elétrons, ocorrendo a seguinte reação anódica:
Fe (s) → Fe2+ + 2 e-
Existem vários processos de redução que podem ocorrer, mas o da água é o mais significativo:
2 H2O + 2e– → H2 + 2OH–
Para que ocorra esse processo de oxirredução, deve haver contato elétrico entre a região anódica e catódica para que ocorra o fluxo de íons entre essas regiões e o circuito elétrico feche-se. Isso acontece como mostra a figura a seguir:
Os íons Fe2+ têm a tendência de migrar para a região catódica (polo negativo), enquanto os ânions OH- migram para o polo positivo (região catódica), ocorrendo a formação do hidróxido ferroso (Fe(OH)2).
Fe2+ + 2OH– → Fe(OH)2
Na presença de oxigênio, esse composto é oxidado a hidróxido de ferro III (Fe(OH)3), que depois perde água e transforma-se no óxido de ferro (III) mono-hidratado (Fe2O3 . H2O), que é um composto que possui coloração castanho-avermelhada, isto é, a ferrugem que conhecemos:
2Fe(OH)2 + H2O + 1/2O2 → 2 Fe(OH)3 
2Fe(OH)3 → Fe2O3 . H2O + 2H2O
A presença da água favorece a formação da ferrugem porque possui íons dissolvidos, o que facilita o fluxo dos elétrons.
Apesar de tais perdas, os cientistas pesquisam constantemente várias técnicas que conseguem evitar essas corrosões, tais como o uso de pinturas protetoras, a produção de aço inoxidável e o uso de metais de sacrifício em técnicas conhecidas como galvanoplastia e galvanização.
A corrosão dos metais é um processo natural resultante, geralmente, de reações de oxirredução ou corrosão eletroquímica. Nesse processo, os metais sofrem desgastes por causa da ação de agentes naturais, como o gás oxigênio presente no ar.
Um exemplo decorrosão que ocorre no dia a dia é o processo de enferrujamento da palha de aço utilizada para lavar utensílios na cozinha. É comum observarmos que ela passa a apresentar uma cor avermelhada e se desfaça após um ou dois dias de uso.
Para evitar a corrosão dos metais, foram criados métodos de proteção.
Como ocorre a corrosão?
A corrosão é um processo de oxirredução, ou seja, um material (no caso, o metal) sofre oxidação (perde elétrons), e o outro, redução (ganha elétrons). Para sofrer oxidação, o metal deve apresentar um potencial de redução (Ered) menor que o material que entrou em contato com ele.
Se o zinco, que possui Ered = -0,76 V, entrar em contato com o ferro (Ered = -0,036 V), o ferro sofrerá oxidação, e o zinco sofrerá redução. Nesse caso, teríamos a corrosão do ferro. Veja as equações que representam os dois processos:
Oxidação: Fe → Fe+3 + 3e
Redução: Zn+2 + 2e → Zn
Assim, para saber qual material passará por oxidação ou redução, é necessário conhecer os potenciais de redução ou de oxidação de todos eles:
Potenciais de redução dos principais metais
Como ocorre a proteção do metal?
Para proteger um metal contra a corrosão, existem algumas técnicas úteis, a saber:
a) Pintura
Cobrir a superfície metálica com uma camada de tinta para evitar o contato do ar e da umidade com o metal. Esse tipo de procedimento é utilizado em carros, aviões, portões etc.
b) Plastificação
É o método de proteção de um metal no qual se utiliza um revestimento de polímero orgânico (plástico duro) para recobrir uma peça metálica. Esse tipo de procedimento é utilizado, por exemplo, em:
Tanques para armazenamento de água ou combustíveis;
Filtros de embarcações;
Válvulas para a condução de água potável.
c) Anodização
A anodização, também chamada de proteção por filme de óxido, é um processo de proteção de metais no qual um óxido (composto por átomos do próprio metal) é formado e recobre o metal, protegendo-o.
Um exemplo é a anodização do alumínio, na qual o metal alumínio é colocado em contato com uma solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH), produzindo o óxido de alumínio (Al2O3, alumina) e água. A alumina recobre a peça de alumínio, protegendo-a. Veja as reações que representam a anodização do alumínio:
2Al + 2NaOH + 2H2O → 2NaAlO2 + 3H2O
2NaAlO2 + 3H2O →Al(OH)3 + NaOH
Al(OH)3→ Al2O3 + 3H2O
d) Galvanoplastia
A galvanoplastia é uma técnica que consiste em cobrir uma peça de metal com outro metal diferente por meio do processo da eletrólise. Trata-se de uma técnica muito utilizada em:
Revestimento com estanho de latas de ferro;
Revestimento de chaves com níquel ou crômio;
Revestimento de um anel de latão com ouro;
Roda de carro que foi revestida com crômio
e) Proteção catódica
É um método de proteção de metais no qual um metal é colocado em contato com aquele que se deseja proteger. É uma técnica muito utilizada para a proteção de metais em:
Oleodutos (tubulação de grosso calibre);
Navios (revestimento do casco do navio);
Termoacumuladores (é um sistema de aquecimento da água, como o dos chuveiros elétricos).
A corrosão dos metais é um processo natural em que o metal é deteriorado por meio de reações de oxidorredução entre ele e agentes naturais, principalmente o oxigênio do ar.
Esse processo causa grandes prejuízos econômicos e sociais, pois traz danos às estruturas de edifícios, carros, pontes, navios, etc. Além de as pessoas perderem alguns de seus bens materiais, torna-se necessário que a indústria produza mais desses metais apenas para substituir os que foram danificados. Por exemplo, no caso do ferro, a ferrugem provoca a perda de bilhões de dólares no mundo inteiro; 20% do ferro é produzido para substituição.
A corrosão ocorre porque os metais, com exceção do ouro e da platina, possuem potenciais de oxidação maiores que os do oxigênio. Dessa forma, eles perdem elétrons para o oxigênio presente no ar. Veja como isso se dá, por exemplo, na ferrugem do ferro, principalmente em lugares úmidos, como no litoral:
Ânodo:                              2 Fe(s) →  2Fe2+ + 4e-   
Cátodo:             O2 + 2 H2O + 4e- → 4 OH-____
Reação global: 2 Fe + O2 + 2 H2O → 2 Fe (OH)2
Observe que o ferro é oxidado, perdendo dois elétrons cada e outro fator é a presença de água. Ela acelera o processo de corrosão porque em sua presença formam-se íons que conduzem melhor os elétrons. Posteriormente, o Fe (OH)2 é oxidado formando a ferrugem:  Fe (OH)3 ou Fe2O3.3H2O.
Corrosão é a deterioração de metais causada por processos eletroquímicos das reações de oxirredução. Para entender melhor como funciona esse processo, é importante esclarecer os seguintes conceitos:
Oxidação é a perda de elétrons.
Redução é o ganho de elétrons.
Reação de oxirredução é aquela em que ocorre transferência de elétrons entre os átomos evolvidos.
A corrosão, em geral, é provocada pelo oxigênio. Os metais têm uma capacidade de oxidação bem maior do que o oxigênio, sendo assim, tendem a perder elétrons para o oxigênio presente no ar atmosférico.
O ferro, por exemplo, oxida-se facilmente quando exposto ao ar e à umidade. Nesse processo de oxidação do ferro (chamada de ferrugem em linguagem comum) estão envolvidas várias reações:
Note que a umidade e o ar estão presentes em todas essas reações, eles são fatores fundamentais, pois sem água e oxigênio a corrosão não acontece.
Existem fatores que por si só não provocam corrosão, mas são capazes de acelerar o processo. Um exemplo disso é a presença de gás carbônico (CO2), dióxido de enxofre (SO2) e outras substâncias ácidas no ar, que deslocam a reação catódica para a direita (princípio de Le Chatelier), fazendo com que a ferrugem se forme mais rapidamente. Ambientes salinos, como o mar e seus arredores, também contribuem para o processo de corrosão porque aumentam a condutividade elétrica.
Assim como o ferro, muitos outros metais e ligas metálicas também sofrem corrosão, como ocorre com a prata, que escurece ao longo do tempo, e o cobre, que ganha um aspecto esverdeado com o passar dos anos. No caso da prata, há a formação de uma película superficial de sulfeto de prata (Ag2S), provocada pela reação do metal com o ácido sulfídrico (H2S), daí a cor preta. Já o cobre e suas ligas metálicas são oxidados pelo oxigênio, formando uma camada denominada azinhavre, responsável pela aparência esverdeada.
Ao contrário da maioria dos metais, os objetos de alumínio não enferrujam facilmente. O que ocorre, na verdade, é uma oxidação superficial do alumínio, produzindo uma fina película de óxido de alumínio (Al2O3), que se adere firmemente à superfície e evita que o processo de corrosão continue. Esse fenômeno recebe o nome de apassivação do alumínio.
Uma forma muito comum de proteger um metal da corrosão é revesti-lo com metais que tenham maior potencial de oxidação, ou seja, maior tendência a perder elétrons. Assim, o metal do revestimento se oxida primeiro e retarda a oxidação do outro, sendo, por isso, chamado de metal de sacrifício. O magnésio é um exemplo de metal de sacrifício, muito utilizado no recobrimento de tanques de aço, navios e oleodutos.
Outra medida muito frequente de combater a corrosão é a pintura com tintas especiais. Quando bem aplicada, a tinta forma um filme protetor que evita o contato do metal com o ar, impedindo a formação de ferrugem.
Corrosão é o processo de degradação de metais provocada por reações de oxirredução. Uma reação de oxirredução é aquela na qual ocorrem ganho (redução) e perda de elétrons (oxidação) entre os átomos do sistema.
De modo geral, o principal causador da corrosão é o oxigênio. Isso ocorre porque esse elemento é um não metal, logo, tende a ganhar elétrons, enquanto os metais tendem a perder elétrons. Isso nos permite entender que, numa reação de oxirredução, os metais têm a tendência de perder elétrons para o oxigênio.
A Ferrugem
O exemplo mais característico de corrosão é a oxidação do ferro, mais conhecida como ferrugem em linguagem popular. O ferro é facilmente oxidado quando posto em contato com o ar e a umidade.No processo de formação da ferrugem ocorrem as seguintes reações:
Observe que a água (H2O) e o oxigênio (O2) participaram dessas reações, uma vez que são agentes essenciais para a formação da ferrugem: sem a presença de ambos, não há oxidação do ferro. A água é necessária nesse processo porque dissolve os íons, o que promove maior fluxo de elétrons, facilitando a formação da ferrugem. Esse é um dos motivos pelo qual os objetos de ferro enferrujam mais rapidamente em locais próximos ao litoral.
Além do oxigênio presente no ar e da umidade, outros fatores também aceleram a formação da ferrugem, embora não sejam capazes de provocá-la isoladamente. A presença de sais no ambiente, como é o caso do mar e entornos, por exemplo, aumenta a condutividade elétrica, acelerando a oxidação do ferro. O monóxido de carbono (CO2), o dióxido de enxofre (SO2) e outros compostos ácidos presentes no ar também aceleram a formação de ferrugem porque deslocam a reação de oxidação para a direita.
Outros exemplos de corrosão de metais
Quando falamos em corrosão, logo nos lembramos da ferrugem, pois é o processo mais comum em nosso dia a dia. Mas, além do ferro, muitos outros metais (e ligas metálicas) também estão sujeitos à corrosão:
Objetos de prata, com o passar do tempo, tendem a escurecer porque a prata metálica (Ag(S)) reage com o gás sulfídrico (H2S) presente no ar e produz o sulfeto de prata (Ag2S). Essa substância tem cor preta e forma uma camada superficial que confere um aspecto escurecido à prata.
Quando exposto ao ar e à umidade, o latão (liga metálica de cobre e zinco) é oxidado, o que faz surgir manchas em sua superfície. A reação do cobre do latão com o oxigênio, o gás carbônico e a umidade do ar produz diversas substâncias que formam uma película esverdeada denominada azinhavre, responsável pelas manchas dos objetos dessa liga metálica. Esse fato ocorre também com outros objetos de cobre ou de ligas metálicas desse elemento.
Consequências e ações contra a corrosão
A corrosão pode causar muitos prejuízos, especialmente do ponto de vista econômico.  Hoje se estima que cerca de 20% do ferro produzido por ano no Brasil seja destinado à recuperação de objetos que já enferrujaram. Além disso, muitos acidentes podem ocorrer devido à corrosão de objetos metálicos, como é o caso do acidente no Maracanã em 1992. Com o impacto causado pelos torcedores, parte da grade de proteção da arquibancada do estádio desabou porque a estrutura que segurava a grade estava corroída. O acidente teve vítimas fatais e alguns torcedores ficaram gravemente feridos.
Por causa de prejuízos como esses, é muito importante que os metais sejam protegidos da corrosão. Uma maneira muito comum de preservar os metais é pintá-los com tintas adequadas. Uma boa aplicação da tinta forma uma camada protetora que impede a exposição do metal ao ar e à umidade.
Outra forma de proteção é o revestimento de objetos metálicos com outro metal de maior capacidade de oxidação. Com isso, o metal do revestimento se oxida antes do metal revestido, o que faz com que o segundo demore mais para começar a oxidar. Por desempenharem essa função, os metais usados para revestimento são chamados de metais de sacrifício.
As chapas de aço são frequentemente protegidas com finas películas de zinco, originando as conhecidas chapas galvanizadas. Para obter essas películas, as chapas de aço são mergulhadas em zinco fundido ou se deposita o zinco sobre o aço através de eletrólise. O zinco é mais reativo e, por isso, evita a corrosão.
No texto Corrosão dos metais, foi mostrado o quanto de prejuízo econômico a oxidação dos metais, principalmente do ferro, causa para a sociedade em geral, bem como os perigos relacionados. Por isso, os cientistas passaram a desenvolver algumas técnicas eficazes para combater a corrosão dos metais, veja as principais:
1- Proteção catódica:
Visto que a formação da ferrugem inicia-se em virtude da oxidação do ferro (Fe (s) → Fe2+ + 2 e-) em contato com o ar úmido, uma das técnicas de proteção do ferro consiste em reverter essa oxidação. Para tal, um eletrodo de sacrifício ou metal de sacrifício é colocado em contato com o objeto feito de ferro ou de aço. Esse metal deve possuir um potencial de oxidação maior que o do ferro para, assim, oxidar-se no lugar dele (daí o nome “eletrodo de sacrifício”), fornecendo elétrons para quaisquer íons Fe2+ que se formarem, voltando a ser ferro metálico.
Para entender melhor, vejamos um exemplo: O magnésio possui potencial de redução menor que o do ferro, conforme mostra as suas semirreações de redução abaixo:
Fe2+ + 2 e- → Fe(s)   E0 = - 0,44 V
Mg2+ + 2 e- → Mg(s) E0 = - 2,37 V
Visto que seu potencial de redução é menor, a tendência do magnésio de oxidar-se é maior que a do ferro. Assim, liga-se uma peça de ferro a esse metal, formando uma pilha galvânica, em que o ferro é o cátodo e o magnésio funciona como ânodo. Isso significa que, em contato com o ar, o magnésio irá oxidar-se, e não o ferro:
Mg(s) → Mg2+ + 2 e-
Veja que a oxidação do magnésio fornece elétrons, que irão reduzir os íons Fe2+ a ferro metálico, impedindo assim que ele seja corroído:
Fe2+ + 2 e- → Fe(s)
Podem-se usar também outros metais, desde que tenham o potencial de redução menor que o do ferro, como o zinco (E0 = - 0,76 V).
Essa técnica de proteção do ferro (e também do aço, que é uma liga metálica feita de aproximadamente 98,5% de ferro, 0,5% a 17% de carbono e traços de silício, enxofre e fósforo) é muito aplicada em tanques para combustíveis, navios, oleodutos e tubulações. Geralmente, no caso dos navios, como mostrado abaixo, placas de zinco são colocadas diretamente em contato com o casco deles. Já no caso de tubulações, tanques de combustível e oleodutos, blocos de magnésio são conectados em vários pontos desses equipamentos.
2- Revestimentos:
No cotidiano, é muito comum o uso do zarcão para revestir peças metálicas, tais como portões, grades, janelas, entre outros. O zarcão é uma tinta constituída de uma suspensão oleosa de tetróxido de chumbo (Pb3O4), que adere bem ao metal porque é um óxido insolúvel. Sua função é simplesmente impedir o contato do ferro com o oxigênio do ar. Se essa película protetora for riscada ou sofrer desgaste com o tempo, o ferro irá se oxidar, por isso a necessidade de manutenção constante.
Quando se necessita de uma proteção mais eficaz, podem-se usar revestimentos de polímeros. Outro exemplo são as folhas de flandres, isto é, as latas usadas como embalagens, que são constituídas de uma lâmina de aço coberta de estanho na parte do interior da lata.
O estanho é mais resistente à corrosão que o aço, ou seja, é menos reativo que o ferro, e ele ainda é revestido por outra camada de um óxido ou de um polímero, porque o ácido cítrico dos alimentos pode atacar o estanho. Mas se a lata for amassada, o ferro e o estanho ficarão em contato com o alimento, sendo que o ferro irá oxidar-se primeiro. Por isso, ao comprar alimentos enlatados, tome muito cuidado para que a lata não esteja amassada. 
Alguns óxidos, como o óxido de crômio (III) e o óxido de ferro (III), são usados para revestir peças metálicas e fornecem proteção porque são impermeáveis ao oxigênio e à água.
A galvanoplastia ou eletrodeposição metálica é uma técnica em que se reveste uma peça metálica com outro metal mais nobre, que é menos reativo e menos propenso à corrosão. Isso é feito por se colocar a peça que se deseja revestir como cátodo (polo negativo) em um circuito de eletrólise. Abaixo temos um esquema de uma douração, isto é, uma galvanoplastia em que se reveste um objeto metálico de ouro. Veja que no ânodo o ouro sofre oxidação, formando os íons Au3+ que migram para o cátodo, cobrindo a peça metálica:
Quando se recobre uma peça de ferro ou de aço com zinco, constitui-se um processo denominado de galvanização, que você poderá ver em detalhes no texto abaixo:
- Galvanização.
3- Uso de ligas metálicas especiais:
O aço inoxidável é uma liga metálica especial feita de 74% de aço, 18% de cromo e 8% de níquel, quepossui como propriedade principal o fato de não enferrujar. Os metais cromo e níquel formam óxidos insolúveis que protegem o aço do oxigênio e da umidade do ar.
Essa liga é usada na produção de utensílios domésticos, como panelas e talheres, bem como em equipamentos para indústria, construção civil, peças de carro, entre outros. Porém, além de caro, a sua aplicação também é limitada.
Como dito no texto “Corrosão de Metais”, a corrosão de muitos metais, como o ferro, causa grandes prejuízos econômicos e sociais.
A prata, o alumínio e o cobre não têm a sua corrosão muito intensa, porque ao se oxidarem eles naturalmente formam uma espécie de película protetora que impede que o restante do material sofra a corrosão. Na imagem abaixo é possível ver qual é a constituição da película protetora em cada caso:
Ao sofrerem corrosão, os metais alumínio, cobre e prata formam películas que protegem o restante do metal. 
O ferro, no entanto, enferruja, formando Fe2O3. 3 H2O, que não é uma película de proteção. Pelo contrário, a ferrugem da superfície do metal vai se soltando e expondo continuamente o ferro metálico à condição ambiente. Desse modo, a corrosão prossegue até a total deterioração da peça. Assim, os cientistas, principalmente os químicos, desenvolveram métodos de proteção para o ferro e o aço, visto que não têm um processo de proteção natural.
Alguns desses métodos estão apresentados a seguir:
• Revestimento: pode-se impedir o contato do ferro com o oxigênio do ar por muitos anos, aplicando-se uma camada de tinta protetora, como o zarcão (Pb3O4) ou outras tintas mais eficientes à base de polímeros.
Pode-se também revestir de estanho, como é o caso da folha de Flandres usada em enlatados. Ela pode ser recoberta por uma camada extra de polímeros na parte interna, pois o ácido cítrico presente nos alimentos guardados pode reagir com o estanho e com o ferro, contaminando a comida.
• Metais de sacrifício: essa técnica é também denominada de galvanoplastia em homenagem ao cientista Luigi Galvani (1737-1798).
Nela aplica-se um revestimento metálico a uma peça, colocando-a como cátodo (polo negativo) em um circuito de eletrólise.
Protege-se o ferro utilizando um metal que tem o potencial de oxidação maior que o dele, como o magnésio e o zinco. Quando o metal usado é o zinco, chama-se galvanização.
O metal usado é denominado “de sacrifício” exatamente porque é ele que será oxidado no lugar do ferro. Esse metal de sacrifício perde elétrons para o ferro mantendo-o protegido mesmo se a superfície for arranhada e o ferro ficar exposto ao ar.
Não é o que ocorre com o estanho, que só impede que o ferro entre em contato com o ar. Uma vez rompida essa camada de proteção do estanho, o ferro enferrujará rapidamente.
Na galvanoplastia consegue-se, além da proteção, o melhoramento da peça, pois ela fica com aparência semelhante à de metais mais cobiçados como ouro e prata. São exemplos de galvanoplastia a cromeação, a prateação e a douração.
O metal de sacrifício deve ser trocado de tempos em tempos por causa do desgaste.
Um processo semelhante é o de ligar placas de magnésio ou zinco às de ferro. Isso é feito para proteger os cascos de navios e as estacas das plataformas de petróleo.
Para que o casco do navio não fique enferrujado como o da foto acima, colocam-se blocos de magnésio metálico. O magnésio em contato com a água do mar sofre oxidação e liberta elétrons que protegem o aço
• Aço inoxidável: o aço (liga de ferro e carbono) se torna inoxidável ao misturá-lo com outros metais, como o crômio, níquel, vanádio e tungstênio.
“Corrosão” é um termo químico bastante empregado no cotidiano para se referir ao processo de destruição total, parcial, superficial ou estrutural de determinado material causado pela ação do meio.
Geralmente, quando se fala nesse assunto a primeira coisa que vem à nossa mente é a corrosão de metais, principalmente a do ferro, gerando a ferrugem. No entanto, outros materiais podem sofrer corrosão, tais como os polímeros e as estruturas feitas de concreto armado.
Realmente, a corrosão está muito presente em nossa sociedade e representa grandes perdas econômicas, pois todo tipo de corrosão está relacionada à diminuição do tempo de vida de um material.
Existem três formas do meio agir sobre o material, degradando-o; por isso, a corrosão é classificada em: eletroquímica, química e eletrolítica. Veja como ocorre cada uma delas:
Corrosão eletroquímica:
Esse é o tipo de corrosão mais comum, pois é a que ocorre com os metais, geralmente na presença de água. Ela pode se dar de duas formas principais:
(1) Quando o metal está em contato com um eletrólito (solução condutora ou condutor iônico que envolve áreas anódicas e catódicas ao mesmo tempo), formando uma pilha de corrosão. 
Exemplo: A formação da ferrugem é um exemplo de corrosão eletroquímica. O ferro se oxida facilmente quando exposto ao ar úmido (oxigênio (O2) e água (H2O)). Essa oxidação resulta no cátion Fe2+, formando o polo negativo (que perde elétrons) da pilha:
Ânodo: Fe(s) → Fe2+ + 2e-
Entre os vários processos de redução que podem ocorrer a mais significativa é a da água:
Cátodo: 2H2O + 2e– → H2 + 2OH–
Enquanto os cátions Fe2+ migram para o polo negativo (cátodo), os ânions OH- migram para o polo positivo (Ânodo) e ocorre a formação do hidróxido ferroso (Fe(OH)2).
Fe2+ + 2OH– → Fe(OH)2
Na presença de oxigênio, esse composto é oxidado a hidróxido de ferro III (Fe(OH)3), que depois perde água e se transforma no óxido de ferro (III) mono-hidratado (Fe2O3 . H2O), que é um composto que possui coloração castanho-avermelhada, isto é, a ferrugem que conhecemos:
2Fe(OH)2 + H2O + 1/2O2 → 2 Fe(OH)3 
2Fe(OH)3 → Fe2O3 . H2O + 2H2O
(2) Quando dois metais são ligados por um eletrólito, formando uma pilha galvânica. 
Por exemplo, se colocarmos uma placa de cobre e uma de ferro, ambas mergulhadas num eletrólito neutro aerado e postas em contato, formando um circuito elétrico, cada placa se tornará um eletrodo. O ferro será o ânodo, oxidando-se e perdendo elétrons que migram para o cátodo (placa de cobre), que por sua vez, é reduzido. O ânodo sofrerá o desgaste, formando a ferrugem no fundo do recipiente.
Corrosão Química:
É o ataque de algum agente químico diretamente sobre determinado material, que pode ou não ser um metal. Ela não precisa da presença de água e não há transferência de elétrons como na corrosão eletroquímica.
Exemplos:
* Solventes ou agentes oxidantes podem quebrar as macromoléculas de polímeros (plásticos e borrachas), degradando-os;
* O ácido sulfúrico corrói o zinco metálico;
* Concreto armado de construções pode sofrer corrosão com o passar do tempo por agentes poluentes. Em sua constituição há silicatos, aluminatos de cálcio e óxido de ferro que são decompostos por ácidos, como mostrado na reação a seguir:
3CaO.2SiO2.3H2O + 6HCl → 3CaCl2 + 2SiO2 + 6H2O
Corrosão eletrolítica:
É um processo eletroquímico que ocorre com a aplicação externa de uma corrente elétrica. Esse processo não é espontâneo, ao contrário dos outros tipos de corrosão mencionados acima. Quando não há isolamento ou aterramento, ou estes estão com alguma deficiência, formam-se correntes de fuga, e quando elas escapam para o solo formam-se pequenos furos nas instalações.
Exemplos: Isso acontece em tubulações de água e de petróleo, em canos telefônicos e de postos de gasolina.
Levantamentos apontam que 30% da produção de aço no mundo destinam-se à reposição de estruturas, equipamentos e instalações metálicas deterioradas pela oxidação, corrosão e ferrugem.
A fabricante de especialidades químicas Quimatic Tapmatic enfatiza que para um combate efetivo deste problema, é preciso, antes de tudo, entender as diferenças entre os três processos corrosivos.
“A maioria das pessoas pensa que oxidação, corrosão e ferrugem são a mesma coisa, mas existem diferenças importantes a serem levadas em conta”, enfatiza Marcos Pacheco, químico sênior da empresa.  “É importante conhecer bem estas etapas do desgaste metálico, pois sóassim será possível efetuar manutenções preventivas ou corretivas mais eficazes, práticas e economicamente vantajosas.”
O profissional lembra que adotar o tratamento correto de metais ajuda a evitar a perda precoce de peças e maquinários. Além disso, este cuidado garante a integridade de tubulações, tanques e outras estruturas que armazenam e transportam produtos industriais nocivos ao meio ambiente.
Para leitores interessados em entender melhor as diferenças entre oxidação, corrosão e ferrugem, a Quimatic Tapmatic preparou a breve explicação a seguir:
Oxidação – Todos os metais podem sofrer o processo de oxidação. O motivo mais comum é o contato direto do metal desprotegido (sem pintura, por exemplo) com o ar, vapor d’água ou água. A oxidação é o início do processo de degradação do metal e deve ser tratada logo no início, para não dar origem à corrosão e ferrugem no caso dos metais ferrosos.
Corrosão – A corrosão é o desgaste do metal a partir da oxidação. Em um ciclo vicioso, ocorre um maior desprendimento do metal, que vai ficando cada vez mais exposto aos danos causados pelo contato com a atmosfera. Se o metal contar com ferro em sua composição – como aço e ferro fundido – dá-se início à ferrugem.
Ferrugem – Quando estão oxidados e corroídos, os metais ferrosos começam a gerar o hidróxido de ferro, a camada avermelhada conhecida como ferrugem. A ferrugem destrói a resistência do metal e, dependendo de sua amplitude, inviabiliza a recuperação.
Soluções anticorrosivas – Com a proposta de oferecer ao mercado soluções completas para o tratamento de estruturas metálicas, a Quimatic Tapmatic desenvolveu uma ampla linha de produtos anticorrosivos. A linha é composta por lubrificantes, protetivos e inibidores de corrosão, galvanização a frio, revestimentos epóxi, removedor e fundo convertedor de ferrugem. Conheça três das soluções sugeridas pela empresa:
 
 
CRZ – Galvanização Instantânea a Frio: Revestimento para proteger superfícies de ferro, aço ou cordão de solda da oxidação. Oferece as mesmas características de proteção anticorrosiva que a galvanização a quente. Aplicável com pincel, rolo, pistola ou spray. Passou mais de 1.200 h no teste de corrosão em névoa salina (“salt-spray”).
 
 
 
Quimox – Removedor de Ferrugem Ultrarrápido: Decapante químico para metais ferrosos. Garante remoção de ferrugem de forma rápida, principalmente em peças pequenas. Pode ser aplicado por imersão ou utilizado pincel.
 
 
 
 
PCF – Fundo Convertedor de Ferrugem: Converte a ferrugem em um fundo protetor para receber tinta de acabamento. Após tempo de conversão total da ferrugem, a superfície está pronta para receber tinta à base de esmalte sintético, epóxi ou PU. Minimiza o trabalho e o custo para remoção da ferrugem.