A eletroquímica é o ramo da físico-química que estuda a interconversão de energia elétrica e química. As células eletroquímicas aproveitam reações redox para gerar eletricidade (células galvânicas) ou usam eletricidade para impulsionar reações não espontâneas (células eletrolíticas).
Reações Redox em Eletroquímica
Oxidação é a perda de elétrons, enquanto redução é o ganho de elétrons; o agente oxidante é reduzido e o agente redutor é oxidado. As reações redox podem ser separadas em duas semirreações: oxidação no ânodo e redução no cátodo. A reação global da célula é a soma das semirreações balanceadas com elétrons cancelados.
Células Galvânicas (Voltaicas)
Uma célula galvânica converte energia química em energia elétrica através de reações redox espontâneas, com a célula de Daniel (Zn/Cu) como exemplo clássico. O eletrodo de Zn (ânodo, -) é oxidado: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-, enquanto o eletrodo de Cu (cátodo, +) é reduzido: Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s). Uma ponte salina contendo KCl ou KNO3 em ágar mantém a neutralidade elétrica permitindo a migração de íons entre as semicélulas. A notação da célula é escrita como Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s), onde | representa um limite de fase e || representa a ponte salina.
Potenciais Padrão de Eletrodo
O potencial padrão de redução (E°) é medido em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio (EPH): 2H+(aq) + 2e- → H2(g), E° = 0,00 V. Valores de E° mais positivos indicam agentes oxidantes mais fortes, enquanto valores mais negativos indicam agentes redutores mais fortes. O potencial padrão da célula é E°célula = E°cátodo - E°ânodo (ou E°redução + E°oxidação), e um E°célula positivo indica uma reação espontânea.
A Equação de Nernst
O potencial da célula varia com a concentração e temperatura de acordo com a equação de Nernst: E = E° - (RT/nF) ln Q, onde n é o número de elétrons transferidos, F é a constante de Faraday (96.485 C/mol) e Q é o quociente de reação. A 25°C, a equação simplifica para E = E° - (0,0592/n) log Q. No equilíbrio, E = 0 e Q = K, fornecendo a relação log K = nE°/0,0592 a 25°C.
Células Eletrolíticas
Uma célula eletrolítica usa uma fonte de energia externa para impulsionar uma reação redox não espontânea, onde o ânodo é positivo e o cátodo é negativo — oposto das células galvânicas. As Leis de Faraday da Eletrólise afirmam que a massa de substância produzida em um eletrodo é proporcional à quantidade de carga elétrica passada: m = (Q/M)/(nF), onde Q = I × t e M é a massa molar. As aplicações incluem eletrodeposição (cromação, douração), refino de metais (purificação de cobre) e eletrólise da água (produção de H2 e O2).
Baterias
Baterias primárias (não recarregáveis) incluem a pilha seca de Leclanché usando Zn e MnO2, e a pilha alcalina usando Zn e MnO2 em eletrólito alcalino. Baterias secundárias (recarregáveis) incluem chumbo-ácido (Pb e PbO2 em H2SO4), íon-lítio (cátodo LiCoO2, ânodo grafite, eletrólito Li+) e Ni-Cd (NiOOH e Cd em KOH). Células a combustível convertem energia química diretamente em eletricidade — a célula a combustível H2/O2 produz água e energia elétrica com alta eficiência.
Corrosão
A corrosão é a oxidação espontânea de metais, mais notavelmente a ferrugem do ferro: Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e-. A formação de ferrugem requer oxigênio e água, com a reação catódica sendo O2 + 2H2O + 4e- → 4OH-. Os métodos de prevenção de corrosão incluem pintura, galvanização (revestimento de Zn), proteção catódica usando ânodos de sacrifício e ligas para produzir aço inoxidável.
