A eletroquímica é a área da Química que estuda as reações envolvendo transferência de elétrons e a relação entre energia química e energia elétrica. Esse conteúdo explica o funcionamento de pilhas, baterias, processos de eletrólise, corrosão dos metais e técnicas de revestimento, como a galvanização.
No cotidiano, a eletroquímica está presente em celulares, computadores, controles remotos, automóveis elétricos, relógios e diversos equipamentos eletrônicos. Também aparece na produção industrial de metais, na purificação de substâncias e na proteção de estruturas metálicas.
No Enem, as questões geralmente apresentam situações contextualizadas. Em vez de pedir apenas a memorização de fórmulas, a prova pode exigir a identificação do eletrodo em que ocorre a oxidação, o sentido do movimento dos elétrons, a função da ponte salina ou a diferença entre uma pilha e uma cuba eletrolítica.
Neste artigo, você aprenderá os principais conceitos de eletroquímica, entenderá como funcionam as pilhas e a eletrólise e poderá praticar com cinco exercícios no estilo Enem. ⚡
O que é uma reação de oxirredução?
As reações de oxirredução, também chamadas de reações redox, envolvem transferência de elétrons entre espécies químicas.
Nessas reações, dois processos acontecem simultaneamente:
- oxidação: perda de elétrons;
- redução: ganho de elétrons.
Uma forma simples de lembrar é:
Oxidação perde elétrons.
Redução recebe elétrons.
Considere a reação entre zinco metálico e íons cobre:
Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)
O zinco perde dois elétrons:
Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e⁻
Portanto, o zinco sofre oxidação.
O íon cobre recebe os dois elétrons:
Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s)
Assim, o íon cobre sofre redução.
Os elétrons não desaparecem. A quantidade de elétrons perdida por uma espécie deve ser igual à quantidade recebida pela outra.
Agente oxidante e agente redutor
A espécie que provoca a oxidação de outra é chamada de agente oxidante. Para provocar essa oxidação, ela recebe elétrons e sofre redução.
Já a espécie que provoca a redução de outra é o agente redutor. Ela fornece elétrons e sofre oxidação.
Na reação:
Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)
Temos:
- Zn: sofre oxidação e atua como agente redutor;
- Cu²⁺: sofre redução e atua como agente oxidante.
Parece contraditório, mas o nome do agente está relacionado ao efeito que ele causa na outra espécie.
O agente oxidante oxida outra substância. O agente redutor reduz outra substância.
O que são pilhas?
As pilhas são dispositivos que transformam energia química em energia elétrica por meio de uma reação espontânea de oxirredução.
Também são chamadas de células galvânicas ou células voltaicas.
Em uma pilha, os reagentes possuem tendência natural de transferir elétrons. Quando o sistema é montado adequadamente, esses elétrons percorrem um circuito externo, produzindo corrente elétrica.
Uma pilha possui dois eletrodos:
- ânodo;
- cátodo.
A regra mais importante é:
A oxidação sempre ocorre no ânodo.
A redução sempre ocorre no cátodo.
Essa regra vale tanto para pilhas quanto para eletrólise.
O que muda é o sinal dos eletrodos.
Em uma pilha:
- ânodo: polo negativo;
- cátodo: polo positivo.
Pilha de Daniell
Um dos exemplos mais conhecidos é a pilha de Daniell, formada por zinco e cobre.
Ela possui duas semicélulas:
- uma placa de zinco mergulhada em solução contendo íons Zn²⁺;
- uma placa de cobre mergulhada em solução contendo íons Cu²⁺.
As soluções são ligadas por uma ponte salina, e os eletrodos são conectados por um fio condutor.
No eletrodo de zinco ocorre a oxidação:
Zn(s) → Zn²⁺(aq) + 2e⁻
No eletrodo de cobre ocorre a redução:
Cu²⁺(aq) + 2e⁻ → Cu(s)
A reação global é:
Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s)
O zinco é o ânodo, pois sofre oxidação. O cobre é o cátodo, pois nele ocorre a redução dos íons Cu²⁺.
Sentido dos elétrons
Os elétrons são liberados no ânodo e percorrem o circuito externo até o cátodo.
Na pilha de Daniell:
Os elétrons saem do eletrodo de zinco e seguem para o eletrodo de cobre.
Portanto:
ânodo → circuito externo → cátodo
Uma forma de memorizar é associar:
Ânodo: fornece elétrons.
Cátodo: recebe elétrons.
Com o funcionamento da pilha, a placa de zinco tende a perder massa, pois átomos de zinco deixam o eletrodo e passam para a solução na forma de Zn²⁺.
A placa de cobre tende a ganhar massa, pois os íons Cu²⁺ recebem elétrons e se depositam como cobre metálico sobre o eletrodo.
Função da ponte salina
A ponte salina conecta as duas soluções e permite a movimentação de íons.
Ela não transporta os elétrons do circuito externo. Sua principal função é manter a neutralidade elétrica das soluções.
Na semicélula de zinco, a oxidação aumenta a quantidade de íons Zn²⁺. Isso provoca acúmulo de cargas positivas. Para compensar, ânions da ponte salina migram para essa semicélula.
Na semicélula de cobre, os íons Cu²⁺ são consumidos pela redução. Para manter o equilíbrio de cargas, cátions da ponte salina migram para essa região.
Sem a ponte salina, ocorreria acúmulo de cargas, e o funcionamento da pilha seria rapidamente interrompido.
Representação de uma pilha
A pilha de Daniell pode ser representada por:
Zn(s) | Zn²⁺(aq) || Cu²⁺(aq) | Cu(s)
Nessa representação:
- a barra simples separa fases diferentes;
- a barra dupla representa a ponte salina;
- o ânodo costuma aparecer à esquerda;
- o cátodo costuma aparecer à direita.
Assim, o zinco aparece no lado em que ocorre a oxidação, enquanto o cobre aparece no lado da redução.
Potencial de uma pilha
Cada espécie química possui determinada tendência de receber elétrons.
Essa tendência pode ser representada pelo potencial padrão de redução, indicado por E°.
Quanto maior o potencial de redução, maior a tendência da espécie de receber elétrons e sofrer redução.
O potencial padrão da pilha pode ser calculado por:
E°pilha = E°redução do cátodo − E°redução do ânodo
Na pilha de Daniell, considere:
- Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu: E° = +0,34 V;
- Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn: E° = −0,76 V.
O cobre possui maior potencial de redução. Portanto, ocorre redução no eletrodo de cobre.
Calculando:
E°pilha = 0,34 − (−0,76)
E°pilha = 1,10 V
Como o resultado é positivo, a reação é espontânea nas condições consideradas.
De maneira geral:
- E°pilha positivo: reação espontânea;
- E°pilha negativo: reação não espontânea no sentido proposto;
- E°pilha igual a zero: sistema em equilíbrio nas condições consideradas.
Pilhas, baterias e acumuladores
No uso cotidiano, os termos pilha e bateria podem aparecer como sinônimos. Em sentido técnico, uma bateria pode ser formada pela associação de duas ou mais células eletroquímicas.
Existem dispositivos primários e secundários.
As pilhas primárias não são projetadas para recarga. Depois que seus reagentes são consumidos, precisam ser substituídas.
As baterias secundárias podem ser recarregadas. Durante a recarga, uma fonte externa força a ocorrência da reação no sentido contrário ao funcionamento espontâneo.
São exemplos:
- bateria de chumbo utilizada em automóveis;
- baterias de íons de lítio presentes em celulares e computadores;
- pilhas recarregáveis de níquel-hidreto metálico.
O descarte inadequado desses materiais pode causar impactos ambientais, pois algumas pilhas e baterias contêm substâncias capazes de contaminar o solo e a água.
Corrosão dos metais
A corrosão é um processo espontâneo de oxidação dos metais.
A ferrugem é um exemplo de corrosão do ferro. Ela ocorre na presença de água e oxigênio e envolve diferentes etapas químicas.
Na oxidação do ferro:
Fe(s) → Fe²⁺(aq) + 2e⁻
Os elétrons liberados participam de outras reações, incluindo a redução do oxigênio.
A ferrugem não é simplesmente ferro oxidado puro. Ela é formada por uma mistura de óxidos e hidróxidos hidratados de ferro.
A corrosão pode ser reduzida por métodos como:
- pintura;
- aplicação de óleo;
- revestimento com outros metais;
- proteção catódica;
- uso de metais de sacrifício.
Na proteção por metal de sacrifício, utiliza-se um metal com maior tendência à oxidação, como zinco ou magnésio. Esse metal oxida-se no lugar da estrutura que se deseja proteger.
É o princípio utilizado na proteção de tubulações, cascos de embarcações e algumas estruturas metálicas.
O que é eletrólise?
A eletrólise é um processo em que a energia elétrica é utilizada para provocar uma reação química não espontânea.
Assim, enquanto a pilha transforma energia química em elétrica, a eletrólise realiza o processo inverso:
Pilha: energia química → energia elétrica.
Eletrólise: energia elétrica → energia química.
A eletrólise acontece em uma cuba eletrolítica conectada a uma fonte externa de corrente elétrica.
A fonte fornece a energia necessária para forçar a transferência de elétrons.
A regra dos eletrodos continua a mesma:
- oxidação no ânodo;
- redução no cátodo.
Porém, os sinais são diferentes dos encontrados nas pilhas.
Na eletrólise:
- ânodo: polo positivo;
- cátodo: polo negativo.
Movimento dos íons na eletrólise
Na cuba eletrolítica, os cátions, que possuem carga positiva, são atraídos pelo cátodo negativo.
Nesse eletrodo, recebem elétrons e sofrem redução.
Os ânions, que possuem carga negativa, são atraídos pelo ânodo positivo.
No ânodo, perdem elétrons e sofrem oxidação.
Portanto:
- cátions → cátodo → redução;
- ânions → ânodo → oxidação.
A associação entre o nome do íon e o eletrodo pode ajudar:
Cátions vão para o cátodo.
Ânions vão para o ânodo.
Eletrólise ígnea
A eletrólise ígnea ocorre com um composto iônico fundido, isto é, no estado líquido após aquecimento.
Não há água participando do processo.
Considere o cloreto de sódio fundido, NaCl.
No estado líquido, existem íons Na⁺ e Cl⁻ livres para se movimentar.
No cátodo ocorre a redução:
Na⁺ + e⁻ → Na
No ânodo ocorre a oxidação:
2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻
A reação global pode ser representada por:
2NaCl(l) → 2Na(l) + Cl₂(g)
Esse processo permite a obtenção de sódio metálico e gás cloro.
O sódio não pode ser produzido da mesma forma em uma solução aquosa simples, pois a água também participaria das reações nos eletrodos.
Eletrólise aquosa
Na eletrólise aquosa, o composto está dissolvido em água.
Nesse caso, existe uma competição entre os íons do soluto e as moléculas de água para sofrer oxidação ou redução.
Por isso, nem sempre o cátion do sal forma o metal no cátodo, e nem sempre o ânion é descarregado no ânodo.
Na eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de sódio, por exemplo, a água pode ser reduzida no cátodo, formando gás hidrogênio e íons hidróxido.
No ânodo, os íons cloreto podem ser oxidados, formando gás cloro.
Entre os produtos do processo podem estar:
- hidrogênio;
- cloro;
- hidróxido de sódio.
Esse processo possui grande importância industrial.
Aplicações da eletrólise
A eletrólise possui diversas aplicações práticas.
Galvanoplastia
A galvanoplastia consiste em recobrir um objeto com uma camada de outro metal.
Ela pode ser utilizada para:
- melhorar a aparência;
- aumentar a resistência à corrosão;
- reduzir custos;
- modificar propriedades da superfície.
Em um processo de prateação, por exemplo, o objeto que receberá prata deve funcionar como cátodo.
Os íons Ag⁺ recebem elétrons e formam prata metálica sobre a superfície:
Ag⁺ + e⁻ → Ag(s)
Como ocorre deposição metálica por redução, o objeto precisa estar ligado ao polo negativo da fonte.
Purificação de metais
A eletrólise também é utilizada na purificação do cobre.
O cobre impuro funciona como ânodo e sofre oxidação. Os íons de cobre passam para a solução e depois são reduzidos no cátodo, formando uma camada de cobre mais puro.
Produção industrial
Metais muito reativos, como sódio e alumínio, podem ser obtidos por processos eletrolíticos.
A eletrólise também participa da produção de cloro, hidrogênio e outras substâncias importantes para a indústria.
Aspectos quantitativos da eletrólise
A quantidade de material transformada nos eletrodos depende da quantidade de carga elétrica que passa pelo sistema.
A carga pode ser calculada por:
Q = i × t
Em que:
- Q representa a carga elétrica;
- i representa a corrente elétrica;
- t representa o tempo.
Quanto maior a corrente ou o tempo de funcionamento, maior será a quantidade de elétrons transferida e, consequentemente, maior poderá ser a massa depositada ou produzida.
Esse princípio está relacionado às leis de Faraday.
Em questões do Enem, pode ser necessário relacionar o tempo de eletrólise, a intensidade da corrente e a quantidade de substância formada.
Diferenças entre pilha e eletrólise
As principais diferenças podem ser resumidas assim:
Pilha
- reação espontânea;
- transforma energia química em elétrica;
- ânodo negativo;
- cátodo positivo;
- elétrons saem do ânodo e chegam ao cátodo;
- pode alimentar equipamentos elétricos.
Eletrólise
- reação não espontânea;
- transforma energia elétrica em química;
- ânodo positivo;
- cátodo negativo;
- depende de uma fonte externa;
- pode produzir, purificar ou revestir materiais.
Em ambos os casos:
- ocorre oxidação no ânodo;
- ocorre redução no cátodo.
Essa é a regra que nunca muda.
Exercícios estilo Enem
Questão 1
Em uma pilha de zinco e cobre, o zinco sofre oxidação, enquanto os íons cobre sofrem redução.
Durante o funcionamento dessa pilha:
A) os elétrons saem do cobre e chegam ao zinco.
B) o eletrodo de cobre perde massa por oxidação.
C) o zinco funciona como cátodo positivo.
D) os elétrons saem do zinco e chegam ao cobre.
E) a ponte salina transporta elétrons entre os eletrodos.
Gabarito: D
Comentário: O zinco sofre oxidação no ânodo e libera elétrons. Esses elétrons percorrem o circuito externo até o cátodo de cobre, onde os íons Cu²⁺ são reduzidos.
Questão 2
Em uma célula eletroquímica, foram utilizados os seguintes potenciais padrão de redução:
Ag⁺ + e⁻ → Ag E° = +0,80 V
Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu E° = +0,34 V
Ao montar uma pilha com esses materiais, o potencial padrão será:
A) −1,14 V.
B) −0,46 V.
C) +0,34 V.
D) +0,46 V.
E) +1,14 V.
Gabarito: D
Comentário: A prata possui maior potencial de redução e funciona como cátodo. O cobre será o ânodo.
E°pilha = E°cátodo − E°ânodo
E°pilha = 0,80 − 0,34 = 0,46 V
Questão 3
A ponte salina é um componente importante de muitas pilhas porque:
A) fornece elétrons aos dois eletrodos.
B) impede totalmente o movimento dos íons.
C) mantém a neutralidade elétrica das soluções.
D) transforma o cátodo em polo negativo.
E) força a ocorrência de uma reação não espontânea.
Gabarito: C
Comentário: A ponte salina permite a migração de íons entre as semicélulas, evitando o acúmulo excessivo de cargas. Os elétrons percorrem o circuito externo, e não a ponte salina.
Questão 4
Durante um processo de galvanoplastia, um objeto metálico será revestido com prata. Para que íons Ag⁺ se depositem sobre o objeto, ele deve:
A) funcionar como cátodo e receber elétrons.
B) funcionar como ânodo e perder elétrons.
C) ser ligado ao polo positivo da fonte.
D) sofrer oxidação e liberar íons Ag⁺.
E) impedir a passagem de corrente elétrica.
Gabarito: A
Comentário: A deposição da prata ocorre pela redução dos íons Ag⁺:
Ag⁺ + e⁻ → Ag
Como a redução ocorre no cátodo, o objeto que será revestido deve funcionar como cátodo e estar ligado ao polo negativo da fonte.
Questão 5
Um navio utiliza blocos de magnésio presos ao casco de aço para diminuir a corrosão. O magnésio apresenta maior facilidade de oxidação do que o ferro.
Nesse processo, o magnésio:
A) atua como metal de sacrifício e sofre oxidação.
B) recebe elétrons e protege o ferro por redução.
C) impede qualquer reação entre o casco e a água.
D) funciona como cátodo e aumenta sua massa.
E) transforma a corrosão em eletrólise aquosa.
Gabarito: A
Comentário: O magnésio possui maior tendência de perder elétrons. Por isso, sofre oxidação no lugar do ferro e funciona como metal de sacrifício, protegendo o casco do navio.
Conclusão
A eletroquímica estuda reações de oxirredução e a relação entre energia química e energia elétrica.
Na oxidação, uma espécie perde elétrons. Na redução, outra espécie recebe esses elétrons.
As pilhas utilizam reações espontâneas para produzir corrente elétrica. Nelas, o ânodo é negativo e o cátodo é positivo.
A eletrólise utiliza uma fonte elétrica para provocar uma reação não espontânea. Nela, o ânodo é positivo e o cátodo é negativo.
Apesar dessa diferença de sinais, duas regras permanecem:
Oxidação ocorre no ânodo.
Redução ocorre no cátodo.
Além das pilhas e baterias, a eletroquímica explica a corrosão dos metais, a galvanoplastia, a purificação do cobre e a produção industrial de substâncias.
Para o Enem, é importante compreender os processos e acompanhar o movimento dos elétrons e íons. Ao analisar uma questão, identifique quem perde elétrons, quem recebe elétrons, onde ocorre cada semirreação e se o processo é espontâneo ou depende de uma fonte externa.
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