Mostrar código-fonte de Eletroquímica

[[Imagem:Faraday-Daniell.PNG|thumb|[[John Frederic Daniell]] (esquerda) e [[Michael Faraday]] (direita),  creditados como os fundadores da eletroquímica]]

{{PU-AO45|Eletroquímica|electroquímica}}<ref name= grafia>{{citar web|url=http://www.portaldalinguaportuguesa.org/novoacordo.php?action=novoacordo&act=list&letter=e&version=pe|título=Vocabulário de Mudança|data=|acessodata=1 de novembro de 2018|website=Portal da Língua Portuguesa}}</ref> é um dos ramos da [[físico-química]] que estuda as reações que envolvem transferência de elétrons para a transformação de [[energia química]] em [[energia elétrica]] e vice-versa; isto é, estuda reações de [[reação redox|oxirredução]] ou redox.<ref name=feltre-282>{{Harvnb|Feltre|2004|p=282}}</ref> Tal interconversão energética é de grande importância por ser a base do funcionamento de dispositivos como a pilha comum, em que há uma [[reação química]] espontânea que gera [[corrente elétrica]]. Além disso, é possível fazer o processo inverso: forçar reações químicas não espontâneas a ocorrerem aplicando uma corrente elétrica. Esse processo é denominado [[eletrólise]].<ref name= Mundoeducaçãoeletroquímica>{{citar web|url=http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/eletroquimica.htm|título=Eletroquímica. Introdução ao estudo da Eletroquímica|data=|acessodata=|website=Mundo Educação|publicado=|ultimo=Vargas Fogaça|primeiro=Jennifer Rocha}}</ref><ref name= SOQeletroquímica>{{citar web|url=http://www.soq.com.br/conteudos/em/eletroquimica/|título=Eletroquímica|data=|acessodata=|website=SOQ|publicado=|ultimo=|primeiro=}}</ref><ref name= Infoescolaeletroquímica>{{citar web|url=https://www.infoescola.com/quimica/eletroquimica/|título=Eletroquímica - conceitos fundamentais|data=|acessodata=|website=Infoescola|publicado=|ultimo=Aroeira|primeiro=Gustavo José Ribeiro}}</ref><ref name= ManualdaQuímica>{{citar web|url=http://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/introducao-ao-estudo-eletroquimica.htm|título=Introdução ao estudo da Eletroquímica. O que é eletroquímica!|data=|acessodata=|website=Manual da Química, UOL|publicado=|ultimo=Fogaça|primeiro=Jennifer}}</ref><ref name=feltre-334>{{Harvnb|Feltre|2004|p=334}}</ref><ref name= MEeletrólise>{{citar web|url=http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/eletrolise.htm|título=Eletrólise. Conceitos e tipos de Eletrólise|data=|acessodata=|website=Mundo Educação|publicado=|ultimo=|primeiro=}}</ref>

A história da '''eletroquímica''' está extremamente ligada à invenção da pilha por [[Alessandro Volta]], em 1800, ao empilhar{{nota de rodapé|O nome ''pilha'' tem como origem a própria palavra ''empilhamento'', referente à organização das unidades de zinco e cobre utilizadas por Volta.}} discos de cobre e zinco alternadamente. Também está diretamente relacionada ao desenvolvimento da [[Eletromagnetismo|teoria eletromagnética]] e da própria [[química]], já que o entendimento do comportamento do [[elétron]] é essencial para formular os conceitos modernos de [[corrente elétrica]] e [[ligação química]].

A eletroquímica tem grande presença no cotidiano, já que é usada em pilhas, um sistema que, espontaneamente, converte energia química em energia elétrica, por intermédio de um processo de oxirredução, onde a troca de elétrons se dá de maneira indireta, e baterias que, por sua vez, são utilizadas em aparelhos eletrônicos como [[telefone celular]], [[controle remoto]], [[lanterna elétrica|lanterna]], [[câmera de vídeo]], [[calculadora]], [[Rádio (telecomunicações)|rádio]], [[computador]] e outros.<ref name= Pilhas>{{citar web|url=http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/pilhas-ou-celulas-eletroquimicas.htm|título=Pilhas ou Células Eletroquímicas|data=|acessodata=|website=Mundo Educação|publicado=|ultimo=Fogaça|primeiro=Jennifer Rocha Vargas}}</ref> Para além, a utilização de processos eletroquímicos como a galvanização em indústrias protege superfícies metálicas, evitando a corrosão de instalações e máquinas.<ref name= senai>{{citar web|url=http://www.senaipr.org.br/conheca-as-aplicacoes-da-eletroquimica-2-31193-316124.shtml|título=Conheça as principais aplicações da Eletroquímica|data=|acessodata=|website=Senai|publicado=|ultimo=|primeiro=}}</ref>

== História ==
{{Artigo principal|História da química|História do eletromagnetismo}}

=== Idade antiga ===
Já na antiguidade, o filósofo grego [[Tales de Mileto]] percebeu que, ao se esfregar um pedaço de [[âmbar]] em [[pele]] de carneiro, pedaços de palha eram atraídos pela pedra.<ref>{{citar web|url=https://www.portaleducacao.com.br/conteudo/artigos/educacao/tales-de-mileto-e-a-eletricidade/63173|título=Tales de Mileto e a Eletricidade|data=|acessodata=|website=Portal Educação|publicado=|ultimo=|primeiro=}}</ref><ref name= Eletromagnetismo>{{citar web|url=http://eletromagnetismo.info/eletricidade.html|título=Eletricidade - Eletromagnetismo|data=|acessodata=|publicado=|ultimo=|primeiro=}}</ref> A palavra [[elétron]] (ἤλεκτρον) significa âmbar em grego.<ref>{{citar web|url=https://pt.wiktionary.org/wiki/el%C3%A9tron#Etimologia|título=elétron - etimologia|data=|acessodata=|website=Wikcionário|publicado=|ultimo=|primeiro=}}</ref>

[[Arqueologia|Arqueologicamente]], especula-se que objetos encontrados no [[Iraque]], datados de [[250 a.C.]], seriam uma espécie de [[Bateria de Bagdá|bateria]], havendo debate quanto ao seu uso. Dentre as principais hipóteses estão o uso medicinal ou para a [[galvanoplastia]] de metais, a adição de uma pequena camada metálica de algum metal precioso à superfície de um menos precioso.<ref name=Eletromagnetismo/><ref name=bbc-bahgda>{{citar web|url=http://news.bbc.co.uk/2/hi/science/nature/2804257.stm|data=|acessodata=|website=[[BBC News]]|publicado=27 de fevereiro de 2003|título=Riddle of 'Baghdad's batteries'|ultimo=|primeiro=}}</ref>

=== Séculos XVI a XVIII ===
[[File:Volta-and-napoleon.PNG|thumb|250px|right|[[Alessandro Volta]] demonstra sua [[Pilha de Volta|bateria]] para [[Napoleão Bonaparte]], em 1801.]]
A partir do [[século XVI]], foram feitos estudos mais aprofundados a respeito da natureza e das propriedades da [[eletricidade]]. O [[matemático]] e [[físico]] [[Girolamo Cardano]] tratou das diferenças entre fenômenos associados ao [[magnetismo]] e à [[eletrostática]] em seu livro ''De Subtilitate'', publicado em 1550. No [[século XVII|século seguinte]], [[William Gilbert]] trouxe conceitos que se assemelham a concepções atuais do assunto com a publicação de sua obra ''[[De Magnete]]'' em 1600. Entre outras conclusões, Gilbert observou que alguns objetos, quando friccionados com outros, tinham a propriedade de atrair outros corpos, exercendo uma força sobre eles, designada [[força elétrica]]. Além disso, em sua obra, enunciava noções primitivas do que se concebe atualmente como [[carga elétrica]] e [[campo elétrico]].<ref name=Eletromagnetismo/> Em 1663, o [[físico]] [[Alemanha|alemão]] [[Otto von Guericke]] criou o primeiro gerador elétrico, que produzia eletricidade estática ao aplicar fricção à máquina. O gerador foi feito de uma grande bola de [[enxofre]] dentro de um globo de gás. A bola foi rotacionada através de uma manivela e uma [[Centelha (eletricidade)|centelha elétrica]] foi produzida quando uma almofada foi esfregada na bola enquanto ela rotacionava. O globo poderia ser removido e usado como fonte para outros experimentos com eletricidade.<ref>R. Hellborg [https://books.google.com/books?id=tc6CEuIV1jEC&pg=PA52 Electrostatic accelerators: fundamentals and applications] (2005) {{ISBN|3540239839}} p. 52</ref>

[[Charles Augustin de Coulomb]] desenvolveu sua [[Lei de Coulomb|lei de atração eletrostática]],<ref>{{citar web|url=http://www.sofisica.com.br/conteudos/Eletromagnetismo/Eletrostatica/leidecoulomb.php|título=Lei de Coulomb|data=|acessodata=|website=Só Física|publicado=|ultimo=|primeiro=}}</ref> em 1785, expandindo a atuação da lei de repulsão proposta por [[Joseph Priestley]] na [[Inglaterra]], que enunciava a dependência da [[força elétrica]] com [[Variação com o inverso do quadrado|o inverso do quadrado da distância]].<ref>J. A. M. Bleeker, Johannes Geiss, M. Huber [https://books.google.com/books?id=NMk3adgqfawC&pg=PA227 The century of space science, Volume 1], Springer (2001) {{ISBN|0-7923-7196-8}} p. 227</ref> Em 1786, o médico italiano [[Luigi Galvani]] descobriu que os [[músculo]]s e [[nervo]]s na perna de uma [[rã]] sofriam contração ou [[espasmo]] causados por corrente elétrica produzida a partir de um gerador de eletricidade estática. Publicou suas descobertas em ''De Viribus Electricitatis in Motu Musculari Commentarius'' (do [[latim]], ''Comentários sobre a força elétrica nos movimentos musculares''), em 1791. Em sua obra, Galvani erroneamente atribuiu o fenômeno observado ao conceito que denominou "eletricidade animal", e não aos metais em contato com as pernas do animal, acreditando que tal forma de eletricidade era diferente das formas já conhecidas: as "naturais", como [[raios]] em uma [[tempestade]]; e as "artificiais", como a eletricidade estática produzida por fricção.<ref name=Eletromagnetismo/><ref name=feltre-298>{{Harvnb|Feltre|2004|p=298}}</ref><ref>{{citar web|url=http://www.ufjf.br/fisicaecidadania/ciencia-uma-construcao-humana/mentes-brilantes/luigi-galvani/|título=Projeto Física e Cidadania - Luigi Galvani|data=|acessodata=|website=UFJF|publicado=|ultimo=Rafael|primeiro=Pablo}}</ref> Na virada do [[século XVIII]], em 1800, o físico [[Alessandro Volta]] construiu sua famosa [[Pilha de Volta|pilha]] ao empilhar, alternadamente, discos de [[cobre]] e [[zinco]], separados por pedaços de tecido embebidos em [[solução]] de [[ácido sulfúrico]]. Tal dispositivo era capaz de espontaneamente produzir corrente elétrica simplesmente pela conexão de suas extremidades por um fio [[condutor elétrico]]. Ele demonstrou sua invenção, em 1801, para o então cônsul francês [[Napoleão Bonaparte]].<ref name=feltre-298/><ref>{{citar web|url=http://brasilescola.uol.com.br/quimica/alessandro-volta.htm|título=Alessandro Volta e a Invenção da Pilha|data=|acessodata=|website=BrasilEscola|publicado=|ultimo=Fogaça|primeiro=Jennifer Rocha Vargas}}</ref> Ao analisar o experimento de Galvani, Volta concluiu que a perna da rã era simplesmente um [[condutor]] de eletricidade que se contraía quando entrava em contato com dois metais diferentes.<ref name=feltre-298/>

=== Século XIX ===
{{Imagem tripla|left|Humphry Davy by Turner crop.jpg|135|Faraday-Millikan-Gale-1913.jpg|137|Arrhenius2.jpg|147|''[[Humphry Davy]]''<br><small>Retrato do século XIX</small>|''[[Michael Faraday]]''<br><small>Foto de cerca de 1861</small>|''[[Svante Arrhenius]]''<br><small>Foto dos anos 1880</small>}}
Em 1800, [[William Nicholson]] e [[Johann Wilhelm Ritter]] conseguiram decompôr, através de eletrólise, água pura em hidrogênio e oxigênio.<ref>{{citar web|url=http://www.escuelapedia.com/william-nicholson/|título=William Nicholson|data=|acessodata=|website=Escuelapedia|publicado=|ultimo=|primeiro=}}</ref> Após esse experimento, Ritter descobriu o processo de [[galvanoplastia]].<ref>{{citar web|url=https://micro.magnet.fsu.edu/optics/timeline/people/ritter.html|título=Johann Wilhelm Ritter|data=|acessodata=12 de abril de 2019|website=Molecular Expressions|publicado=|ultimo=|primeiro=}}</ref> Ele também observou que a quantidade de metal depositado e de oxigênio produzido durante uma eletrólise dependiam da distância entre os eletrodos.<ref name=lai>Keith James Laidler [https://books.google.com/books?id=01LRlPbH80cC&pg=PA219 The world of physical chemistry], Oxford University Press (1995) {{ISBN|0-19-855919-4}} pp. 219–220</ref> Já em 1801, Ritter observou correntes decorrentes da transferência de [[calor]], antecipando a descoberta da [[termeletricidade]] por [[Thomas Johann Seebeck]].<ref>The New Encyclopædia Britannica: Micropædia, Vol. 10 (1991) {{ISBN|0-85229-529-4}}, p. 90</ref> No mesmo ano, [[Humphry Davy|Sir Humphry Davy]] promoveu a eletrólise de várias soluções com sais diversos através de corrente elétrica proveniente de uma pilha. Desse modo, isolou [[Elemento (química)|elementos químicos]] até então desconhecidos, como o [[sódio]] e o [[potássio]], a partir de seus [[hidróxido]]s. Usando esse método, também investigou a natureza das seguintes substâncias: [[enxofre]], [[nitrogênio]] e [[carbono]]; determinando que tais substâncias eram simples.<ref>{{citar web|url=http://www.crq4.org.br/qv_sir_humphry_davy|título=A história de Sir Humphry Davy, o Químico Romântico|data=|acessodata=|website=Conselho Regional de Química - IV Região|publicado=|ultimo=Albino|primeiro=Leonardo Vieira}}</ref>

A descoberta dos efeitos magnéticos em correntes elétricas por [[Hans Christian Ørsted]], em 1820, foi imediatamente reconhecido como um marco no avanço científico de sua época, acarretando pesquisas mais aprofundadas [[Eletromagnetismo|na relação entre eletricidade e magnetismo]]. [[André-Marie Ampère]] prontamente repetiu o experimento de Ørsted, formulando e fundamentando-os matematicamente.<ref>William Berkson (1974) [https://books.google.com/books?id=hMc9AAAAIAAJ&pg=PA34 Fields of force: the development of a world view from Faraday to Einstein], Routledge. {{ISBN|0-7100-7626-6}} pp. 34 ff</ref> Em 1827, o cientista alemão [[Georg Ohm]] publicou [[Lei de Ohm|sua lei]] que relaciona correntes elétricas e tensões em seu famoso livro ''Die galvanische Kette, mathematisch bearbeitet'' (''O Circuito Galvânico Investigado Matematicamente'', em português), e no qual ele detalhava completamente sua teoria da eletricidade.<ref name= halliday-73>{{Harvnb|Baigrie|2007|p=73}}</ref> O físico e químico britânico [[Michael Faraday]] realizou pesquisas e elaborou teorias que constituíram os fundamentos do eletromagnetismo, destacando-se a sua concepção de [[linhas de força]] para campos elétricos<ref name= halliday-23>{{Harvnb|Halliday|2012|p=23}}</ref> e a sua descoberta, em 1831,<ref>{{citar web|url=https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/michael-faraday.htm|título=Michael Faraday|data=|acessodata=12 de abril de 2019|website=Mundo Educação|publicado=|ultimo=Souza|primeiro=Líria Alves de}}</ref> da [[indução magnética]], ao produzir uma [[força eletromotriz]] em uma [[bobina]] pela variação de um [[campo magnético]] próximo a ela.<ref name= halliday-249>{{Harvnb|Halliday|2012|p=249}}</ref> Além de tais descobertas que atualmente são fundamentais para compreender, por exemplo, as forças sofridas por elétrons devido a campos elétricos e magnéticos, Faraday contribuiu diretamente para a eletroquímica ao estudar a eletrólise de soluções de sais, ácidos e bases, que o levou a enunciar as [[Lei de Faraday da eletrólise|leis básicas]] que regem esse processo em 1834, ao relacionar a ação química produzida pela [[corrente elétrica]] à quantidade de eletricidade.<ref name= LeisFaraday>{{citar web|url=http://www.soq.com.br/conteudos/em/eletroquimica/p6.php|título=Leis da eletrólise|data=|acessodata=|website=SOQ|publicado=|ultimo=|primeiro=}}</ref>

[[Josiah Willard Gibbs]] demonstrou, em 1875, que a possibilidade de uma reação química ocorrer poderia ser avaliada pela diferença de potencial em uma [[célula galvânica]]. [[Walther Nernst]] estudou sistemas em equilíbrio e relacionou o potencial da célula com a concentração das substâncias químicas utilizadas em 1889.

[[Svante Arrhenius]], em 1887, explicou a condutância elétrica de soluções em termos de migração de íons e equilíbrio entre íons e moléculas.

=== Século XX ===
{{Imagem dupla|right|Johannes Brønsted.jpg|180|Thomas Martin Lowry2.jpg|185|''[[Johannes Nicolaus Brønsted|Johannes Brønsted]]''<br>|''[[Thomas Martin Lowry|Thomas Lowry]]''<br>}}
Em 1902, a ''Sociedade Eletroquímica'' (ECS) é fundada.<ref>{{citar web|url=http://www.electrochem.org/history-ecs/|título=History of ECS|data=|acessodata=|website=ECS|publicado=|ultimo=|primeiro=}}</ref>

Em 1909, [[Robert Andrews Millikan]] e [[Harvey Fletcher]] determinaram a [[carga elétrica]] do [[elétron]] após a [[experiência da gota de óleo]].<ref>{{citar web|url=https://www.if.ufrgs.br/historia/millikan.html|título=Experimento da gota de óleo de Millikan|data=|acessodata=|website=IF - UFRGS|publicado=|ultimo=dos Santos|primeiro=C.A.}}</ref>

Em 1923, [[Peter Debye]] ([[Prêmio Nobel]] em Química em 1936) e [[Erich Hückel]] explicaram a condutância, o potencial eletroquímico e outras propriedades de soluções iônicas.

No mesmo ano, [[Johannes Nicolaus Brønsted]] e [[Thomas Martin Lowry]] publicaram, independentemente, [[Teoria ácido-base de Brønsted-Lowry|teorias similares sobre o comportamento de ácidos e bases]], usando princípios da eletroquímica.<ref name = Bronsted-Lowry>{{citar web|url=http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/teoria-acidobase-bronstedlowry.htm|título=Teoria ácido-base de Brönsted-Lowry|data=|acessodata=|website=Mundo Educação|publicado=|ultimo=Fogaça|primeiro=Jennifer Rocha Vargas}}</ref>

Em 1937, [[Arne Tiselius]] desenvolveu o primeiro aparelho sofisticado de [[eletroforese]]. Anos depois, ele foi agraciado com o prêmio [[Nobel de Química]] de 1948 por seu trabalho na eletroforese de proteínas.<ref>[http://nobelprize.org/nobel_prizes/chemistry/laureates/1948/tiselius-bio.html The Nobel Prize in Chemistry 1948 Arne Tiselius], nobelprize.org</ref>

Um ano depois, em 1949, a ''Sociedade Internacional de Eletroquímica'' (ISE) foi fundada.<ref>{{citar web|url=https://uia.org/s/or/en/1100021823|título= International Society of Electrochemistry-Yearbook Profile|data=|acessodata=|website=Union of International Associations|publicado=|ultimo=|primeiro=}}</ref>

Nos [[anos 60]] e [[Anos 70|70]], a [[eletroquímica quântica]] foi desenvolvida por [[Revaz Dogonadze]] e seus discípulos.

== Princípios ==
{{Princípios da química}}
=== Oxidação e redução ===
{{Artigo principal|Oxirredução}}
O termo "redox" significa [[oxirredução]] e se refere ao processo eletroquímico que envolve a transferência de elétrons de ou para uma [[molécula]] ou [[íon]], mudando seu [[estado de oxidação]] ou ''nox''. Essa reação pode ocorrer através da aplicação de uma [[Tensão elétrica|diferença de potencial]] externa ou da liberação de [[energia química]]. [[Oxidação]] e [[redução]] descrevem a mudança do estado de oxidação que ocorre em [[átomo]]s, íons ou moléculas envolvidas na reação eletroquímica.<ref name= Oxirredução>{{citar web|url=http://brasilescola.uol.com.br/quimica/oxidacao-reducao.htm|título=Oxidação e Redução|data=|acessodata=|website=Brasil Escola|publicado=|ultimo=Souza|primeiro= Líria Alves de}}</ref> Em termos formais, o estado de oxidação equivale a uma carga hipotética que um átomo teria se todas as ligações que fizesse com outros átomos de diferentes [[elementos químicos]] fossem 100% iônicas. Um átomo ou íon que doa um elétron para outro átomo ou íon aumenta seu estado de oxidação, enquanto o receptor de elétrons diminui seu estado de oxidação.

Por exemplo, quando o [[sódio]] atômico reage com o [[cloro]] atômico, o sódio doa um elétron e adquire um estado de oxidação igual a +1. O átomo de cloro aceita o elétron e seu estado de oxidação é reduzido, tornando-se −1. O sinal do estado de oxidação (positivo ou negativo) corresponde ao valor da [[carga elétrica]] de cada íon. A atração entre íons de cargas opostas é a razão de o sódio e o cloro formarem uma [[ligação iônica]].<ref name=Ox-e-red>{{citar web|url=http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/oxidacao-reducao.htm|título=Definições de oxidação e redução|data=|acessodata=|website=Mundo Educação|publicado=|ultimo=Fogaça|primeiro=Jennifer Rocha Vargas}}</ref>

::<ce> 2{Na_(s)} + {Cl2 _(g)} -> 2{Na^+} + 2{Cl^-} -> 2{NaCl_(s)} </ce>

A perda de elétrons de um átomo ou molécula é chamada de '''oxidação''' e o ganho de elétrons é chamado de '''redução'''. Oxidação e redução sempre ocorrem conjuntamente, de modo que uma espécie seja oxidada enquanto a outra for reduzida.<ref name= Oxirredução/><ref name=Ox-e-red/> Para o caso de uma [[ligação covalente]], em que os elétrons são compartilhados entre átomos com grande diferença de [[eletronegatividade]], associa-se o elétron ao átomo de maior eletronegatividade para determinar o estado de oxidação.

O átomo ou molécula que perde elétrons é conhecido como o [[agente redutor]], já que reduz aquele que receberá esses elétrons; e a substância que aceita elétrons é denominada de [[agente oxidante]], já que oxida aquele que perdeu os elétrons. Portanto, o agente oxidante sempre se reduz em uma reação e o agente redutor sempre se oxida.<ref name= Oxirredução/> O [[oxigênio]] é um dos mais comuns agentes oxidantes, mas não é o único. Apesar do nome, uma reação de oxidação não necessariamente contém oxigênio. De fato, [[combustão|combustões]] podem ser alimentadas por oxidantes que não o oxigênio: [[fogo]] alimentado por [[flúor]] é normalmente inextinguível, já que o flúor é um oxidante ainda mais forte que o oxigênio pela sua alta eletronegatividade.

Para reações que envolvam oxigênio, o ganho de oxigênio provoca a oxidação do átomo ou da molécula a que o oxigênio é adicionado, enquanto o próprio oxigênio é reduzido. Em [[Composto orgânico|compostos orgânicos]], como o [[butano]] ou o [[etanol]], a perda de [[hidrogênio]] acarreta a oxidação da molécula da qual ele foi perdido e redução do hidrogênio. Isso ocorre porque o hidrogênio compartilha o seu elétron em ligações covalentes com [[não-metais]] mas o leva consigo quando se desprende da molécula. Por outro lado, a perda de oxigênio ou ganho de hidrogênio implica redução da molécula.<ref name= Oxirredução/>

=== Balanceamento de equações redox ===
{{Artigo principal|Balanceamento de equações químicas|Equação química}}
Assim como em qualquer equação química, em uma [[reação redox]] deve-se balancear os produtos e os reagentes através de coeficientes estequiométricos, como enunciado pela [[lei de Lavoisier]]. Contudo, há também o aspecto da transferência de elétrons intrínseco à oxirredução. Portanto, ao realizar o balanceamento de equações desse tipo, deve-se também igualar o número de elétrons que foram perdidos e recebidos. Para isso, é necessário determinar os números de oxidação de todos os elementos das substâncias nos reagentes e nos produtos, e, desse modo, descobrir quantos elétrons foram transferidos e quais espécies sofreram redução e oxidação.<ref name= balanceamento>{{citar web|url=http://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/balanceamento-das-equacoes-oxirreducao.htm|título=Balanceamento das equações de oxirredução|data=|acessodata=|website=Manual da Química|publicado=|ultimo=Fogaça|primeiro=Jennifer}}</ref>

:{| class="toccolours collapsible collapsed" width="80%" style="text-align:left"
!Exemplo<ref name= balanceamento/>
|-
|
A seguir tem-se equação não-balanceada da reação de oxirredução entre o cobre metálico e o [[ácido nítrico]], com produção de [[nitrato de cobre (II)]], [[monóxido de nitrogênio]] e [[água]]:

:<ce> {Cu_(s)} + {HNO3_(aq)} -> {Cu(NO3)2_(aq)} + {NO_(g)} + {H2O_(l)} </ce>

Nesse exemplo, todos as substâncias são neutras, com número de oxidação igual a zero. Para isso, a soma dos números de oxidação de cada átomo em uma substância deve também ser nulo. Considerando os valores padrão de Nox de +1 para o H e -2 para o O, obtém-se os números de oxidação dos demais elementos:
* Nos reagentes;
** Em <ce>{Cu}</ce>, o nox de <ce>{Cu}</ce> é <font color="red">0</font>;
** Em <ce>{HNO3}</ce>, o nox de <ce>{N}</ce> é <font color="blue">+5</font>;
* Nos produtos;
** Em <ce>{Cu(NO3)2}</ce>, o nox de <ce>{Cu}</ce> é <font color="red">+2</font>, já que nox de <ce>{NO3}</ce> é -1;
** Em <ce>{NO}</ce>, o nox de <ce>{N}</ce> é <font color="blue">+2</font>.

Observe que o <ce>{Cu}</ce> teve seu nox aumentado de 0 para +2, o que significa que ele é a espécie que sofreu oxidação. Já o <ce>{N}</ce> sofreu redução, pois o seu número de oxidação diminuiu de +5 para +2. Portanto, diz-se que nessa reação o cobre metálico (<ce>{Cu_(s)}</ce>) é a agente redutor e que o ácido nítrico (<ce>{HNO3_(aq)}</ce>) é o agente oxidante.

O próximo passo para balancear a equação é determinar a variação do Nox (<math>\Delta Nox</math>) para verificar o número de elétrons transferidos:
*<math>\Delta Cu = 2 - 0 = 2</math>
*<math>\Delta N = 5 - 2 = 3</math>

Os valores encontrados para os ΔNox permanecem estes porque nas substâncias existem apenas um átomo de nitrogênio e de cobre. Mas, se houvesse mais de dois átomos teríamos que levar isso em consideração.

O próximo passo é inverter os valores de ΔNox pelos coeficientes das substâncias. Visto que o ΔNox do Cu deu 2, então esse será o coeficiente da substância que contém o N, que no primeiro membro é o HNO<sub>3</sub> e no segundo membro da equação é o NO. E visto que ΔNox do N deu 3, então esse será o coeficiente da substância que contém o Cu, que no primeiro membro é o Cu e no segundo membro da equação é o Cu(NO<sub>3</sub>)<sub>2</sub>.

Dessa maneira, o número total de elétrons perdidos é igual ao número total de elétrons recebidos:

{|border="2" cellpadding="4" cellspacing="0" style="margin: 1em 1em 1em 0; background: #f9f9f9; border: 1px #aaa solid; border-collapse: collapse; font-size: 90%;"
|-
!Elétrons perdidos
!Elétrons recebidos
|-
|<ce>1{Cu}</ce> = <ce>2{e^-}</ce>
|<ce>1{HNO3}</ce> = <ce>3{e^-}</ce>
|-
|<ce>3{Cu}</ce> = <ce>6{e^-}</ce>
|<ce>2{HNO3}</ce> = <ce>6{e^-}</ce>
|-
|}

Portanto dois coeficientes estequiométricos estão fixados:

:<ce> {Cu_(s)} + {HNO3_(aq)} -> 3{Cu(NO3)2_(aq)} + 2{NO_(g)} + {H2O_(l)} </ce>

Conhecidos esses coeficientes, o último passo agora consiste na conservação do número de átomos de cada elemento pela [[lei de Lavoisier]]. Isso implica que a equação final com os outros coeficientes estequiométricos fica:

{{{indent|:}}}{|cellpadding="{{{cellpadding|5}}}" style="border:{{{border|2}}}px solid {{{border colour|#000000}}};background: {{{background colour|#f5f5f5}}}; text-align: center;"
|{{{title|}}}
{{{equation|<ce> 3{Cu_(s)} + 8{HNO3_(aq)} -> 3{Cu(NO3)2_(aq)} + 2{NO_(g)} + 4{H2O_(l)} </ce>}}}
|}
|}

=== Potencial de redução ===
{{Artigo principal|Potencial de redução|Potencial padrão de eletrodo}}
Para determinar a espontaneidade ou não de uma reação eletroquímica, precisa-se conhecer o potencial de redução ou de oxidação das substâncias envolvidas no processo em relação a uma reação individual de cada uma delas com uma terceira substância, tomada como padrão. Por convenção, a [[comunidade científica]] adotou o [[eletrodo]] de [[hidrogênio]] como referência, determinando que seu potencial padrão de oxidação e de redução são <math>\mathcal{E}^0_{oxi} = \mathcal{E}^0_{red} = 0</math><ref name= univesp12/> nas seguintes condições padrão:<ref name= BEpotencial-padrão>{{citar web|url=http://brasilescola.uol.com.br/quimica/medicao-dos-potenciais-eletroquimicos.htm|título=Medição dos potenciais eletroquímicos|data=|acessodata=|website=Brasil Escola|publicado=|ultimo=Fogaça|primeiro=Jennifer Rocha Vargas}}</ref>

* [[Temperatura]] de 25&nbsp;°C;
* [[Pressão]] de uma [[Atmosfera (unidade)|atmosfera]] (1,0 atm);
* [[Concentração]] de um [[mol]] por [[litro]] (1,0&nbsp;mol/L) da solução em que o metal está mergulhado.

== Reação eletroquímica ==
{{Mais fontes|data=setembro de 2018}}
{{Artigo principal|Reação redox}}
Os elementos envolvidos em uma reação eletroquímica são caracterizados pelo seu [[número de oxidação]] ou [[nox]], isto é, pelo número de [[elétrons]] que possuem a mais ou a menos que seu estado neutro. Um átomo em seu estado neutro possui número de oxidação igual a zero. Se um átomo ou íon doa elétrons em uma reação, seu número de oxidação aumenta; se aceita um elétron, seu número diminui. Da mesma forma, a perda de elétrons de uma substância é chamada de [[oxidação]], enquanto o ganho de elétrons é dito como [[redução]]. Elementos que '''sofrem oxidação''' são ditos '''agentes redutores''', pois reduzem outros elementos químicos ao se oxidarem. Simetricamente, '''agentes oxidantes''' são aqueles que '''sofrem redução''' para provocar oxidação em outros elementos.<ref>{{Harvnb|Feltre|2004|p=283}}</ref>

Uma reação na qual ocorrem oxidação e redução é chamada de reação [[redox]]. Uma reação eletroquímica é uma [[reação redox]] que ocorre com a simultânea passagem de corrente entre dois [[eletrodo]]s, em que ocorre passagem de [[corrente elétrica]] em uma distância finita maior que a distância interatômica, isto é, em que os elétrons são transmitidos avulsamente de um elemento químico para outro.

Tanto em uma célula galvânica quanto em uma célula eletrolítica, há sempre dois tipos de eletrodo:<ref name= feltre>{{citar web|url= https://docs.google.com/file/d/0B49GHVcWTqEfRHZOQmNxclA5Mk0/view|título= Química Vol. 2|data=|acessodata=30 de setembro de 2018|website=|publicado=|ultimo=Feltre|primeiro=Ricardo}}</ref>

*'''Ânodo''': O [[ânodo]] é o eletrodo para onde se dirigem os [[ânion]]s e se formam [[cátion]]s. Nesse eletrodo, sempre ocorre oxidação de espécies, acarretando [[corrosão]] do material e consequente perda de massa.<ref name= feltre/>
*'''Cátodo''': O [[cátodo]] é o eletrodo para onde se dirigem os cátions. Nesse eletrodo ocorre sempre depósito e redução de elementos químicos.<ref name= feltre/>

No estudo dos [[Célula electroquímica|células eletroquímicas]] (pilhas ou células eletrolíticas) mediante a [[termodinâmica]], faz-se uso de uma abordagem de ''equilíbrio'' - a corrente que passa pela célula é ''infinitesimal'', a reação ocorre mediante pequenas passagens de carga pelos elétrodos (pela [[lei da conservação da carga]] a carga que entra por um elétrodo é a mesma que sai pelo outro). Dessa forma, a célula é caracterizada por uma [[força eletromotriz]], ou ''f.e.m.'' (<math>\mathcal{E}</math>). Na prática, pode-se dizer que consiste em uma diferença de potencial aplicada a um circuito aberto. Essa diferença de potencial é função de fatores tais como a [[concentração]] dos [[reagente]]s, o [[solvente]], a [[temperatura]] e, ainda que em contribuição bem menor, a [[pressão]].

=== Cinética da reação eletroquímica ===
{{Artigo principal|Cinética química}}
No meio reacional, os [[íon]]s possuem diferentes velocidades, normalmente baixas devido à [[viscosidade]] desse meio, composto por um solvente que dificulta a passagem dos íons. Para medir tais velocidades, define-se a [[Mobilidade (Física)|mobilidade]] de um íon. A mobilidade iônica (<math>\mu</math>) de um íon consiste em sua velocidade na direção do campo elétrico de intensidade unitária, e tem unidades <math>m^2/sV</math>. Por outro lado, em regiões próximas aos elétrodos, a [[cinética química]] toma outras feições, já que então depende de fenômenos de superfície, o que forçosamente envolve a noção de energia superficial.

A [[solvatação]] do íon é determinada, em grande parte, por dois fatores: sua carga e seu raio. Como a rede de interações múltiplas entre os íons é muito complexa, faz-se uso de simplificações, principalmente quando se admitem grandes diluições.

De outro modo, a noção de concentração não é inteiramente útil, no sentido de que não mede diretamente o que acontece. Como sofrem múltiplas interações, elas se somam de forma complexa, em grandes concentrações. Então é mais conveniente usar o conceito de [[Atividade (química)|atividade]].

No caso de uma [[célula eletroquímica]], em função da complexidade dessas interações, não segue necessariamente a [[lei de Ohm]]. Ou seja, a [[corrente elétrica]] não é proporcional à [[tensão elétrica]] aplicada à célula.

Uma pilha útil é aquela na qual o potencial gerado tem alguma vantagem sobre o custo da pilha. Para obter-se um bom potencial, é necessário que a diferença entre os potências do ânodo e do cátion seja grande: o agente redutor deve ter potencial negativo e o oxidante deve ter potencial positivo.

== Células eletroquímicas ==
{{Artigo principal|Célula eletroquímica}}
=== Célula galvânica ===
{{Artigo principal|Célula galvânica}}
[[File:Galvanic Cell.svg|thumb|right|Pilha formada pela conexão de duas soluções aquosas através de uma [[ponte salina]]: uma de [[sulfato de cobre]] (à esquerda) e outra de [[sulfato de zinco]] (à direita).]]
Uma '''célula galvânica''', '''célula voltaica''' ou '''pilha''' caracteriza-se quando a reação eletroquímica ocorre de forma espontânea, obtendo-se energia elétrica a partir de energia química. Esse processo é usado em dispositivos como [[Bateria (energia)|baterias]] e [[Célula de combustível|células de combustível]] para gerar [[energia elétrica]].<ref name= Pilhas/><ref name= univesp11>{{citar web|url=https://www.youtube.com/watch?v=2sDkwWFsVH8|título=O que são células galvânicas?|data=|acessodata=|website=Youtube|publicado=|ultimo=Correia|primeiro=Paulo Rogerio Miranda}}</ref>

Em uma [[pilha de Daniell]] com ânodo de [[zinco]] e cátodo de [[cobre]], o processo de [[oxirredução]] é espontâneo devido à [[diferença de potencial]] positiva existente na [[reação redox]] global.<ref name= univesp12>{{citar web|url=https://www.youtube.com/watch?v=P6VUM12votY|título=Para que serve o potencial de redução padrão?|data=|acessodata=|website=Youtube|publicado=|ultimo=Correia|primeiro=Paulo Rogerio Miranda}}</ref> No [[ânodo]], o eletrodo negativo, o zinco oxida, perdendo elétrons e formando corrente elétrica. Já no [[cátodo]], eletrodo positivo, o cobre sofre redução, recebendo os elétrons cedidos pelo zinco e adquirindo seu [[metal|estado metálico]].<ref name= Pilhas/> Esse processo pode ser sintetizado nas equações de semi-reação que ocorrem em cada [[eletrodo]]:<ref name= univesp11/>

::<ce>{Zn^0} -> {Zn^2+} + 2 {e^-}</ce>
::<ce>{Cu^2+} + 2 {e^-} -> {Cu^0}</ce>

Na primeira equação, o íon cobre (Cu<sup>2+</sup>) da solução é reduzido pelos dois elétrons (e<sup>-</sup>), providos pela corrente elétrica. Já na segunda, o zinco metálico é oxidado, formando íon zinco (Zn<sup>2+</sup>) e há a liberação de dois elétrons. Esses elétrons liberados serão os responsáveis pela geração da corrente elétrica do sistema (no caso, a pilha). Com o prosseguimento da reação, ocorrerá formação de cobre metálico, que se deposita no eletrodo de cobre, em sua superfície, enquanto o eletrodo de zinco é corroído, pois o zinco estará se transformando em íons que passarão para a solução de [[sulfato de zinco]].<ref name= Pilhas/><ref name= univesp11/>

Por sua vez, as duas equações podem ser sintetizadas na equação global da reação através de sua soma algébrica, que resulta na seguinte equação:<ref name= Pilhas/><ref name= univesp11/>

:<ce>{Zn^0 _(s)} + {Cu^2+ _(aq)} -> {Zn^2+ _(aq)} + {Cu^0 _(s)}</ce>.

Não é obrigatório que o cátodo da célula galvânica seja de cobre. Esse cátodo pode ser de qualquer material inerte que conduza eletricidade, como a platina ou o grafite. Este eletrodo será de qualquer forma um eletrodo de cobre, pois sendo iniciada a reação ele é recoberto com cobre, passando a ser um eletrodo de cobre. Da mesma forma, tem se a solução de compartimento anódico (onde tem-se a imersão da chapa de zinco), não é necessário conter íons zinco no início. Esses íons serão fornecidos ao iniciar a reação.<ref>{{Harvnb|Feltre|2004|p=294 - 297}}</ref>

A pilha de Volta pode ser escrita, de forma mais esquemática, da seguinte maneira:
:<big>Zn | Zn<sup>2+</sup> '''||''' Cu<sup>2+</sup> | Cu</big>;
em que, '''||''' representa a ponte salina.<ref name= Pilhas/>

=== Célula eletrolítica ===
{{Artigo principal|Célula eletrolítica|Eletrólise}}
Uma '''célula eletrolítica''' é caracterizada por usar [[corrente elétrica]] para separar [[compostos químicos]]. Assim, a [[eletrólise]] converte [[energia elétrica]] em [[energia química]], caracterizando uma reação não espontânea. Tal processo é utilizado para a produção de, por exemplo, [[Alumínio|alumínio metálico]], a partir de seu minério ([[bauxita]]);<ref name= eletrolise-info>{{citar web|url= https://www.infoescola.com/quimica/eletrolise/|título= Eletrólise|data=|acessodata=1º de setembro de 2018|website=InfoEscola|publicado=|ultimo=Gomes Neto|primeiro=João}}</ref> [[cloro]] e [[hidrogênio]] simples, etc..<ref name= MEeletrólise/>

Para ocorrer eletrólise, é necessário que haja um gerador que forneça [[tensão elétrica|tensão]] para o sistema, como uma [[pilha]] ou [[Bateria (eletricidade)|bateria]].<ref name= MEeletrólise/> Há dois tipos principais de eletrólise, portanto duas maneiras de montar uma célula eletrolítica: por [[eletrólise ígnea]] ou por [[eletrólise em solução aquosa]].<ref name= eletrolise-info/>

==== Eletrólise ígnea ====
[[File:Ele ignea.png|thumb|right|300 px|[[Eletrólise]] ígnea do [[cloreto de sódio]].]]{{Artigo principal|Eletrólise ígnea}}
É chamada de eletrólise ígnea aquela realizada com o [[eletrólito]] fundido. Por exemplo, uma célula de composta por [[cloreto de sódio]] a 808&nbsp;°C possui esse eletrólito fundido, possibilitando a mobilidade dos íons Na<sup>+</sup> e Cl<sup>-</sup>. Ao fornecer uma corrente elétrica para a célula eletrolítica, os cátions Na<sup>+</sup> são atraídos pelo polo negativo (cátodo), onde ganham elétrons e são descarregados. Já no polo positivo (ânodo), são atraídos e oxidados os ânions Cl<sup>-</sup>. Tais processos são sintetizados pelas seguintes semi-reações:<ref name= feltre/>

::<ce>{Na^+} + {e^-} -> {Na^0}</ce>
::<ce>2{Cl^-} -> {Cl2} + 2 {e^-}</ce>

Ambas as equações podem então ser unidas em uma única equação:

::<ce>2{Na^+ _(aq)} + 2{Cl^- _(aq)} -> 2{Na^0 _(s)} + {Cl2 _(g)}</ce>

[[File:Electrólisis.png|thumb|esquerda|Esquema de uma célula eletrolítica aquosa. A bateria fornece a diferença de potencial para o sistema, provocando a transferência de elétrons de um material ([[ânodo]]) para outro ([[cátodo]]).]]
==== Eletrólise aquosa ====
Um exemplo de eletrólise aquosa é o que ocorre, por exemplo, em uma célula eletrolítica com [[sal de cozinha]] (NaCl) dissolvido em água. Nessa reação o gerador atrai os elétrons do [[polo positivo]], que neste caso é o ânodo, e os transfere para o [[polo negativo]], neste caso o cátodo. Portanto, a reação que ocorre no ânodo ainda é de oxidação e a que ocorre no cátodo ainda é de redução.<ref name= eletrolise-info/> No momento da dissolução de NaCl em H<sub>2</sub>O, há quatro íons coexistindo na [[solução aquosa]]: os [[ânion]]s Cl<sup>-</sup> e OH<sup>-</sup>; e os [[cátion]]s Na<sup>+</sup> e H<sup>+</sup>. A princípio poderia ocorrer a oxidação ou redução de qualquer um desses íons durante a reação eletroquímica. No entanto, verifica-se que o íon H<sup>+</sup> sofre redução produzindo [[gás hidrogênio]] (H<sub>2</sub>) e que o íon Cl<sup>-</sup> sofre oxidação produzindo [[gás cloro]] (Cl<sub>2</sub>), resultando na produção de [[soda cáustica]] (NaOH) dentro da [[cuba eletrolítica]], devido à sobra dos outros dois íons.<ref name= eletrolise-info/> As reações de oxirredução são, pois, as seguintes:<ref name= feltre/>

::<ce>2{Cl^-} -> {Cl2} + 2 {e^-}</ce>
::<ce>2{H^+} + 2 {e^-} -> {H2}</ce>

A reação global da eletrólise, portanto, fica da seguinte maneira:<ref name= feltre/>

::<ce>2{NaCl_(aq)} + 2{H2O_(l)} -> 2{NaOH_(aq)} + {H2_(g)} + {Cl2_(g)}</ce>

Tal processo, portanto, pode ser utilizado para produzir o [[hidróxido de sódio]] ou [[soda cáustica]], uma importante [[commodity]] industrial.<ref name= feltre/> Além disso, ele produz substâncias simples não encontradas no [[planeta]] [[Terra]]: o [[gás hidrogênio]] e o [[gás cloro]], ambos de grande importância para estudos das propriedades químicas e físicas dos átomos de hidrogênio e cloro, assim como para a produção de outras [[Substância|substâncias químicas]] compostas por esses elementos.

== Aplicações ==
=== Pilhas eletroquímicas ===
Desde a invenção da pilha por [[Alessandro Volta]], foram criados diversos tipos de células para gerar eletricidade a partir de reações químicas. Algumas das mais comuns são utilizadas atualmente em [[eletroeletrônico]]s e [[automóveis]].
<gallery mode=packed heights=100 style="font-size:88%;line-height:120%" caption="Pilhas eletroquímicas">
Imagem:VoltaBattery.JPG|[[Pilha de Volta]]
Imagem:Alkali battery 5.jpg|[[Pilha alcalina]]
Imagem:Car battery cross-section.jpeg|[[Bateria (eletricidade)|Bateria de carro]]
Imagem:CR2450.jpg|[[Pilha de lítio]]
Imagem:NMAH-Daniell cell batteries 1836.JPG|[[Pilha de Daniell]]
Imagem:РЦ-53М.JPG|[[Pilha de mercúrio]]
Imagem:Element von Latimer Clark.png|[[Pilha de Clark]]
Imagem:Cella Edison-Lalande.png|[[Pilha de Edison-Lalande]]
Imagem:Leclanche cell.gif|[[Pilha de Leclanché]]
</gallery>
{{Célula electroquímica}}

=== Metalurgia ===
[[File:ELECTROWINNING REFINING PLANT, PART OF ARIZONA'S EXTENSIVE COPPER INDUSTRY - NARA - 544053.jpg|thumb|right|Eletrorrefinamento do cobre em uma fábrica no [[estado americano]] do [[Arizona]].]]
O processo de [[eletrorrefinamento]], ou [[eletrorrefino]], é usado na [[metalurgia]] para a purificação de metais como o [[cobre]], o [[zinco]] e o [[chumbo]].<ref name= feltre/> No refino do [[cobre]], por exemplo, há uma célula eletrolítica aquosa de [[sulfato de cobre]], em que o [[cobre]] a ser purificado é utilizado como [[ânodo]] e um [[cátodo]] de outro [[metal]] é utilizado para depositar o cobre metálico. A [[diferença de potencial]] aplicada à célula faz com que o cobre do ânodo seja dissolvido como íon na solução aquosa, juntamente com as impurezas do ânodo (metais menos nobres, por exemplo). Essa diferença de potencial é então controlada no cátodo, de modo que seu valor fique acima do potencial de equilíbrio das impurezas, impedindo sua redução e consequente deposição no cátodo. Dessa forma, as impurezas permanecem dissolvidas na solução ou precipitam, depositando-se no fundo do recipiente da solução e constituindo a chamada '''lama anódica'''.<ref name="Feltre 2004 351">{{Harvnb|Feltre|2004|p=351}}</ref><ref name= metalurgia>{{citar web|url=http://www.ufrgs.br/lapec/wa_files/processos_20eletroqu_c3_admicos_20em_20metalurgia.pdf|título=Processos eletroquímicos em metalurgia|data=|acessodata=15 de setembro de 2018|website=|publicado=|ultimo=|primeiro=}}</ref><ref name= metalurgia-usp>{{citar web|url=https://cursosextensao.usp.br/pluginfile.php/101609/mod_resource/content/2/Metais_e_metalurgia.pdf|título=Metais e metalurgia|data=|acessodata=15 de setembro de 2018|website=USP|publicado=|ultimo=|primeiro=}}</ref>

=== Usinagem ===
{{Artigo principal|Usinagem eletroquímica|Erosão eletroquímica}}[[Imagem:ET 3000 PECM IND.LLC (Russia, Ufa).jpg|thumb|170px|left|Uma máquina de usinagem eletroquímica.]]
A [[usinagem]] é o processo de produção de algum tipo de ferramenta a partir de uma [[matéria-prima]], normalmente feita através da alteração física do objeto por choques mecânicos. Já a '''usinagem por processo eletroquímico''' ('''ECM''', ''Electrochemical Machining'', em [[Língua inglesa|inglês]])<ref name=usinagem>{{citar web|url=https://www.manutencaoesuprimentos.com.br/usinagem-eletroquimica-na-industria-metal-mecanica/|título=Usinagem eletroquímica na indústria metal mecânica|publicado=14 de maio de 2018|acessodata=10 de novembro de 2018}}</ref> ou eletrolítica é semelhante ao [[polimento]] eletrolítico, em que o metal a ser alterado é polarizado negativamente em uma célula eletrolítica. Ou seja, trata-se de um processo de dissolução dos ânions que compõem o metal na solução da célula. A diferença principal entre o polimento e a usinagem é a finalidade de cada processo: no polimento eletrolítico, a finalidade principal é obter um excelente estado de superfície do material; na usinagem eletrolítica, o objetivo é a remoção de material de acordo com o perfil necessário para fabricar uma ferramenta. Esse processo também é conhecido como '''erosão eletroquímica'''.<ref name=erosao>{{citar web|url=http://www.essel.com.br/cursos/material/01/ProcessosFabricacao/78proc.pdf|título=Cursos|formato=pdf}}</ref>

Para maior precisão, é comum utilizar uma ferramenta de corte que sirva de cátodo e então seja aplicada a uma peça (ânodo). O eletrólito é injetado sob pressão a uma temperatura definida para a área a ser cortada. A taxa de alimentação é a mesma que a taxa de liquefação do material. A distância entre a ferramenta e a peça varia de 8 a 80 [[micrômetro]]s. Quando os elétrons chegam ao material, ele é dissolvido da forma desejada. A ferramenta de corte é então guiada ao longo da peça, em toda a região a ser trabalhada, mas sem tocá-la diretamente. O processo ECM é frequentemente usado para produzir formas complexas como a turbina de pás com bom acabamento superficial em materiais mais duros. Também é amplamente utilizado em processos de rebarbação, em que a técnica de usinagem eletroquímica remove o metal excedente e embota bordas afiadas. Esse processo é rápido e muitas vezes mais conveniente do que os métodos convencionais de rebarbação feitos de forma manual ou com uso de processos de usinagem tradicionais.<ref name=usinagem/>

Atualmente, muitas fabricantes de máquinas de usinagem produzem máquinas para usinagem eletroquímica. Para obter um alto desempenho de fabricação, tais máquinas necessitam de manutenção e lubrificação constantes, evitando quebras e falhas e garantindo que não haja atritos entre as peças, o que provoca o desgaste dos componentes.<ref name=usinagem/>

=== Painéis solares ===
{{Artigo principal|Célula solar|Painel solar fotovoltaico}}[[Imagem:Solar panel installation at Grange farm.jpg|thumb|300 px|right|Instalação de painéis solares]]
Painéis solares fotovoltaicos são dispositivos que convertem a energia luminosa provinda do [[Sol]] em [[energia elétrica]], a ser utilizada para uma diversidade de tarefas. A parte mais importante de um painel solar são as [[Célula solar|células fotovoltaicas]], normalmente feitas de [[silício]] devido à sua [[Semicondutor|semicondutividade]]. Os átomos de silício formam uma [[rede cristalina]] e compõem as duas partes de uma célula solar: a parte negativa, em que há excesso de elétrons; e a parte positiva, em que há carência de elétrons. Para criar essa diferença de carga, a parte negativa é composta de silício e [[boro]], enquanto a parte positiva é feita de uma combinação de silício e [[fósforo]]. As duas partes são colocadas em contato entre outras duas camadas, metálicas e condutoras. Quando a [[luz solar]], composta por [[fóton]]s, atinge a célula, alguns elétrons são arrancados dos átomos de silício. Devido à [[polarização]], os elétrons arrancados migrarão para a placa condutora em contato com a parte negativa, enquanto se criam "buracos", devido aos elétrons ausentes, que "migrarão" para o condutor em contato com a parte positiva. Como os condutores formam um [[Circuito elétrico|circuito]] com aparelhos elétricos, os elétrons irão fluir constantemente, deixando átomos e preenchendo lacunas em átomos diferentes. Este fluxo produz então uma [[corrente elétrica]]. O fenômeno do fluxo de elétrons arrancados por fótons é denominado [[efeito fotovoltaico]].<ref name= portal-solar>{{citar web|url=https://www.portalsolar.com.br/como-funciona-o-painel-solar-fotovoltaico.html|título=Como Funciona o Painel Solar Fotovoltaico – Placas Fotovoltaicas|data=|acessodata=14 de dezembro de 2018|website=Portal Solar|publicado=|ultimo=|primeiro=}}</ref><ref name= ted-solar>{{citar web|url=https://www.youtube.com/watch?v=xKxrkht7CpY|título=How do solar panels work?|data=|acessodata=14 de dezembro de 2018|website=Youtube - TED-Ed|publicado=5 de janeiro de 2016|ultimo=Komp|primeiro=Richard}}</ref>

Esta explicação é uma forma simples de mostrar o efeito fotovoltaico, já que existem outros materiais além do silício utilizados para a fabricação de células fotovoltaicas e outras formas de se fabricar uma placa solar. A tecnologia explicada acima é a mais utilizada mundialmente, representando da ordem de 90% do mercado de painéis solares no mundo.<ref name= portal-solar/>

=== Produção de ''Commodities'' === 
[[File:Sodium hydroxide solution.jpg|thumb|right|160px|Garrafa contendo [[soda cáustica]].]]{{Artigo principal|Commodity}}
''Commodities'' são produtos comerciais indiferenciados e universais, cuja qualidade independe de quem os produziu. Células eletrolíticas como a formada por [[sal de cozinha|sal comum]] e [[água]] produzem o [[hidróxido de sódio]], comumente conhecido como soda cáustica, importante produto para a limpeza de encanamentos domésticos por poder dissolver [[gorduras]].<ref name="Feltre 2004 351"/>

=== Outras aplicações ===
* Na [[eletrônica]], na produção de placas eletrônicas;
* Na [[biologia]], na produção de inúmeras [[Enzima|enzimas]];<ref>{{citar livro|autor=J. Koryta|coautores=J. Dvorán; L. Kava|título=Principles of Eletrochemistry|edição=2}}</ref>
* Na [[geologia]], com alguns tipos de movimentação na [[Terra]], com a integração das substâncias com polos positivos e negativos.<ref>{{citar livro|autor=Jonh O. M. Bockris|coautor=Amulya K. N. Reddy|título=Modern Electrochemistry|edição=2|página=19|}}</ref>

== Ver também ==
* [[Potenciostato]]
* [[Célula eletroquímica]]
* [[Elétrodo]]

{{Notas}}
{{Referências|col=2}}

== Bibliografia ==
{{InícioRef|1}}

* {{citar livro|nome=Brian|sobrenome=Baigrie|título=Electricity and Magnetism: A Historical Perspective|editora=Greenwood Publishing Group|ano=2007|local=|url=https://books.google.com.br/books?id=3XEc5xkWxi4C&printsec=frontcover&hl=pt-BR#v=onepage&q&f=false|ref=harv}}
* {{citar livro|nome=Ricardo|sobrenome=Feltre|título=Química Volume 2 - Físico-Química (6ª ed)|editora=[[Editora Moderna|Moderna]]|ano=2004|local=São Paulo|url=https://docs.google.com/file/d/0B49GHVcWTqEfRHZOQmNxclA5Mk0/view|ref=harv}}
* {{citar livro|nome=David|sobrenome=Halliday|título=Fundamentos de Física Volume 3 - Eletromagnetismo (9ª ed)|editora=LTC - Livros Técnicos e Científicos|ano=2012|local=Rio de Janeiro, RJ|url=|ref=harv}}

{{-fim}}

{{Química}}
{{Pesquisadores em eletroquímica|estado=collapsed}}
{{Controle de autoridade}}
{{Portal3|Ciência|Química}}

[[Categoria:Eletroquímica]]