Introdução à Eletroquímica O que é Eletroquímica? A Eletroquímica é o ramo da Química que investiga as inter-relações entre a energia elétrica e as reações químicas. Em seu cerne, ela estuda os processos de transferência de elétrons que ocorrem na interface entre um condutor eletrônico (eletrodo, tipicamente um metal ou grafite) e um condutor iônico (eletrólito, uma solução contendo íons ou um sal fundido). Esta área do conhecimento é responsável por explicar o funcionamento de pilhas e baterias que alimentam dispositivos eletrônicos, os fenômenos de corrosão que degradam estruturas metálicas, e os processos industriais de eletrólise que permitem a obtenção de metais como o alumínio e a produção de substâncias como o cloro e a soda cáustica. A Eletroquímica é, portanto, uma disciplina que se situa na interseção da Termodinâmica (que define se uma reação redox é espontânea e qual a energia máxima que pode ser extraída dela) e da Cinética Química (que determina a velocidade com que as reações de transferência de carga ocorrem nos eletrodos). Dominar seus fundamentos é essencial para compreender sistemas de conversão e armazenamento de energia, métodos analíticos (potenciometria, coulometria) e técnicas de proteção contra a corrosão. Reações de Oxirredução (Redox): A Base da Eletroquímica A eletroquímica é inteiramente fundamentada nas reações de oxirredução (redox). Uma reação redox é aquela em que ocorre a transferência de elétrons de uma espécie química para outra. Essa transferência se manifesta macroscopicamente pela variação do número de oxidação (NOx) dos elementos envolvidos. Oxidação: É o processo de perda de elétrons. O elemento que se oxida tem seu NOx aumentado (torna-se mais positivo ou menos negativo). A espécie que sofre oxidação é denominada agente redutor, pois ela causa a redução da outra espécie ao fornecer os elétrons. Redução: É o processo de ganho de elétrons. O elemento que se reduz tem seu NOx diminuído. A espécie que sofre redução é denominada agente oxidante, pois ela causa a oxidação da outra espécie ao aceitar os elétrons. Exemplo Clássico: Reação entre Zinco Metálico e Íons Cobre(II) $Zn(s) + Cu^{2+}(aq) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + Cu(s)$ Nesta reação: O átomo de zinco ($Zn$) passa de NOx $0$ para $+2$. Ele perdeu dois elétrons ($Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-$). O $Zn$ sofreu oxidação e é o agente redutor. O íon cobre ($Cu^{2+}$) passa de NOx $+2$ para $0$. Ele ganhou dois elétrons ($Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu$). O $Cu^{2+}$ sofreu redução e é o agente oxidante. Os processos de oxidação e redução são simultâneos e complementares: o número total de elétrons perdidos pelo agente redutor deve ser exatamente igual ao número total de elétrons ganhos pelo agente oxidante. Esta é a base para o balanceamento de equações redox. Semi-reações (ou Semi-pilhas) Uma reação redox completa pode ser desmembrada em duas semi-reações (ou semi-pilhas), cada uma representando explicitamente a transferência de elétrons: Semi-reação de Oxidação: $Zn(s) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + 2e^-$ Semi-reação de Redução: $Cu^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow Cu(s)$ Em um sistema eletroquímico (como uma pilha), essas duas semi-reações são fisicamente separadas, ocorrendo em compartimentos distintos (eletrodos). Os elétrons liberados na semi-reação de oxidação são forçados a viajar por um circuito externo (um fio condutor) para alcançar o local onde ocorre a semi-reação de redução. É esse fluxo ordenado de elétrons através do circuito externo que constitui a corrente elétrica que pode ser aproveitada para realizar trabalho. Células Eletroquímicas: Onde a Química e a Eletricidade se Encontram Uma célula eletroquímica é um dispositivo que gera energia elétrica a partir de uma reação química espontânea, ou que utiliza energia elétrica para promover uma reação química não espontânea. Existem dois tipos fundamentais de células eletroquímicas: Células Galvânicas (ou Voltaicas): Geradoras de Eletricidade São dispositivos nos quais uma reação redox espontânea ($\Delta G < 0$) ocorre de forma controlada, gerando uma corrente elétrica que flui por um circuito externo. A pilha de Daniell é o exemplo didático clássico. Componentes de uma Célula Galvânica: Eletrodos: São os condutores metálicos (ou de grafite) imersos nas soluções eletrolíticas. O eletrodo onde ocorre a oxidação é o Ânodo. O eletrodo onde ocorre a redução é o Cátodo. Ânodo (Polo Negativo): Na célula galvânica, o ânodo é o eletrodo que fornece elétrons para o circuito externo. É o polo negativo ($-$) da pilha. No ânodo, o metal sofre corrosão (oxidação), perdendo massa. Cátodo (Polo Positivo): É o eletrodo que recebe elétrons do circuito externo. É o polo positivo ($+$) da pilha. No cátodo, íons metálicos da solução são reduzidos e se depositam como metal sólido, aumentando a massa do eletrodo (em muitos casos). Ponte Salina: É um tubo em forma de U contendo uma solução concentrada de um eletrólito inerte (ex: $KCl$, $KNO3$) imobilizada em um gel. Suas extremidades são mergulhadas nas duas semicélulas. A ponte salina desempenha um papel crucial: fechar o circuito iônico interno. Sem ela, as cargas se acumulariam rapidamente – excesso de carga positiva no ânodo ($Zn^{2+}$ sendo formado) e excesso de carga negativa no cátodo ($SO4^{2-}$ sobrando à medida que $Cu^{2+}$ é consumido). A ponte salina permite a migração de íons: ânions migram para o compartimento anódico e cátions para o compartimento catódico, mantendo a neutralidade elétrica das soluções e permitindo que a corrente continue fluindo. Exemplo: Pilha de Daniell Ânodo (Oxidação): $Zn(s) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + 2e^-$ (Eletrodo de zinco em solução de $ZnSO4$) Cátodo (Redução): $Cu^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow Cu(s)$ (Eletrodo de cobre em solução de $CuSO4$) Reação Global: $Zn(s) + Cu^{2+}(aq) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + Cu(s)$ Fluxo de Elétrons: Do ânodo ($Zn$) para o cátodo ($Cu$) através do fio externo. Convenção de Representação (Diagrama de Pilha): $Zn(s) \mid Zn^{2+}(aq) \parallel Cu^{2+}(aq) \mid Cu(s)$ Onde $\mid$ representa uma interface de fase (metal/solução) e $\parallel$ representa a ponte salina. Células Eletrolíticas: Consumidoras de Eletricidade São dispositivos nos quais uma fonte externa de energia elétrica (como uma bateria ou fonte de tensão) é usada para forçar a ocorrência de uma reação redox não espontânea ($\Delta G > 0$). O processo é denominado eletrólise. Características Distintivas da Célula Eletrolítica: A polaridade dos eletrodos é invertida em relação à célula galvânica, pois a fonte externa impõe sua própria polaridade. Ânodo (Polo Positivo): Continua sendo o eletrodo onde ocorre a oxidação. Como a fonte externa atrai elétrons desse eletrodo para forçar a oxidação, ele se torna o polo positivo ($+$) da célula eletrolítica. Cátodo (Polo Negativo): Continua sendo o eletrodo onde ocorre a redução. Como a fonte externa bombeia elétrons para esse eletrodo, ele se torna o polo negativo ($-$) da célula eletrolítica. Reação Global: Não é espontânea. A energia elétrica fornecida pela fonte é convertida em energia química armazenada nos produtos. Meio: A eletrólise pode ser realizada com o eletrólito fundido (eletrólise ígnea, ex: produção de alumínio a partir de $Al2O3$ em criolita fundida) ou em solução aquosa (ex: eletrólise da água, eletrólise de salmoura). Em solução aquosa, a competição entre a redução/oxidação da água e a dos íons do soluto deve ser analisada. Exemplo: Eletrólise Ígnea do Cloreto de Sódio ($NaCl$) $NaCl$ fundido contém íons $Na^+$ e $Cl^-$. Cátodo (Redução): $Na^+(l) + e^- \rightarrow Na(l)$ (sódio metálico líquido é produzido). Ânodo (Oxidação): $2Cl^-(l) \rightarrow Cl2(g) + 2e^-$ (gás cloro é liberado). Reação Global: $2NaCl(l) \xrightarrow{\text{eletrólise}} 2Na(l) + Cl2(g)$ Potencial de Eletrodo e a Força Eletromotriz (FEM) A "força motriz" que impulsiona os elétrons do ânodo para o cátodo em uma célula galvânica é a diferença de potencial elétrico entre os dois eletrodos. Esta diferença de potencial é denominada Força Eletromotriz (FEM) da célula, ou voltagem da célula ($E{cel}$ ou $\Delta E$), e é medida em Volts (V). A FEM de uma célula é a diferença entre os potenciais de redução dos dois eletrodos: $E{cel}^\circ = E{red, \text{ cátodo}}^\circ - E{red, \text{ ânodo}}^\circ$ O sobrescrito "$^\circ

quot; indica condições padrão: temperatura de $25 \text{ °C}$, concentração de ,0 \text{ mol/L}$ para espécies em solução e pressão de ,0 \text{ atm}$ para gases. O Eletrodo Padrão de Hidrogênio (EPH) e a Tabela de Potenciais Os potenciais absolutos de eletrodos individuais não podem ser medidos diretamente. O que se mede é a diferença de potencial entre dois eletrodos. Para contornar essa limitação, a comunidade científica definiu arbitrariamente um eletrodo de referência: o Eletrodo Padrão de Hidrogênio (EPH). Ao EPH foi atribuído um potencial de redução padrão de $0,00 \text{ V}$ em todas as temperaturas. A semi-reação do EPH é: $2H^+(aq, 1 \text{ M}) + 2e^- \rightleftharpoons H2(g, 1 \text{ atm}) \qquad E^\circ = 0,00 \text{ V}$ Medindo-se a FEM de uma célula formada pelo EPH e um eletrodo de interesse (em condições padrão), determina-se o Potencial Padrão de Redução ($E{red}^\circ$) do eletrodo em questão. Os valores tabelados de $E{red}^\circ$ fornecem uma medida quantitativa da tendência de uma espécie química a sofrer redução. Interpretação da Tabela de Potenciais Padrão de Redução ($E{red}^\circ$): Valores de $E{red}^\circ$ muito positivos (ex: $F2/F^- = +2,87 \text{ V}$, $MnO4^-/Mn^{2+} = +1,51 \text{ V}$): A espécie na forma oxidada é um agente oxidante muito forte (grande tendência a se reduzir). Valores de $E{red}^\circ$ muito negativos (ex: $Li^+/Li = -3,04 \text{ V}$, $K^+/K = -2,93 \text{ V}$): A espécie na forma reduzida é um agente redutor muito forte (grande tendência a se oxidar). A semi-reação inversa (oxidação) é altamente favorável. Critério de Espontaneidade para Reações Redox: Uma reação redox será espontânea no sentido direto se a FEM da célula correspondente for positiva ($E{cel}^\circ > 0$). Em termos de potenciais de redução, isso significa que o agente oxidante (a espécie que se reduz) deve ter um $E{red}^\circ$ maior do que o $E{red}^\circ$ do agente redutor (a espécie que se oxida, considerando seu potencial de redução). Exemplo: O zinco metálico desloca íons $Cu^{2+}$ da solução porque $E{red}^\circ(Cu^{2+}/Cu) = +0,34 \text{ V}$ é maior que $E{red}^\circ(Zn^{2+}/Zn) = -0,76 \text{ V}$. O $Cu^{2+}$ é um agente oxidante mais forte que o $Zn^{2+}$, e o $Zn$ é um agente redutor mais forte que o $Cu$. $E{cel}^\circ = E{red}^\circ(\text{cátodo}) - E{red}^\circ(\text{ânodo}) = +0,34 - (-0,76) = +1,10 \text{ V} > 0$ (Reação Espontânea). Relação entre Energia Livre de Gibbs e FEM A espontaneidade de uma reação química é rigorosamente determinada pela variação da Energia Livre de Gibbs ($\Delta G$). Existe uma relação fundamental entre a FEM de uma célula galvânica e a variação de energia livre de Gibbs da reação redox que ocorre na célula: $\Delta G^\circ = -n \cdot F \cdot E{cel}^\circ$ Onde: $\Delta G^\circ$ é a variação da energia livre de Gibbs padrão (em Joules, $\text{J}$). $n$ é o número de mols de elétrons transferidos na reação global balanceada. $F$ é a Constante de Faraday, que representa a carga elétrica de \text{ mol}$ de elétrons: $F \approx 96.485 \text{ C/mol}$. $E{cel}^\circ$ é a FEM padrão da célula (em Volts, $\text{V}$). Consequências da Relação: Se $E{cel}^\circ > 0$, então $\Delta G^\circ < 0$: a reação é espontânea (célula galvânica). Se $E{cel}^\circ < 0$, então $\Delta G^\circ > 0$: a reação é não espontânea. Para que ocorra, é necessário fornecer uma tensão externa maior que $|E{cel}^\circ|$ (célula eletrolítica). Se $E{cel}^\circ = 0$, então $\Delta G^\circ = 0$: o sistema está em equilíbrio. Esta equação estabelece a ponte quantitativa entre a Termodinâmica ($\Delta G$) e a Eletroquímica ($E{cel}^\circ$). Ela também permite calcular constantes de equilíbrio a partir de dados eletroquímicos, pois $\Delta G^\circ = -RT \ln K$. A Equação de Nernst: Potenciais Fora das Condições Padrão A FEM de uma célula depende das concentrações (ou pressões parciais) das espécies envolvidas, de acordo com o Princípio de Le Chatelier. Quando as condições se afastam do estado padrão, o potencial da célula ($E{cel}$) é dado pela Equação de Nernst: $E{cel} = E{cel}^\circ - \frac{RT}{nF} \ln Q$ Onde: $E{cel}$ é o potencial da célula nas condições não padrão. $E{cel}^\circ$ é o potencial padrão da célula. $R$ é a constante dos gases ideais ($8,314 \text{ J}\cdot\text{mol}^{-1}\cdot\text{K}^{-1}$). $T$ é a temperatura absoluta (em Kelvin). $n$ é o número de mols de elétrons transferidos. $F$ é a constante de Faraday. $Q$ é o quociente de reação (mesma expressão da constante de equilíbrio $K$, mas com as concentrações/pressões instantâneas). A $25 \text{ °C}$ ($298 \text{ K}$), a equação de Nernst pode ser simplificada substituindo os valores das constantes e convertendo o logaritmo natural para decimal ($\ln Q = 2,303 \log Q$): $E{cel} = E{cel}^\circ - \frac{0,0592 \text{ V}}{n} \log Q$ Interpretação da Equação de Nernst: Se $Q < 1$ (a razão entre as concentrações dos produtos e reagentes é menor que no estado padrão), $\log Q$ é negativo, e $E{cel} > E{cel}^\circ$. A célula tem uma voltagem maior que a padrão. Se $Q > 1$ (a razão entre as concentrações dos produtos e reagentes é maior que no estado padrão), $\log Q$ é positivo, e $E{cel} < E{cel}^\circ$. A voltagem da célula diminui. À medida que uma pilha se descarrega, as concentrações dos reagentes diminuem e as dos produtos aumentam, $Q$ cresce, e a voltagem da pilha cai até se tornar zero ($E{cel}=0$) quando o equilíbrio é atingido ($Q=K$). Corrosão: A Eletroquímica Indesejada A corrosão de metais, especialmente a ferrugem no ferro e aço, é essencialmente um processo eletroquímico espontâneo que ocorre na superfície do metal em contato com o ambiente (umidade, oxigênio, sais). Ela envolve a formação de pilhas de corrosão microscópicas na superfície do metal. Mecanismo da Corrosão do Ferro (Formação de Ferrugem): Áreas Anódicas (Oxidação do Ferro): Em regiões da superfície sujeitas a tensões, impurezas ou menor concentração de oxigênio, o ferro se oxida (corrói), perdendo elétrons e formando íons $Fe^{2+}$: $Fe(s) \rightarrow Fe^{2+}(aq) + 2e^-$ Os elétrons fluem através do metal para as áreas catódicas. Áreas Catódicas (Redução do Oxigênio): Em regiões com maior suprimento de oxigênio dissolvido na película de água sobre o metal, o oxigênio é reduzido na presença de água: $O2(g) + 2H2O(l) + 4e^- \rightarrow 4OH^-(aq)$ (Nota: Esta equação representa o processo em meio neutro ou alcalino. Em meio ácido, a redução é diferente e possui maior potencial: $O2(g) + 4H^+(aq) + 4e^- \rightarrow 2H2O(l)$, o que acelera significativamente a corrosão). Formação da Ferrugem: Os íons $Fe^{2+}$ migram pela película de água e encontram os íons $OH^-$, precipitando hidróxido de ferro(II), $Fe(OH)2$, que é posteriormente oxidado pelo oxigênio do ar a hidróxido de ferro(III), $Fe(OH)3$. Este se desidrata parcialmente, formando o óxido de ferro(III) hidratado, $Fe2O3 \cdot xH2O$, conhecido como ferrugem. A presença de eletrólitos (como o sal, $NaCl$, da maresia ou de sais de degelo) aumenta drasticamente a condutividade da película de água, acelerando enormemente o processo corrosivo. Métodos de Proteção contra a Corrosão Revestimentos Protetores: Pintura, esmaltação, lubrificação com óleo ou graxa, e revestimentos poliméricos criam uma barreira física que impede o contato do metal com o oxigênio e a umidade. Galvanização (Revestimento com Zinco): O aço é revestido com uma camada de zinco. O zinco, por ter um $E{red}^\circ$ mais negativo que o ferro ($E{Zn^{2+}/Zn}^\circ = -0,76 \text{ V}$ vs. $E{Fe^{2+}/Fe}^\circ = -0,44 \text{ V}$), atua como um ânodo de sacrifício. Mesmo que o revestimento seja arranhado, expondo o aço, o zinco se oxidará preferencialmente, protegendo catodicamente o ferro. O zinco é consumido, mas o aço permanece íntegro. Proteção Catódica por Corrente Impressa: Utilizada para proteger grandes estruturas metálicas enterradas ou submersas, como oleodutos, gasodutos e cascos de navios. Uma fonte externa de corrente contínua é conectada de forma a tornar toda a estrutura um cátodo (polo negativo), forçando os elétrons a fluírem para a estrutura e impedindo sua oxidação. Ânodos inertes (ex: grafite, titânio platinizado) ou de sacrifício (ex: magnésio) são usados para fechar o circuito. Ligas Resistentes à Corrosão (Aço Inoxidável): A adição de elementos como cromo ($Cr$) e níquel ($Ni$) ao aço leva à formação de uma camada passivadora de óxido de cromo(III) ($Cr2O3$) na superfície. Esta camada é finíssima, invisível, contínua, aderente e impermeável à difusão de oxigênio e água, protegendo o metal subjacente. Eletrólise e Suas Aplicações Industriais A eletrólise é a base de processos industriais de suma importância econômica, nos quais a energia elétrica é a "ferramenta" para conduzir reações químicas não espontâneas. Produção de Alumínio (Processo Hall-Héroult): O alumínio metálico é obtido pela eletrólise ígnea da alumina ($Al2O3$) dissolvida em criolita fundida ($Na3AlF6$). A criolita atua como solvente e fundente, reduzindo o ponto de fusão da alumina de $\approx 2070 \text{ °C}$ para cerca de $950 \text{ °C}$, tornando o processo energeticamente viável. No cátodo, íons $Al^{3+}$ são reduzidos a alumínio líquido; no ânodo de carbono, íons $O^{2-}$ são oxidados, formando $CO2$ e consumindo o ânodo. Produção de Cloro e Soda Cáustica (Processo Cloro-Álcali): A eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de sódio (salmoura) produz três produtos fundamentais para a indústria química: gás cloro ($Cl2$) no ânodo, gás hidrogênio ($H2$) e hidróxido de sódio ($NaOH$) no cátodo. Diferentes tecnologias de célula (célula de mercúrio, de diafragma e de membrana) são utilizadas, sendo a tecnologia de membrana a mais moderna e ambientalmente adequada. Galvanoplastia (Eletrodeposição): Processo que utiliza a eletrólise para revestir uma superfície metálica (ou plastificada) com uma fina camada de outro metal. O objeto a ser revestido é colocado como cátodo na célula eletrolítica, e o ânodo é constituído do metal de revestimento (ou é um ânodo inerte, com o metal a ser depositado presente como íons na solução). Aplicações: cromação (revestimento decorativo e protetor com cromo), niquelação, prateação, douração. Confere proteção contra corrosão, melhora a aparência estética, aumenta a dureza superficial ou modifica propriedades elétricas. Conclusão A Eletroquímica desvenda o elo fundamental entre as transformações da matéria e a energia elétrica. O entendimento dos processos de oxidação e redução, a capacidade de interpretar e prever a espontaneidade de reações por meio dos potenciais padrão de redução ($E_{red}^\circ$), a distinção entre células galvânicas (geradoras) e eletrolíticas (consumidoras), e a aplicação da equação de Nernst para condições não padrão formam o núcleo conceitual desta disciplina. Estes princípios não são meras abstrações acadêmicas; eles explicam o funcionamento das baterias que alimentam a sociedade móvel, os mecanismos silenciosos da corrosão que consomem infraestruturas, e os processos industriais que produzem metais leves, produtos químicos essenciais e os acabamentos protetores e decorativos que nos cercam. O domínio da Eletroquímica é, portanto, um passo fundamental para a compreensão da tecnologia moderna e dos desafios relacionados à energia e à durabilidade dos materiais. Exercícios: Em uma reação de oxirredução, a espécie química que perde elétrons sofre: Na reação: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu, a espécie que sofre redução é: Na reação: 2Mg + O₂ → 2MgO, o oxigênio (O₂) atua como: O número de oxidação (NOX) do enxofre (S) no íon sulfato (SO₄²⁻) é: Complete a frase: Dentro do estudo da eletroquímica, o fenômeno químico fundamental que consiste na perda de elétrons por uma espécie química, resultando no aumento do seu número de oxidação, é a transformação denominada _____ Complete a frase: Nas células eletroquímicas, independentemente de serem galvânicas ou eletrolíticas, o eletrodo que atua como o sítio para o ganho de elétrons e a consequente diminuição do NOX das espécies é o _____ Complete a frase: As células galvânicas, amplamente aplicadas na fabricação de baterias comerciais, operam através da conversão de energia química em energia elétrica por meio de uma reação de oxirredução _____ Complete a frase: No funcionamento da Pilha de Daniell clássica, o metal que sofre oxidação, liberando cátions para a solução e sofrendo corrosão progressiva, é o zinco, que constitui o _____ Complete a frase: Na configuração de uma célula eletrolítica, o eletrodo conectado ao polo positivo da fonte externa, onde ocorre o processo de perda de elétrons pelas espécies químicas, é o _____ Complete a frase: Para que a corrente elétrica possa ser mantida de forma contínua em uma célula galvânica, é necessário um meio que permita o fluxo de íons entre as soluções, garantindo a _____ Complete a frase: A espontaneidade de um processo eletroquímico pode ser prevista através do cálculo do potencial padrão da célula ($E^\circ$), sendo que a reação será espontânea se o resultado for _____ Complete a frase: Durante o processo de eletrólise da água, as moléculas de água sofrem redução no polo negativo da fonte, gerando gás hidrogênio no eletrodo denominado _____ Complete a frase: O fenômeno da corrosão metálica, observado frequentemente em portões de ferro expostos à umidade, é um exemplo prático de uma _____ espontânea no cotidiano. Complete a frase: No ânodo de uma célula eletrolítica utilizada para a eletrólise da água, ocorre a produção de gás _____ através da oxidação das moléculas do solvente. [ENEM 2022] Contexto: Durante o ano de 2020, impulsionado pela necessidade de respostas rápidas e eficientes para desinfectar ambientes de possíveis contaminações com o SARS-CoV-2, causador da covid-19, diversas alternativas foram buscadas para os procedimentos de descontaminação de materiais e ambientes. Entre elas, o uso de ozônio em meio aquoso como agente sanitizante para pulverização em humanos e equipamentos de proteção em câmaras ou túneis, higienização de automóveis e de ambientes fechados e descontaminação de trajes. No entanto, pouca atenção foi dada à toxicidade do ozônio, à formação de subprodutos, ao nível de concentração segura e às precauções necessárias. LIMA, M. J. A.; FELIX, E. P.; CARDOSO, A. A. Aplicações e implicações do ozônio na indústria, ambiente e saúde. Química Nova, n. 9, 2021 (adaptado). O grande risco envolvido no emprego indiscriminado dessa substância deve-se à sua ação química como Uma pilha do tipo Daniell é composta por dois eletrodos: um de zinco (Zn) e outro de cobre (Cu), cada um mergulhado em sua respectiva solução (Zn²⁺ e Cu²⁺). Sabendo que a reação global espontânea é: Zn(s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺(aq) + Cu(s) Assinale a alternativa correta sobre os processos que ocorrem nos eletrodos dessa pilha. Complete a frase: A ponte salina em uma célula galvânica desempenha a função vital de fechar o circuito iônico interno e manter a _____ das soluções de cada semicélula, permitindo a migração de íons. Complete a frase: Na célula galvânica, o compartimento onde ocorre o processo de perda de elétrons e que atua como o polo negativo do sistema é denominado _____. Complete a frase: A variação da energia livre de Gibbs padrão ($\Delta G^\circ$) está relacionada à força eletromotriz da célula através da expressão $-nFE_{cel}^\circ$, indicando que uma reação é espontânea quando o potencial da célula é _____. Complete a frase: A resistência do aço inoxidável à corrosão é atribuída à formação espontânea de uma camada _____ de óxido de cromo(III), que é impermeável à difusão de oxigênio e umidade. Complete a frase: O uso de blocos de magnésio em cascos de navios ou oleodutos para evitar a oxidação do ferro baseia-se no princípio do _____, onde o metal com potencial de redução mais negativo se oxida preferencialmente. Complete a frase: Diferentemente das pilhas galvânicas, em uma célula eletrolítica o eletrodo onde ocorre a redução química atua como o polo _____ devido à ação da fonte externa de energia. Complete a frase: De acordo com a Equação de Nernst, à medida que uma pilha se descarrega e o quociente de reação $Q$ se aproxima do valor da constante de equilíbrio $K$, a diferença de potencial do sistema tende a _____. Complete a frase: No processo industrial Hall-Héroult para obtenção do alumínio metálico, a alumina ($Al_2O_3$) é dissolvida em _____ fundida para reduzir o ponto de fusão da mistura e viabilizar a eletrólise. Complete a frase: O processo de oxidação caracteriza-se fundamentalmente pelo aumento do número de oxidação (NOx) de um elemento, resultante da _____ de elétrons pela espécie química participante. Complete a frase: Durante a eletrólise de uma salmoura concentrada no processo cloro-álcali, além da formação de hidróxido de sódio em solução, observa-se o desprendimento de gás _____ no compartimento do cátodo. Durante a eletrólise da água, utilizando-se eletrodos inertes e uma fonte de corrente contínua, ocorre a decomposição da água líquida em gases. Com base nas reações parciais da eletrólise, assinale a alternativa correta sobre o que ocorre em cada eletrodo: