Todos os dias, utilizamos equipamentos eletrônicos, cujo funcionamento depende, na maioria das vezes, de energia elétrica. O armazenamento, que possibilita o “transporte” dessa energia, ocorre por meio de dispositivos, como pilhas e baterias, nos quais a energia química é convertida em energia elétrica, ou o contrário.

A diferença entre pilhas e baterias é simples, enquanto as pilhas ou células eletroquímicas são formadas por dois eletrodos (ânodo e cátodo) e uma ponte salina ou eletrólito, as baterias consistem em uma ligação de pilhas em paralelo ou em série.

As reações químicas de oxirredução que ocorrem no interior desses dispositivos de armazenamento são objeto de estudo da Eletroquímica, que é uma área de grande importância para a utilização de energia renovável, as etapas do tratamento de água, a prevenção à corrosão, a recuperação de metais e alguns processos industriais e biológicos.

Mas afinal, o que é a Eletroquímica? Como ocorrem as reações de oxirredução e como elas estão relacionadas ao funcionamento das pilhas e baterias? Qual a importância da conversão da energia elétrica em energia química?

ELETROQUÍMICA E REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO

A eletroquímica é a área que estuda os processos em que ocorrem as reações de oxirredução, ou seja, transformações químicas nas quais os elétrons são transferidos de uma espécie química para outra. Nessas reações, diz-se que a espécie química que perde um ou mais elétrons sofre oxidação, ou é oxidada. Por outro lado, a espécie que recebe os elétrons sofre redução, ou é reduzida.

Portanto, a oxirredução é uma combinação de semirreações de oxidação e de redução, que ocorrem simultaneamente. Ao determinar o estado de oxidação, ou número de oxidação (Nox), das substâncias envolvidas na reação, é possível verificar se a reação é de oxirredução, qual espécie oxidou e qual reduziu.

Por exemplo, ao adicionar uma solução aquosa de ácido clorídrico (HCl) a um recipiente contendo uma lâmina de alumínio metálico (Al), ocorre a reação representada a seguir, na qual é apresentado o Nox das espécies químicas envolvidas.

Comparando os reagentes e produtos, observa-se que:

• A carga do Al se tornou mais positiva, passando de 0 a +3. Isso indica que o Al perdeu 3 elétrons e, portanto, oxidou;
• A carga do H se tornou menos positiva, variando de +1 a 0. Assim, o H ganhou um elétron e, por isso, reduziu;
• A carga do Cl não foi alterada, permanecendo -1, o que indica que ele não participou da reação.

Nesse exemplo, o íon H+ do ácido, oxidou o Al e, por isso, atua como agente oxidante. O alumínio, por sua vez, é o agente redutor, fornecendo elétrons para que a outra substância seja reduzida.

Embora a oxidação e a redução ocorram simultaneamente, são representadas como processos separados, em semirreações. Considere a reação entre o Al e a solução aquosa de HCl em que reação total é dividida em duas semirreações:

Um detalhe importante é que as cargas das espécies devem estar balanceadas nos dois membros das semirreações: reagentes e produtos. Para isso, são adicionados elétrons (e-) às semirreações e, assim, tornar iguais essas cargas, conforme demonstrado a seguir:

Antes do balanceamento, na semirreação de oxidação, a carga do reagente é zero, enquanto a do produto é +3. Ao adicionar 3e- aos produtos, a carga se torna zero nos dois membros da semirreação. Na semirreação de redução, as cargas dos reagentes e produtos são, respectivamente, +2 e 0. A adição de 1e- ao primeiro membro da semirreação torna a carga total igual nos reagentes e nos produtos.

Por fim, a quantidade de elétrons deve ser igual nas duas semirreações. Para isso, multiplicam-se as semirreações fatores comuns, de forma a igualar a quantidade de elétrons. Para o exemplo anterior, multiplica-se a semirreação de oxidação por 2 e a semirreação de redução por 3, obtendo-se:

Esses processos eletroquímicos podem ser de dois tipos: galvânicos, que ocorrem espontaneamente; ou eletrolíticos, que não ocorrem espontaneamente, necessitando de uma fonte de energia para ocorrer.

CÉLULAS GALV NICAS E PILHAS

Uma solução eletrolítica é meio condutor formado por íons livres, derivado do eletrólito, que permitem o fluxo de elétrons através dela. Por isso, uma solução eletrolítica conduz corrente elétrica.

Se essas duas semirreações ocorrerem em compartimentos separados, temos uma célula voltaica, representada pelo esquema a seguir:

As semirreações ocorrem em semicélulas diferentes e, dessa forma, os elétrons fluem do ânodo (semicélula onde ocorre a oxidação) para o cátodo (semicélula onde ocorre a redução) através de um circuito externo. Esse fluxo de elétrons gera uma tensão que pode ser verificada com o auxílio de um voltímetro.

Portanto, as reações químicas que ocorrem nesses sistemas, produzem corrente elétrica, o que é observado no funcionamento das pilhas comerciais.

Além disso, o funcionamento da célula voltaica depende da ponte salina, que tem como função fechar o circuito e manter a eletroneutralidade da célula.

POTENCIAIS PADRÃO DE REDUÇÃO

O fluxo de elétrons do ânodo para o cátodo ocorre devido a uma diferença de energia potencial entre eles. Por exemplo, quando duas peças metálicas estão em contato, o metal com maior potencial de redução (E°red) oxida o metal com menor E°red. Os valores de E°red de uma grande quantidade de espécies químicas, como do cobre e da prata, são tabelados e são obtidos experimentalmente em condições-padrão a partir da montagem de célula voltaica, na qual uma das semicélulas é formada por um eletrodo de referência: o eletrodo padrão de hidrogênio.

O potencial da célula em condições-padrão (E°cél) é a medida da voltagem (tensão) realizada a temperatura de 25 °C (temperatura da solução), concentração de 1 mol/L para reagentes e produtos em solução e 1 atm de pressão para as espécies gasosas.

O E°cél depende das semicélulas que a constitui. Por convenção, esse valor é calculado pela diferença entre o potencial-padrão de redução do cátodo e o do ânodo: E°cél = E°red(cátodo) – E°red(ânodo)

ELETRÓLISE E LEIS DE FARADAY

Nem todos os processos eletrolíticos ocorrem espontaneamente, como nas pilhas. Nesses casos, uma célula eletrolítica é montada de forma que uma fonte externa de energia força reações químicas que não ocorrem espontaneamente a ocorrerem. Diferente do processo galvânico, na eletrólise, há o consumo de corrente elétrica, em vez de produzi-la. Além disso, o cátodo é o polo negativo, onde ocorre a redução. O ânodo é o polo positivo, onde ocorre a oxidação.

O esquema a seguir representa esse processo de revestimento metálico por eletrólise.

As leis de Faraday permitem quantificar a matéria eletrolisa nos processos eletrolíticos, pois determina que a quantidade de mols de elétrons é diretamente proporcional à quantidade de eletricidade (Q) que atravessa a célula eletrolítica. Essa relação é dada por: Q = i × t. Q é a carga elétrica, medida em Coulombs (C); i representa a corrente aplicada no sistema, em ampères (A); e t corresponde ao período, em segundos (s), de aplicação da corrente.

A eletrólise pode ser de dois tipos principais:

Eletrólise ígnea: Nesse tipo de processo, o eletrólito é fundido, fornecendo os íons que se depositam na superfície do cátodo.

Na eletrólise é muito comum a utilização de eletrodos inertes, que não participam da reação de oxirredução, que ocorre na superfície desses eletrodos. A função desse tipo de eletrodo é apenas conduzir corrente, sendo comumente utilizados de platina e grafite.

ELETROQUÍMICA NO ENEM

Eletroquímica é um dos temas sempre presentes na prova de Química do Enem, abordando pilhas e o processo de eletrólise. Então, é importante compreender bem o funcionamento de uma pilha, sendo capaz de identificar o cátodo, o ânodo, os agentes oxidantes e redutores, a importância do eletrólito no sistema e as semirreações envolvidas no processo. Também é essencial saber calcular o potencial das células voltaicas, conhecer os tipos de eletrólise e entender as diferenças entre um processo galvânico e eletrolítico.

Considere o exemplo de item abordando conceitos de eletroquímica no Enem.

Enem 2019

Grupos de pesquisa em todo o mundo vêm buscando soluções inovadoras, visando à produção de dispositivos para a geração de energia elétrica. Dentre eles, pode-se destacar as baterias de zinco-ar, que combinam o oxigênio atmosférico e o metal zinco em um eletrólito aquoso de caráter alcalino. O esquema de funcionamento da bateria zinco-ar está apresentado na figura.

Resolução: