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: [FUVEST - 2025] No processo de compra e venda de artigos de ouro, é comum testar os objetos para verificar se eles realmente são feitos de ouro ou se são alguma falsificação feita com metais menos nobres. Esse teste pode ser feito adicionando um pequeno volume de ácido forte concentrado às raspas do objeto a ser testado, conforme figura a seguir. Caso o objeto seja feito com ouro, as raspas permanecem visíveis, enquanto as raspas de falsificações são dissolvidas. Considerando apenas o potencial de redução padrão, qual das alternativas apresenta um material que poderia gerar um falso positivo para o objeto de ouro no teste descrito? Note e adote: Mg 2+ + 2eꟷ ⇌ Mg0 E° = − 2,37 V Al 3+ + 3eꟷ ⇌ Al 0 E° = − 1,66 V Fe2+ + 2eꟷ ⇌ Fe0 E° = − 0,44 V 2H+ + 2eꟷ ⇌ H2 E° = 0,00 V Pt 2+ + 2eꟷ ⇌ Pt0 E° = + 1,20 V Au 3+ + 3eꟷ ⇌ Au0 E° = + 1,50 V F2 + 2eꟷ ⇌ 2F ꟷ E° = + 2,87 V