Eletroquímica e Equílibrios Redox Princípios, fundamentos e aplicações

Eletroquímica e Equílibrios Redox

Princípios, fundamentos e aplicações 

SQM – 0470 – Química para Engenharia Ambiental II

Setembro/2016

Prof. Dr. Rafael Martos Buoro – Instituto de Química de São Carlos – Universidade de São 

Paulo

Química – Ciência das 

Trasnformações

•

“No mundo, nada se ganha, nada se perde. Tudo se transforma.” -

Antoine de Laurant Lavoisier.

•

Base da química – Transformações 

•

Eletroquímica – Transformações por intermédio da transferência de 

elétrons

– Reações de oxirredução

Ok. Mas onde?

•

Desde o escurecimento de uma maçã...

Eumelanina – Pigmento 

responsável pela cor escura

•

Respiração 



C

6

H

12

O

6

+ 6 O

2

→ 6 CO

2

+ 6 H

2

O

•

Bactérias Nitrificantes 



N

2

+ 8 H

3

O

+ 

+ 6e

-

→ 2 NH

4

+

+  8 H

2

O

•

Corrosão 



2 Fe + 3 O

2

→ 2 Fe

2

O

3

•

Eletrodeposição

 xNi

2

+

+ yCr

3

+ 

+ ze

-

→ Ni

x

Cr

y

(Ligas de Níquel-Cromo)

Ok. Mas onde?

A reação redox! – O conceito de 

Nox

•

Reação de transferência de elétrons

•

Fe

2

O

3

+ 3 CO → 2 Fe

0

+ 3 CO

2

•

Nox = número de oxidação, define uma carga fictícia de um átomo

•

Como descubro e calculo o Nox de um elemento??? 

 Camada de valência + eletronegativade

Nox varia de +3  0  espécie que ganha elétrons  Reduz (agente oxidante) 

(ganha 3e

-

)

Nox varia de 2+  +4  espécie que perde elétrons  Oxida (agente redutor) 

(perde 2e

-

)

Nox na tabela são válidos se:

• O elemento com nox negativo (mais eletronegativo) for o 

elemento mais a direita do composto. Ex: HCl  nox

Cl

= -1

• Quando o elemento se encontra em seu estado padrão, o nox

dele é 0. Ex: Cl

2

, N

2

, Al

0

, F

2

, O

2,

Na

(solido)

• Quando o elemento aparece no meio do composto, seu nox é 

calculado tendo em consideração ao que aparace à “esquerda” e 

à “direita” do elemento.

- Ex1: HClO

-

+1       +1     -2

- Para íons, a carga do íon é considerada na somatória

- Ex: ClO

4

-

Somatória dos Nox no composto = 0, 

portanto +1 + nox

Cl

+ (-2) = 0,

nox

Cl

= +1

Somatória dos Nox no composto = -1, 

portanto nox

Cl

+ 4.(-2) = -1,

nox

Cl

= +7

EQUILÍBRIO DE ÓXIDO-REDUÇÃO

SO

3

2-

2

3

1

MnO

4

-

(gotas)

OH

-

MnO

4

2-

SO

3

2-

+  MnO

4

-

+  OH

-

SO

4

2-

+  MnO

4

2-

+  H

2

O

alcalino

MnO

2

MnO

4

-

(gotas)

H

2

O

SO

3

2-

+  MnO

4

-

+  H

+

SO

4

2-

+  MnO

2

+  H

2

O

neutro ou

levemente H

+

MnO

4

-

(gotas)

H

+

Mn

2+

SO

3

2-

+  MnO

4

-

+  H

+

SO

4

2-

+  Mn

2+

+  H

2

O

ácido

Balanceamento de uma Equação 

redox

•

Ex1: Cu

(s) 

+ Ag

+ 

→ Ag

(s)

+ Cu

2+

•

Etapa 1: Identificar o processo redox

-

Nox Cu: 0  +2, perde 2 elétrons (se oxida)

-

Nox Ag +1  0, ganha 1 elétron (se reduz)

•

Etapa 2: dividir em semi-reações de oxidação e redução.

-

Redução: Ag

+

 Ag

-

Oxidação: Cu  Cu

2+

0  +2

+1  0

Balanceamento de uma Equação 

redox

•

Etapa 3: Balacear as semi reações quanto ao número de 

átomos. 

-

Redução: Ag

+

 Ag

-

Oxidação: Cu  Cu

2+

•

Etapa 4: Balacear as semi reações quanto à carga

-

Redução: Ag

+

+ 

1e

-

→ Ag

(s)

-

Oxidação: Cu → Cu

2+ 

+

2e

-

Balanço de carga do lado direito da equação

tem que ser igual ao do lado esquerdo

Balanceamento de uma Equação 

redox

•

Etapa 5: Ajustar o numero de elétrons envolvidos em cada 

semi reação por um numero inteiro comum apropriado e 

somar a semireações

-

Redução: Ag

+

+ 

1e

-

→ Ag

(s) 

(x2) 

-

Oxidação: Cu → Cu

2+ 

+

2e

-

(x1)

Cu

(s) 

+ 2 Ag

+ 

→ 2 Ag

(s)

+ Cu

2+

-

https://www.youtube.com/watch?v=7tKTEZgHB1M

-

E quando as semi-reações envolvem H

+

ou OH

-

?

-

Ex. MnO

4

-

+ 8 H

+

+ 5 e

-

→ Mn

2+

+ 4 H

2

O

Balanço de carga do lado direito da equação

tem que ser igual ao do lado esquerdo na somatória 

das equações

Balanceamento de uma Equação 

redox – Meio ácido

•

Etapa 1: Identificar o processo redox

NO

3

-

(aq)

+  H

+

(aq)

+  Cu

(s) 

→ NO

2(g)

+ Cu

2+

(aq)

+ H

2

O

(l)

-

Nox N: +5  +4  , ganha 1 elétron (se reduz)

-

Nox Cu 0  +2 , perde 2 elétrons (se oxida)

•

Etapa 2: dividir em semi-reações de oxidação e redução.

-

Redução: NO

3

-

 NO

2

-

Oxidação: Cu

(s)

 Cu

2+

Balanceamento de uma Equação 

redox

•

Etapa 3: Balacear as semi reações quanto ao número de 

átomos. Nesta etapa haverá o balanço de massa de H e O.

-

Oxidação: Cu

(s)

 Cu

2+

-

Redução: 2 H

+

+ NO

3

-

 NO

2(g)

+  H

2

O 

•

Etapa 4: Balacear as semi reações quanto à carga

-

Oxidação: Cu

(s)

 Cu

2+

+ 

2e

-

-

Redução: 2 H

+

+ NO

3

-

+  

1

e

-

 NO

2(g)

+  2 H

2

O 

Balanço de carga do lado direito da 

equação tem que ser igual ao do 

lado esquerdo da equação

Balanceamento de uma Equação 

redox – Meio ácido

•

Etapa 5: Ajustar o numero de elétrons envolvidos em cada semi

reação por um numero inteiro comum apropriado e somar a 

semireações

-

Redução: 2 H

+

+ NO

3

-

+  

1

e

-

 NO

2(g)

+  H

2

O 

(x2) 

-

Oxidação: Cu → Cu

2+ 

+

2e

-

(x1)

2 NO

3

-

(aq)

+ 4 H

+

(aq)

+  Cu

(s) 

→ 2 NO

2(g)

+  Cu

2+

(aq)

+ 2 H

2

O

(l) 

(eq. Global)

https://www.youtube.com/watch?v=uOa2v0Y0leU

Recomendação: Ao final do balanceamento, checar se o número de átomos 

em cada lado da equação global é o mesmo

Balanceamento de uma Equação 

redox – Meio alcalino

•

Redução de H

2

O por metal alcalino 

-

K

(s)

+ H

2

O

(l)

→ K

+ 

+ OH

-

+ H

2(g)

-

Etapa 1: Identificar o processo redox

•

Etapa 2: dividir em semi-reações de oxidação e redução.

•

Etapa 3: Balacear as semi reações quanto ao número de 

átomos. Nesta etapa haverá o balanço de massa de H e O.

•

Etapa 4: Balacear as semi reações quanto à carga

•

Etapa 5: Ajustar o numero de elétrons envolvidos em cada 

semi reação por um numero inteiro comum apropriado e 

somar a semireações

https://www.youtube.com/watch?v=l9z5-mJ8NZk

ESPONTANEIDADE DAS REAÇÕES DE OXIREDUÇÃO

Critério de espontaneidade para reações químicas:

∆

G = -

ω

max

Trabalho máximo da pilha: 

ω

elt 

= I

2

Rt  

Corrente = potencial/resistência =

∆ε

/R

Para um pilha  passagem de n mols de e

-

:

N

0

= número de Avogadro = 6,02 x 10

23 

moléculas

e

o 

= carga do elétron = 1,602 x10

-19

C

=  

=

 

Definição de Potencial elétrico e Espontaneidade 

de uma reação eletroquímica

•

Para que uma reação química seja espontânea,

Δ

= −

Δ

Sistema tende a liberar energia para se estabilizar 

 realizar trabalho

Δ

< 0 (energia livre de Gibbs)

•

Para uma reação eletroquímica, trabalho elétrico.

onde n

 número de elétrons

F

 cte. de Faraday, 9,6485.10 C J V

-1

.mol

-1

= e

0

x N

0

Definição de Potencial elétrico e Espontaneidade 

de uma reação eletroquímica

•

Trabalho elétrico = energia necessária para transferência de elétrons

α

nº de elétrons = carga x ddp (diferença de energia potencial)

1 Coulomb

 carga que passa por um ponto do circuito, nesse caso, corrente de 1A por 1s = 6,24.10

18

elétrons x 1,6022.10

-19

C (carga

de um elétron)

•

1 Volt

 ddp necessária para transferência de 1 C em um trabalho de 1 J 

V =

•

Potencial da pilha depende das concentrações das espécies e das propriedades químicas das mesmas.

-

Definição de condições padrão: Sólidos Puros, Concentrações de solução 1,0M e pressão de gás 1,0 bar.

-

Nessas condições,

 

=

, a 25ºC (298K) ⇒ E > 0 → reações espontâneas 

Pilha Eletroquímica – Movimento de cargas

Pilha – Utilização da força eletromotriz (FEM) gerada no sistema.

FEM – Surge da diferença de energia potencial elétrica do elétron entre os dois polos

e

-

e

-

K

+

K

+

Cl

-

Cl

-

e

-

e

-

e

-

e

-

e

-

Cu

2+

Cu

2+

Cu

2+

SO

4

2-

SO

4

2-

-

Ag

+

Ag

+

NO

3

NO

3

NO

3

e

-

e

-

e

-

e

-

e

-

e

-

Oxidação

Redução

AgNO

3

CuSO

4

∆

E > 0

Interface do 

eletrodo  (Cu

o

/ Cu

2+

(aq)

)

Interface do 

eletrodo  (Ag

o

/ Ag

+

(aq)

)

cátodo

ânodo

• O

voltímetro

indica

a

diferença de potencial entre o

cátodo (Ag

+

| Ag

0

) e o ânodo

(Cu

0

| Cu

2+

) = + 0,462 V.

•

Pilha de Daniell

ELETRODO PADRÃO DE HIDROGÊNIO

medidas de potencial são sempre relativas

necessidade de uma semi-célula de referência

Pt, H

2

(p=1,00 atm) | ( [H+] = xM) ||

2 H

+

(aq) + 2 e

-

H

2

(g)

ENH          a

H+

= 1,  p = 1 atm

potencial é 0,000 V para qualquer 

temperatura (convenção)

Skoog - Fig. 15-7

DEFINIÇÃO DE POTENCIAL PADRÃO 

DE ELETRODO PARA A SEMI-REAÇÃO

Ag

+

+ e

-

Ag (s),   E

0

= +0,799 V     

H

2

(g) 

2 H

+

+ 2 e-

SHE é o 

ANODO

célula a medir 

é o CATODO

Pt, H

2 

(p=1,00 atm) | H

+

(a

H+

= 1,00) 

||

Ag

+

(a

Ag+

= 1,00) | Ag  

ou SHE 

||

Ag

+

(a

Ag+

= 1,00) | Ag  

Valor positivo significa que a 

reação espontânea é:

2 Ag

+

+ 

H

2

(g)

2 Ag(s)

+ 

2 H

+

Skoog - Fig. 15-8

E

cel

= 

E

cátodo

–

E

ânodo

Cálculo do potencial de semi-célula

(Cátodo) Ag

+ 

+ e

-

→ Ag

0

= ????

(Anodo) H

2(g)

→ 2 H

+

+ 2e

-

= 0,000 V

2 Ag

+  

+ H

2

→ Ag

0 

+ 2 H

+

∆

= +0,799 V

Portanto, o potencial padrão para a reação

Ag

+ 

+ e

-

→ Ag

0 

= +0,799 V 

Nas condições padrão.

A mudança de temperatura ou concentração de íons Ag

+

no cátodo muda o potencial para 

uma semi célula naquelas condições

.

TABELA DE POTENCIAIS PADRÃO

REAÇÃO

Cl

2

(g) + 2e

-

2Cl

-

O

2

(g) + 4H

+

+ 4e

-

2H

2

O

Ag

+

+ e

-

Ag(s)

Fe

3+

+ e

-

Fe

2+

I

3

-

+ 2e

-

3I

-

Hg

2

Cl

2

(s) + 2e

-

2Hg(l) + 2Cl

-

2H

+

+ 2e

-

H

2

(g)

AgI(s) + e

-

Ag(s) + I

-

PbSO

4

(s) + 2e

-

Pb(s) + SO

4

2-

Cd

2+

+ 2e

-

Cd(s)

Zn

2+

+ 2e

-

Zn(s)

E

0

a 25 

°

C, V

+ 1,359

+ 1,229

+ 0,799

+ 0,771

+ 0,536

+ 0,268

0,000

- 0,151

- 0,350

- 0,403

- 0,763

Skoog - Tab. 15-1

O

X

ID

A

N

T

E

S

R

E

D

U

T

O

R

E

S

• espécies mais 

efetivas como 

receptores de e

-

, 

fortes agentes 

oxidantes

• espécies mais 

efetivas como 

doadores de e

-

, 

fortes agentes 

redutores

Tabela ampla: 

https://en.wikipedia.org/wiki/Standard_electrode_potential_%28data_page%29

Cálculo de ddp (ΔE) uma célula eletroquímica

Por convenção,

Δ

=

  −  

=

 ! !

−

"! !

Ex1. Qual a diferença de potencial observada para uma Pilha de Ag/Cd nas condições padrão?

Ag

+

+ e

-

Ag(s) (cátodo)

#

$

= +0,799 V

Cd

2+

+ 2e

-

Cd(s) (ânodo)

#

$

= - 0,403V

2 Ag

+

+ Cd(s) → 2 Ag(s) + Cd

2+

∆E = 0,799 – (-0,403) = 1,201 V

Pergunta: íons alumínio (Al

3+

) conseguiriam ser reduzidos por cobre metálico (Cu

0

)?

Justifique.

Al

3+

+ 3e

-

Al

0

#

$

= -1,66 V

Cu

2+

+ 2e

-

Cu

0

#

$

= + 0,34 V

e

-

e

-

K

+

K

+

Cl

-

Cl

-

e

-

e

-

e

-

e

-

e

-

Cu

2+

Cu

2+

Cu

2+

SO

4

2-

SO

4

2-

-

Ag

+

Ag

+

NO

3

NO

3

NO

3

e

-

e

-

e

-

e

-

e

-

e

-

Oxidação

Redução

AgNO

3

CuSO

4

∆

E > 0

Interface do 

eletrodo  (Cu

o

/ Cu

2+

(aq)

)

Interface do 

eletrodo  (Ag

o

/ Ag

+

(aq)

)

Notação de representação de célula eletroquímica

Cu

0

|CuSO

4 

( C

CuSO4

mol L

-1

) || AgNO

3

-

(C

AgNO3

)| Ag

0

• Escrita representativa da célula 

eletroquímica acompanha as 

reações observadas em cada polo

• Nas condições padrão,

C

CuSO4 

= 1,0 M

C

AgNO3

= 1,0 M

Ponte Salina

EQUAÇÃO 

DE NERNST

Considere a seguinte reação reversível:

aA + bB + ..... + n e-

cC + dD + .......

O potencial de eletrodo, E é dado pela equação:

# = #

$

+

&'

()

 *(

[,]

.

[/]

0

 [ ]

1

[2]

3

E

0

= potencial padrão do eletrodo, característica de cada

semi-célula

R

= constante dos gases = 8,314 J K

-1

mol

-1

T

= temperatura, em graus Kelvin

n

= número de mols de elétrons que aparecem na semi-

reação para o processo de eletrodo como escrito

F

= Faraday = 96485 C

Walther Hermann 

Nernst

(1864-1941)

físico-químico alemão; 

recebeu o Nobel em

química (1920), por

suas inúmeras contri-

buições no campo da 

termodinâmica

A relação entre a concentração e o potencial de um eletrodo é dada 

pela 

equação de Nernst

oOx + ne

-

rRed

red

oxi

O

a

a

F

n

T

R

E

E

ln

.

.

+

=

red

oxi

O

a

a

F

n

T

R

E

E

log

.

.

3206

,

2

+

=

E = potencial do eletrodo (V)

E

o

= potencial do eletrodo padrão 

R = constante dos gases (8,31451 J.K

-1

mol

-1

) 

T= temperatura (K)

F = constante de Faraday (96.485 Coulomb/mol)

a

oxid

e a

red

= atividades das formas oxidada e reduzida da espécie eletroativa

Fases puras como metais e cristais sólidos tem atividade unitária; solventes também 

podem ser considerados fases puras.

red

oxi

O

a

a

n

E

E

log

05916

,

0

+

=

Quociente de reação (Q) = 

[4

]

5

!6

[76]

8

, Quando no equilíbrio = K

eq

eq

O

K

n

E

E

1

log

05916

,

0

+

=

Pilha de Daniell – Cálculos fora da condição 

padrão.

•

O ∆E

0

para a pilha de Daniell é 1,10 V. Qual o potencial para a 

mesma pilha quando [Cu

2+

] = 0,10 M e [Zn

2+

] = 2,0 M? (dica escrever 

a equação de Nernst para cada polo e subtrair as equações)

•

9# = Δ#

$

+

$,$:;<

(

*=>

[ ?

<@

]

[A(

<@

]

→ BC

DE

+ F

  →   F

DE

+ BC

•

No equilíbrio, Q = K

eq 

e E = 0 V

,

*=>G

HI

=

(#

$

$, $:;<

∆# = J, J$ +

$,$:;<

(

*=>

$,J

<

= 1,062 V

Skoog - Fig. 15-5 e 6

Ecel = Ecat - Ean

= 0,6984 - 0,2867 = 0,412 V

Ecel = Ecat - Ean

= 0,2919 - 0,2919 = 0,000 V

INICIAL

EQUILÍBRIO

[Cu

2+

] = 0,0200 M    [Ag+] = 0,0200 M

Eanodo = 0,2867 V   Ecatodo = 0,6984 V

[Cu

2+

] = 0,0300 M   [Ag+] = 2,7 x 10

-9

M

Eanodo = 0,2919 V   Ecatodo = 0,2919 V

Eletrodos

Eletrodo de cobre:  Cu

2+

/ Cu

o

Cu

o

– condutor eletrônico

Cu

2+

- condutor iônico

Eletrodo:  Pt / Fe

3+

(aq)

, Fe

2+

(aq)

Par redox (Fe

3+

/Fe

2+

) - condutor iônico

Pt

o

– condutor eletrônico

Eletrodo Normal de Hidrogênio (ENH)  

Par redox (H

+

/H

2(g)

- condutor iônico

Pt

o

– condutor eletrônico

Eletrodo: Pt,H

2(g) 

/ H

+

(

1 mol L

-1

)

Eletrodo de vidro - medida de pH

Calcule a ddp produzida a partir da pilha 

•

Ex: 1) Calcule a ddp produzida a partir da pilha 

a) [(Cd | CdSO

4

(0,02 M) || Fe

3+

(0,01 M) / Fe

2+

(0,0001 M)|Pt]

•

b) Para a pilha anterior, calcule a ddp quando a concentração de Fe

2+ 

(0,001M) e Fe

3+

(0,0001 M)

•

c) Calcule a constante de equilíbrio para a pilha acima. (Dica: O que acontece com a 

ddp quando a pilha atinge o equilíbrio?)

•

E

0

Fe3+/Fe2+ 

= + 0,771 V / E

0

Cd0/Cd2+ 

= - 0,403 V 

•

2) Calcule a ddp produzida a partir da seguinte pilha,

•

(Al, Al

3+

(0,001 M) ||AgCl

(s)

, HCl 0,001 M | Ag

0

) 

E

0

Al3+/Al0 

= -1,661 V / E

0

AgCl/Ag0 

= + 0,223 V 

•

Ex: 1a) 

Anodo

: 

Cd

2+

+ 2e

-

Cd(s) 

E

0   

= - 0,403 V

# = #

3$

−

$,$:;<

<

 *=>

J

[ 3

<@

]

= −0,403  − 0,0296QRS

T

, D

= - 0,453V

Catodo: Fe

3+ 

+ e

-

Fe

2+

E

0   

= + 0,771 V

Como a estequiometria da reação na pilha é de 2 atomos de Fe para 1 de Cd, multiplicar

a equação no cátodo por 2 e escrever a equação de Nernst para a eq. multiplicada, 

incluindo

o nº de elétrons.

Catodo: 2Fe

3+ 

+ 2e

-

2Fe

2+

# = #

)HUE/$

−

$,$:;<

<

 *=>

[)H

<@

]

<

)H

U@

<

= +0,771 − 0,0296QRS

,

T

X

, T

X

= 0,771 + 0,118 = 0,889 V

Δ

éZ[Z

=  

 

  −  

"!

= 0,889  − −0,453 = 1,352 ^

Pilha  Leclanché

(1866)

seca, comum

design contemporâneo 

comercial

Pilha  Leclanché

(1866)

reações químicas

Anodo: Zn°

→

Zn

2+

(aq)

+ 2e

Catodo: 

2 MnO

2(aq)

+ 2 NH

4

+

(aq)

+ 2e- → 1 Mn

2

O

3 (s)

+ 2NH

3(g)

+ 1 H

2

O

(l)

Zn

2+

(aq)

+ 2NH

3(g)

+ 2Cl

-

(aq)

→

Zn(NH

3

)

2

Cl

2 (s) 

Gases poderiam explodir a pilha hermética/e fechada, 

por isso:

2MnO

2 (s)

+ 2NH

4

Cl

(s)

+ Zn

(s)

→

Mn

2

O

3(s)

+ H

2

O

(l)

+ 

Zn(NH

3

)

2

Cl

2 (s) 

reação 

global:

1,5 V

Pilha  Leclanché

(1866)

reações químicas

Principais problemas dessa pilha

Corrente muito intensa  gases não consumidos c/ 

velocidade desejada:

potencial cai

Deterioração do eletrodo de Zn c/ íon amônio (NH

3

):

reduz vida útil

Depende da temperatura: manter em refrigerador pode 2 ou 

3 x a vida útil!

Pilha  Alcalina

(evolução de 

Leclanché)

Anodo: Zn° + 2OH

-

(aq)

→

ZnO

(s)

+ H

2

O

(l)

+ 2e

Catodo: 2MnO

2(s)

+ H

2

O

(l)

+ 2e 

→

Mn

2

O

3(s)

+ 2OH

-

(aq)

2MnO

2 (s)

+ Zn°

(s)

→

Mn

2

O

3(g)

+ ZnO

(s) 

reação 

global:

1,4 V

Vantagens dessa pilha:

Não há formação de gases

Potencial estável, mesmo c/ grande demanda de corrente

Pilha  de Mercúrio

Anodo: Zn° + 2OH

-

(aq)

→

ZnO

(s)

+ H

2

O

(l)

+ 2e

Catodo: HgO

(s)

+ H

2

O

(l)

+ 2e 

→

Hg

(l)

+ 2OH

-

(aq)

HgO

(s)

+ Zn°

(s)

→

Hg

(l)

+ ZnO

(s) 

reação 

global:

1,35 V

Pilha  de Mercúrio

Usos:

Calculadoras

Câmeras fotográficas

Relógios

Marca-passos cardíacos

Outros que necessitam baterias de pequenas dimensões

Problemas:

Toxicidade do mercúrio

Devem ser recicladas para reaproveitamento do metal

Pilha  de Lítio

Vantagens:

Baixo peso: Li d=0,534 g cm

-3

, enquanto Zn d=7,14 g cm

-3

,

Lítio é fortíssimo redutor, suas pilhas podem chegar a 3V.

_`

E

+  

a

  → _`

( )

= − 3,04 V

Li

(s)

+ MO

(s)

→ LiO

(s)

+ M

(s)

Bateria de automóvel

(sistema chumbo-ácido)

G. Planté - 1859

• Cada conjunto elementos fornece 2V

• Uma bateria de 56 A/h poderá fornecer uma corrente de 1A durante cinquenta e seis 

horas e 2A durante vinte e oito horas, etc. 

• O arranque do carro exige de 300 A a 400 A, enquanto uma lanterna pode exigir 

apenas 0,5A

Anodo: Pb

(s)

+ HSO

4

-

(aq) 

+ H

2

O

(l)

→

PbSO

4(s)

+ H

3

O

+

+ 2e 

- E° = +0,356 V

Catodo: PbO

2(s)

+ 3H

3

O

+

(aq)

+ HSO

4

-

(aq)

+ 2e

-

→

PbSO

4(g)

+ 5H

2

O

(l)

E° = +1,685 V

Pb

(s)

+ PbO

2(s)

+ 2HSO

4

-

(aq) 

+ 2H

3

O

+

(aq)

→

2PbSO

4(s)

+ 4H

2

O

E° = +2,041 V

reação global:

Bateria de automóvel

(sistema chumbo-ácido)

• Reação espontânea deixa eletrodos revestidos por película aderente de 

PbO

2

, branco e consome H

2

SO

4

;

• Pode ser revertida, formando Pb° em um eletrodo e PbO

2

e H

2

SO

4

no 

outro; 

• São grandes, pesadas e construídas com materiais tóxicos, mas difíceis 

de substituir pelo potencial constante de 2V e a corrente inicial elevada 

Baterias íon – Lítio - Funcionamento

from: B. Dunn, H. Kamath, J.M. Tarascon; Science 334 (2011) 928

Descarga:

Anodo: _`B

6

( )

→ _`

E

+  

a

  

= − 3,04 V

Cátodo: MO

2 

+ 1e

-

+ Li

+ 

→ LiMO

2

Ex: CoO

2 

+ 1e

-

+ Li

+ 

→ LiCoO

2

Carga:

Anodo: _`

E

+  

a

  → _`

( )

                    

= − 3,04 V

Cátodo: LiMO

2 

→ MO

2 

+ 1e

-

+ Li

+

Cela a combustível

• 1839 – 1ª. Cela a combustível hidrogênio-oxigênio

• Década de 1960: programa espacial americano, Gemini, Apolo e ônibus 

espacial

• Interesse: ônibus automóveis e geradores estacionários

• Vantagem: não polui

Anodo: 2H

2(g) 

+ 4H

2

O

(l)

→

4H

3

O

+

(aq)

+ 4e - E° = 0 V

Catodo: O

2(g)

+ 4H

3

O

+

(aq)

+ 4e 

→

6H

2

O

(l)

E° = +1,229 V

2H

2(g) 

+ O

2(g)

→

2H

2

O

(l)

E° = +1,229 V

Reação global:

Anodo: M

(s) 

→

M

n+

(aq)

+ ne

Catodo: 2H

3

O

+

(aq)

+ 2e 

→

H

2(g)

+ 2H

2

O

(l)

2H

2

O

(l)

+ 2e 

→

H

2(g)

+ 2OH

-

(l)

O

2(g)

+ 2H

2

O

(l)

+ 4e 

→

4OH

-

(aq)

Corrosão

• Áreas anódicas: fendas de revestimento, interfaces e nas impurezas;

• Catódicas: revestimentos de óxidos, sulfetos e impurezas menos ativas; 

• Etapa lenta é a oxidação (reação anódica), que limita velocidade.

Anodo: 

Fe

(s) 

→

Fe

2+

(aq)

+ 2e

Catodo: 2H

2

O

(l)

+ 2e 

→

H

2(g)

+ 2OH

-

(l)

Fe

2+

(aq)

+ 2OH

-

→

Fe(OH)

2(s)

Corrosão

Ferro – ausência de 

oxigênio

• Reação é lenta na ausência de oxigênio, pois

1. Redução da água é lenta

2. Película de Fe(OH)

2

, pouco solúvel, na superfície, impede avanço 

da reação

Fe

(s) 

+ 2H

2

O

(l)

→

H

2(g)

+ Fe(OH)

2(s)

Re ação 

global:

Anodo: 

2[Fe

(s) 

→

Fe

2+

(aq)

+ 2e]

Catodo: 

O

2(g)

+ H

2

O

(l)

+ 4e 

→

4OH

-

(aq)

Fe

2+

(aq)

+ 2OH

-

(aq)

→

Fe(OH)

2(s)

Corrosão

Ferro – presença de água e 

oxigênio

• Se estiver ao ar livre ou em água corrente:

4Fe(OH)

2(s) 

+ O

2(g)

→

2Fe

2

O

3

. H

2

O

(s)

+ 2H

2

O

(l)

Ou se houver pouco O

2

6Fe(OH)

2(s) 

+ O

2(g)

→

2Fe

3

O

4

. H

2

O

(s)

+ 4H

2

O

(l)

Fe

3

O

4

. H

2

O

(s)

→

Fe

3

O

4

. H

2

O

(s)

+ H

2

O

(l)

2Fe

(s) 

+ 2H

2

O

(l)

+ O

2(g)

→

Fe(OH)

2(s)

Reação 

global:

Magnetita preta

Magnetita verde

Óxido de ferro

Corrosão

Inibição da corrosão – aço 

inoxidável

2Fe

(s) 

+ 2Na

2

CrO

4(aq)

+ 2H

2

O

(l)

→

Fe

2

O

3(s)

+ Cr

2

O

3(s) 

+ 

4NaOH

(aq)

Inibição 

anódica:

1) Inibir processo anódico (mais comum)

2) Inibir processo catódico

3) Inibir ambos

Superfície de ferro é oxidada por sal de cromo(VI) para 

formar óxidos de Cr(II) e Fe(III)

Óxidos são revestimento impermeável ao O

2

e água, 

minimizando oxidação atmosférica.

Corrosão

Inibição da corrosão – proteção 

catódica

Zn°

→

Zn

2+

+ 2e

4e + O

2

+ 2H

2

O 

→

4OH

-

Eletrólise

Produção de cloro e soda 

cáustica

Anodo: 

2Cl

-

(aq) 

→

Cl

2(g)

+ 2e

Catodo: 

2H

2

O

(l)

+ 2e 

→

H

2(g)

+ 2OH

-

(aq)

Eletrólise

Produção de cloro e soda 

cáustica

1) Membranas e eletrodos inertes em meio de cloro e soda!

2) Anodo: titânio

3) Catodo: aço inoxidável ou níquel

4) Membrana não deixa passar água, somente íons (ponte salina)

5) Consumo de energia: 2000 a 2500 kWh/tonelada de soda 

produzida