RECIFE
Colégio Salesiano Sagrado Coração
Aluna(o): _____________________________________________ Nº: _________ Turma: 3º ano ________
Recife, ______ de ________________ de 2014
Disciplina:
Química
Professor: Eber
Barbosa
Eletroquímica – Pilhas
]
01 – Introdução
Eletroquímica é o estudo das relações existentes entre os fenômenos elétricos e as reações químicas.
Liberação de energia livre, que possibilita realização
de trabalho útil.
Pilha
(Espontâneo, ΔG < 0)
Corrente Elétrica
Reação Química
Eletrólise
(Não espontâneo, ΔG > 0)
Consumo de energia livre.
02 – Conceitos Fundamentais
Corrente Elétrica – Movimento ordenado de cargas (elétrons, cátions, ânions). Esse deslocamento de cargas pode
ser obtido, por exemplo, durante as reações químicas em que átomos cedem e recebem
elétrons, conforme ilustrado abaixo...
Na
+
Na+C–
C
Ganhou elétron = Redução
Perdeu elétron = Oxidação
Oxidação – É a perda de elétrons acompanhada de aumento de carga.
Redução – É o ganho de elétrons acompanhado de redução de carga.
Reação de oxi-redução – É aquela em que ocorre oxidação e redução, simultaneamente, ou seja, ocorre
transferência de elétrons gerando um fluxo de elétrons
Agente oxidante – Reagente que provoca a oxidação de outra espécie. Oxidante é a espécie que sofre redução.
Agente redutor – Reagente que provoca a redução de outra espécie. Redutor é a espécie que sofre oxidação.
Agente oxidante = Espécie reduzida
Agente redutor = Espécie oxidada
Exemplo:
Cu+2(aq)
+
Zn0(s)
⇄
Cu0(s)
+
Zn+2(aq)
Aumento do nox = oxidação
Cu+2(aq) = é o agente oxidante.
Zn0(s) = é o agente redutor
Redução do nox = redução
Observações: Um bom agente redutor apresenta forte tendência de se oxidar, ou seja, elevado potencial de oxidação.
Um bom agente oxidante apresenta forte tendência de se reduzir, ou seja, elevado potencial de redução.
Eletroquímica – Pilhas
1
Potencial de redução (Ered) – Valor numérico que expressa, relativamente, a tendência de ganhar elétrons
apresentada por uma espécie química.
Potencial de oxidação (Eoxid) – Valor numérico que expressa, relativamente, a tendência de perder elétrons,
apresentada por uma espécie química.
Ânodo – Região que emite elétrons.
Importante:
Cátodo – Região que recebe elétrons.
No ânodo ocorre oxidação.
No cátodo ocorre redução.
Eletrôdo – É o conjunto formado por uma barra metálica* e uma solução de um de seus sais. O objetivo do sal é
fornecer cátions do mesmo elemento químico da barra metálica.
Placa metálica do
metal M
M
+y
(aq)
metálico, como ocorre no
eletrodo padrão de hidrogênio
que será posteriormente
estudado.
Solução de um sal do metal M
MxAy
–x
A
* Nem sempre o eletrodo é
(aq)
Ag0(S)
Exemplo: Eletrodo de prata = placa de prata metálica mergulhada em
solução aquosa de cátions prata.
Ag+(aq)
Pilha – Também chamada de célula ou cela galvânica é o dispositivo espontâneo que produz corrente
elétrica a partir de reações de oxi-redução.
03 – Pólos Positivos e Negativos
Em processos espontâneos
Elétrons, que são cargas negativas, se afastam do pólo negativo.
Dessa forma o pólo negativo é chamado de ânodo.
Elétrons, que são cargas negativas, se aproximam do pólo positivo.
Dessa forma o pólo positivo é chamado de cátodo.
Elétrons, que são cargas negativas, se aproximam do pólo negativo.
Dessa forma o pólo negativo é chamado de cátodo.
Em processos não espontâneos
Elétrons, que são cargas negativas, se afastam do pólo positivo.
Dessa forma o pólo positivo é chamado de ânodo.
Demonstrações:
Processo espontâneo – Pilha
Deslocamento
espontâneo
Processo não espontâneo – Eletrólise
–
Elétron Deslocamento
forçado
–
Elétron
Pólo
positivo
Pólo
negativo
Pólo
positivo
Pólo
negativo
Atuando como câtodo
porque dele se
aproximam os elétrons
Atuando como ânodo
porque dele se
afastam os elétrons
Atuando como ânodo
porque dele estão se
afastando os elétrons
Atuando como câtodo
porque dele se
aproximam os elétrons
2
Eletroquímica – Pilhas
04 – Interpretando as Reações de Oxi–redução
4.A – Redução de Cátions Metálicos
Zn+2(aq)
2 e– ⇆
+
Zn0(s) .... podemos imaginar uma solução aquosa de cátions zinco recebendo
elétrons através de um material condutor, produzindo zinco sólido...
Esses cátions zinco ganham elétrons e
são retirados da solução.
O metal zinco se forma à medida que
os cátions são retirados da solução
Com o tempo essa solução torna-se
menos concentrada em cátions zinco.
e–
Ocorre um acúmulo de massa de
zinco sólido.
–
e
o
Importante não esquecer: a 25 C e 1atm
e–
O metal neutro é sólido.
e–
e–
O cátion metálico é aquoso.
e–
Zn+2(aq)
+2
Zn
+2
Zn
Zn+2(aq)
(aq)
Início
Zn+2(aq)
(aq)
Fim
4.B – Oxidação de Metais
⇆
Zn0(s)
e–
Zn+2(aq)
Zn0(s)
2 e–
Cátions zinco estão se
formando e “mergulhando” na
solução, aumentando cada vez
mais a concentração da solução
aquosa de cátions zinco.
Imagine agora uma placa de zinco sólida
perdendo elétrons e se desmanchado, se
desfazendo e caindo na solução na forma de
cátions...
(coitadinha da placa de zinco).
e–
+
0
Zn
Início
Os cátions
não são sólidos.
(s)
Zn+2(aq)
Fim
Não esqueça:
+2
Zn
(aq)
+ 2 e ⇆ Zn
–
0
0
Zn
(s)
(s)
⇆
Nas equações químicas:
elétron escrito nos reagentes significa
+2
Zn
(aq)
+ 2e
–
Nas equações químicas:
elétron escrito nos produtos significa
elétron absorvido
elétron liberado
4.C – Oxi–reduções
Nas reações de oxi-redução a variação da carga está relacionada à quantidade elétrons transferidos.
Cu+2(aq)
+
Zn0(s)
⇄
Cu0(s)
Zn+2(aq)
+
–
1 mol de metal zinco
perdeu 2 mol de elétrons para
1 mol de cátions cobre
O metal zinco perdeu 2 e .
O cátion cobre ganhou 2 e–.
Eletroquímica – Pilhas
3
05 – Tabela de Potenciais de Redução
Expressa matematicamente a tendência relativa de ganhar elétrons das espécies químicas.
Aℓ+3(aq)
+2
Fe (aq)
Ag+1(aq)
+ 3 e– ⇄
–
+ 2e ⇄
+ 1 e– ⇄
Aℓ (s)
Fe(s)
Ag(s)
Ered = – 1,66 volts
Ered = – 0,44 volts
Ered = + 0,80 volts
O cátion alumínio em comparação com os demais cátions...
O cátion alumínio apresenta a menor tendência de ganhar elétrons (menor potencial de redução).
Conseqüentemente apresenta um elevado potencial de oxidação, ou seja, possui forte tendência de ceder
+3
–
elétrons para as demais espécies desta tabela.
Aℓ (s) ⇄
Aℓ (aq) + 3 e Eoxid = + 1,66 volts
Se o cátion alumínio tem forte tendência de sofrer oxidação, deve ser um bom agente redutor.
Com relação ao cátion prata comparado aos demais cátions da tabela acima....
O cátion prata apresenta a maior tendência de ganhar elétrons (maior potencial de redução).
Conseqüentemente apresenta um baixo potencial de oxidação, ou seja, não tende a ceder elétrons para as
demais espécies desta tabela (deve ser um bom agente oxidante).
Vamos nos certificar de que você entendeu. Para isso considere uma lâmina de alumínio adequadamente
interligada a uma lâmina de ferro (considere as lâminas mergulhadas em soluções aquosas de seus sais).
Menor ERed
e–
e–
(Tende a perder e–)
Considerando que...
+3
Aℓ
Aℓ(s)
+3
Aℓ
(aq)
Aℓ(s) Aℓ
(aq)
+3
(aq)
+3
Aℓ
+
3 e–
⇆
Aℓ (s) Ered = – 1,66 volts
Fe+2(aq)
e–
Fe+2(aq)
+
2 e–
⇆
Fe(s) Ered = – 0,44 volts
Fe(s)
Aℓ(s)
Aℓ+3(aq)
Aℓ+3(aq)
Aℓ+3(aq)
Fe
+2
Fe
+2
(aq)
(aq)
Fe
(aq)
Fe+2(aq)
Fe
+2
+2
Maior ERed
(Tende a ganhar e–)
(aq)
(aq)
Os cátions Fe+2(aq) tendem a ganhar elétrons.
Os átomos metálicos Aℓ(s) tendem a perder elétrons.
Os cátions Fe+2(aq) sofrem redução.
Atuam como agente oxidante.
Cátodo do sistema espontâneo.
Polo positivo do sistema espontâneo.
Haverá um acúmulo de massa sobre a placa de ferro.
Os átomos de Aℓ(s) sofrem oxidação.
Atuam como agente redutor.
Ânodo do sistema espontâneo.
Polo negativo do sistema espontâneo.
Haverá uma corrosão ou perda de massa da placa de alumínio.
Comentários Adicionais:
Reação anódica:
oxidação).
Aℓ0(s) ⇆ Aℓ+3(aq)
Reação catódica: Fe+2(aq)
+
3 e–
Eoxi = + 1,66 volts
(O metal Aℓ(s) cede elétrons e sofre
2 e– ⇆ Fe0(s)
Ered = – 0,44 volts
(O ânion Fe+2(aq) absorve elétron e sofre redução).
+
Importante: Para se obter a equação global deve-se igualar o número de elétrons das duas reações parciais porque a
quantidade de eletros cedidos é igual à quantidade de elétrons recebidos.
+
2 Aℓ0(s) ⇆ 2 Aℓ+3(aq)
3 Fe+2(aq)
0
Reação global: 2 Aℓ
(s)
+
+ 3 Fe
6 e–
Eoxi = + 1,66 volts
6 e– ⇆ 3 Fe0(s)
Ered = – 0,44 volts
+2
+
+3
(aq)
⇆ 2 Aℓ
(aq)
+ 3 Fe
0
(s)
Perceba que os potenciais
não foram multiplicados ao
se multiplicar cada reação.
ΔE = + 1,22 volts
Leitura dessa reação global: 2 mols de alumínio sólido cedem 6 mols de elétrons para 3 mols de cátions ferro...
4
Eletroquímica – Pilhas
Testes de
Vestibulares
01 – (UFPE – 1a fase/2001) As pilhas de níquel-cádmio, que viabilizaram o uso de telefones celulares e computadores
portáteis, são baseadas na seguinte reação:
Cd(s) + NiO2(s) + H2O(l)  Cd(OH)2(s) + Ni(OH)2(s).
Considerando este processo, quantos mols de elétrons são produzidos por mol de cádmio consumido?
a) 0,5
b) 1
c) 2
d) 3
e) 4
02 – (UFPE – Vitória e Caruaru/2007) A história das pilhas é antiga. Em 1600, Otto Von Guericke inventou a primeira
máquina para produzir eletricidade. Os outros pesquisadores como Galvani, Volta e Daniell também se dedicaram ao
desenvolvimento de células eletroquímicas. A célula de Daniell (ou pilha de Daniell) é um exemplo antigo de célula
galvânica. Ela foi inventada pelo químico britânico John Daniell, em 1836. Esta célula pode ser descrita resumidamente
pela figura a seguir:
Elétrons
Cobre
Zinco
Zn
+2
+2
Cu
(aq)
(aq)
Nesta célula o eletrodo de zinco é denominado ânodo ( Zn(s)  Zn2+ + 2 e–),
e o eletrodo de cobre é o cátodo ( 2 e– + Cu2+  Cu(s)).
Neste sistema, o Zn(s) e o Cu2+ sofrem, respectivamente, um processo de:
a) oxidação e redução.
b) redução e oxidação.
c) redução e redução.
d) oxidação e oxidação.
e) redução e neutralização.
03 – (UFRPE – Garanhuns e Serra Talhada/2008.2) Objetos de prata escurecem, principalmente, devido à formação do
sulfeto de prata, Ag2S. Eles podem ser limpos eletroquimicamente, sem perda da prata, mergulhando-os em um
recipiente de alumínio contendo solução quente de bicarbonato de sódio. Nesse processo, a prata e o Ag 2S atuam
como o cátodo, e o alumínio como o ânodo de uma pilha.
Assinale a semi-reação que ocorre no cátodo.
a) Ag2S + 2 e− ⇄ 2 Ag(s) + S2−(aq)
b) Ag2S + 2 e− ⇄ 2 Ag(s) + S(s)
c) Ag2S ⇄ 2 Ag(s) + S2−(aq) + 2 e−
d) Ag2S
e) Ag2S
⇄ 2 Ag(s) + S(s)
⇄ 2 Ag(s) + S2−(aq)
04 – (UPE – Quí. I/2010) Sabe-se que objetos de prata perdem o brilho pelo contato com o oxigênio e com compostos
sulfurados presentes na atmosfera. O processo de escurecimento consiste na formação sobre a superfície do objeto de
uma camada de sulfeto de prata que lentamente se deposita com o passar do tempo. Verificou-se que, imergindo o
objeto de prata escurecido em um recipiente revestido com papel alumínio, contendo uma solução de cloreto de
sódio, ele volta ao brilho original. É CORRETO afirmar que, no processo de limpeza da superfície metálica do objeto,
ocorre a reação representada pela equação:
Dados: { Ag2S(S) + 2 e–  2 Ago(S) + S2–(aq) E0 = – 0,70V } { Aℓ+3(aq) + 3 e–  Aℓ0(S) E = – 1,68V }
a)
b)
c)
d)
e)
Ag2S(S) + Aℓ0(S) ⇄ 2 Ag1+(aq) + Aℓ+3(aq) + S2–(aq)
Ag2S(S) + 2 Aℓ0(S) ⇄ Ag1+(aq) + S2–(aq) + 2 Aℓ+2(aq)
3 Ag2S(S) + 2 Aℓ0(S) ⇄ 6 Ag0(S) + 2 Aℓ+3(aq) + 3 S2–(aq)
Ag2S(S) + Aℓ0(S) ⇄ 2 Ag0(aq) + Aℓ+3(aq) + S0(aq)
3 Ag2S(S) + 2 Aℓ3+(aq) ⇄ 6 Ag0(aq) + 2 Aℓ0(aq) + 3 S2–(aq)
Eletroquímica – Pilhas
5
a
05 – (Enem – 1 prova/2009) Pilhas são dispositivos tão comuns em nossa sociedade que, sem percebermos, carregamos
vários deles juntos ao nosso corpo; elas estão presentes em aparelhos MP3, relógios, rádios, celulares etc. As
semireações descritas a seguir ilustram o que ocorre em uma pilha de óxido de prata.
Zn(S) + 2 OH– (aq) ⇄ ZnO(S)
Ag2O(S) + H2O(ℓ) + 2 e–
+ H2O(ℓ)
⇄ 2 Ag(S)
+ 2 e–
+ 2 OH–(aq)
Podemos afirmar que esta pilha
a)
b)
c)
d)
e)
é uma pilha ácida.
apresenta óxido de prata como o ânodo.
apresenta o óxido de zinco como o agente oxidante.
tem como reação da célula a seguinte reação: Zn(S) + Ag2O(S) ⇄ ZnO(S) + 2 Ag(S).
apresenta fluxo de elétrons na pilha do eletrodo de Ag2O para o Zn.
06 – (UFPE – 1a fase/94) A tabela abaixo apresenta os potenciais – padrão de redução de alguns elementos.
Li+
+3
Aℓ
+2
Zn
+2
Fe
Cu+2
+
+
+
+
+
e– 
–
3e

–
2e

–
2e

2 e– 
Li
A
Zn
Fe
Cu
– 3,05 V
– 1,66 V
– 0,77 V
– 0,41 V
+ 0,34 V
Qual desses elementos é mais facilmente oxidado?
a) Li
b) A
c) Zn
d) Fe
e) Cu
07 – (UFPE – 1a fase/89) Mergulhando uma lâmina de zinco numa solução contendo cátions Cu++, ocorre a seguinte
reação:
Cu++(aq) + Zn(s) 
Cu(s) + Zn++(aq)
Assinale a alternativa correta:
a) O cátion cobre é o redutor porque se reduz.
b) O zinco é o redutor porque se reduz.
c) O zinco é o oxidante porque se reduz.
d) O cátion cobre é o oxidante porque se reduz.
e) O zinco é o oxidante porque se oxida.
08 – (UFPE – 2a fase/2000) Uma pilha é construída associando-se uma semicélula com um eletrodo de Aℓ em solução de
Aℓ+3 e uma semicélula com eletrodo de Ag em solução de Ag +. Qual a massa perdida pelo eletrodo de alumínio quando
1,0 mol de Ag+ reduz-se a prata metálica ?
(Dado: Aℓ= 27 g/mol)
09 – (UPE – Tradicional/2013) Um grupo internacional de cientistas descobriu uma reação química complexa, responsável
pela deterioração de algumas das grandes obras artísticas da história, produzidas por Vincent van Gogh (1853–1890) e
outros pintores famosos no século XIX. Em suas investigações, esses pesquisadores envelheceram os pigmentos
artificialmente e verificaram que o escurecimento da camada superior estava relacionado com uma mudança do
cromo presente na tinta de Cr(VI) para Cr(III).
Disponível em: http://agencia.fapesp.br/13455 (Adaptado)
1
5
Dados: Cr (Z = 24), configuração eletrônica: [Ar] 4s 3d
Diante da situação acima relatada, é CORRETO afirmar que a(o)
a)
b)
c)
d)
e)
6
oxidação do Cr(VI) para Cr(III) tem deteriorado grandes obras artísticas da história.
3+
envelhecimento dos quadros se relaciona à excitação eletrônica do CuO para o Cr .
6+
3+
processo de redução do Cr para o Cr tem escurecido obras famosas do século XIX.
transformação ocorrida tem oxidado o CuO, responsável pelo brilho da pintura original.
mudança do Cr(VI) para Cr(III) é uma reação química que só acontece depois de muitos anos.
Eletroquímica – Pilhas
10 – (UFPE – CTG/2012.2) Uma pilha de uso comercial é baseada na reação de óxido de prata (Ag2O) com um ânodo de
zinco, produzindo prata metálica e óxido de zinco (ZnO). Esta pilha funciona em meio alcalino, e apresenta as seguintes
características:
I
0
1
2
3
4
II
0
1
2
3
4
na reação da pilha, o Ag2O recebe elétrons.
o zinco atua como agente oxidante.
a prata tem seu estado de oxidação decrescido de 2 unidades.
para cada mol de óxido de prata consumido, também são consumidos 2 mols de zinco.
no óxido de zinco, o estado de oxidação do zinco é +1.
11 – (UPE – Tradicional/2012) Uma das formas de detecção da embriaguez no trânsito é feita por meio de um bafômetro
que contém um dispositivo com o sistema dicromato de potássio em meio ácido. Esse sistema em contato com álcool
etílico, proveniente do bafo do motorista, provoca uma mudança na coloração. A equação simplificada que descreve o
processo é apresentada a seguir:
Dados: massas molares, Cr = 52 g/mol; O = 16 g/mol.
2–
(aq)
Cr2O7
+
(aq)
+ 8H
+ 3 CH3CH2OH(g)  2 Cr
3+
(aq)
+ 3 CH3CHO(g) + 7 H2O(ℓ)
Diante disso, analise as seguintes considerações:
I.
II.
III.
IV.
V.
A equação descrita refere-se a um processo químico, e, para que ele ocorra, o meio deve estar ácido.
Há 216 gramas do íon dicromato em uma unidade de quantidade matéria, mol.
3 (três) mols de elétrons foram perdidos e ganhos na reação química.
A equação química necessita ser balanceada.
O íon dicromato é o agente redutor, e o álcool etílico, o agente oxidante.
São CORRETAS apenas
a) II e V.
b) I e IV.
c) I, II e V.
d) I e II.
e) I, III e IV
Resoluções de Testes
Comentários Adicionais
Eletroquímica – Pilhas
7
06 – Pilha de Danniel
Pilha ou célula galvânica é a denominação dada ao dispositivo que aproveita a transferência de elétrons, em
uma reação de oxi-redução, para propiciar, assim, o aparecimento de uma corrente elétrica através de um fio condutor.
Pilha = Dispositivo que converte energia química em energia elétrica.
A Pilha de Daniel é formada por um eletrodo de zinco e outro eletrodo de cobre...
Dados os potenciais de redução dos cátions zinco e cobre...
Baixo potencial de redução
Elevado potencial de oxidação
Irá ceder elétrons = será o ânodo.
Zn+2(aq)
+
2 e–
⇆
Zn(s)
Ered = – 0,76 volts (Menor Ered = ocorrerá o inverso da reação)
Cu+2(aq)
+
2 e–
⇆
Cu(s)
Ered = + 0,34 volts (Maior Ered = tenderá a atrair e–, puxar e–)
Irá atrair elétrons = será o cátodo.
6.A – Estado Inicial da Pilha
e–
e
–
e–
e–
e–
Zn(s)
e–
e–
SO4
Zn+2(aq)
Zn
–2
SO4
+2
SO4
(aq)
–2
(aq)
(aq)
CuSO4
1,0 M
ZnSO4
1,0 M
SO4
–2
–2
e–
(aq)
(aq)
Cu
+2
Cu
(aq)
(aq)
No eletrodo de zinco:
No eletrodo de cobre:
O metal zinco perde elétrons...
Ânodo da pilha
Pólo negativo
O metal zinco se oxida (agente redutor)
Sofrerá corrosão ou perda de massa
O cátion cobre ganha elétrons...
Cátodo da pilha
Pólo positivo
O cátion cobre se reduz (agente oxidante)
Sofrerá acúmulo de massa
e–
6.B – Estado Final da Pilha
e–
Zn(s)
Cu(s)
A solução aquosa torna-se
mais concentrada
em cátions Zn+2(aq)
6.C – Notação da Pilha
A solução aquosa torna-se
menos concentrada
em cátions Cu+2(aq)
0
Zn
(s)
Polo negativo, oxidação: ânodo
8
+2
/ Zn
+2
(aq)
+2
// Cu
Ponte
Salina
(aq)
0
/ Cu
(s)
Zn(s)
+
Cu
+2
(aq)
⇆
+2
Zn
(aq)
+
Cu(s)
Cátodo: polo positivo, redução.
Eletroquímica – Pilhas
07 – Ponte Salina
Composição – Tubo de vidro encurvado contendo uma substância gelatinosa (ou algodão) saturada com uma
solução salina (Ex.: KNO3).
Objetivo – Manter a neutralidade da pilha, permitindo o fluxo de cargas (íons) entre os eletrodos. A ponte salina
evita o acúmulo de cargas nas soluções dos eletrodos.
Fluxo de Cargas na Ponte Salina
Cátions = Migram em direção ao cátodo
Ânions = Migram em direção ao ânodo
e–
e–
+2
Cátions (Zn )
–
Ânions (SO4 2)
Ânodo
Polo (–)
Zn0(s)
Zn
Zn+2(aq)
SO4
–2
Cátodo
Polo (+)
Cu0(s)
+2
(aq)
SO4
(aq)
–2
(aq)
Cu+2(aq)
Cátions Zn+2 são lançados na solução. Para
evitar o acúmulo de cargas positivas, esses
cátions migram pela ponte salina.
Cátions Cu+2 são retirados da solução. Para evitar
o excesso de cargas negativas (SO4–2), esses ânions
migram pela ponte salina.
Importante:
Concentração de cátions no ânodo = Aumenta com o tempo.
Concentração de ânions no cátodo = Diminui com o tempo.
Observações:
Fluxo de elétrons = do ânodo para o cátodo
Corrente elétrica = do cátodo para o ânodo
O sentido convencional da corrente elétrica é o inverso do sentido real do fluxo de elétrons.
Importante: A ponte salina também pode ser uma membrana semi-permeável.
e–
e–
Perceba que, no circuito interno da
pilha (ponte salina), a corrente
elétrica não é um fluxo de elétrons.
Dentro da pilha a corrente elétrica é
o movimento de íons.
Eletroquímica – Pilhas
-
Y (Aq)
X
+
(Aq)
Ponte Salina:
Membrana
semi-permeável
9
08– Determinação da DDP
8.A – Determinação da Equação da Pilha
A equação da pilha é obtida da seguinte forma:
1o ) Repete-se a equação da espécie com maior potencial de redução, determinando-se a reação catódica.
2o ) Inverte-se o sentido da equação com menor potencial de redução, determinando-se a reação anódica. Neste caso o
sinal do potencial de redução deve ser invertido, passando a ser agora um potencial de oxidação.
3o ) Ajusta-se o número de elétrons das duas equações multiplicando-as por valores que igualem as quantidades de
elétrons. Os potenciais padrão de redução e de oxidação não são multiplicados nem divididos.
4o ) As equações são somadas, cancelando-se os elétrons cedidos e recebidos. A equação obtida corresponde à equação
de descarregamento da pilha, pois quando a pilha funciona ela se descarrega.
Importante: Ao somar as equações, anódica e catódica, o somatório dos potenciais das duas equações fornecerá a
diferença de potencial (DDP) da pilha.
No caso da Pilha de Daniel (Zn e Cu)
–
(aq)
+
2e
⇆
Zn (s) Ered = – 0,76 volts
Cu+2(aq)
+
2 e– ⇆
Cu(s) Ered = + 0,34 volts
Zn
Temos:
+2
Menor potencial
A equação será invertida
Maior potencial
A equação será mantida como está.
Reação
anódica
Reação
catódica
Reação
global
Cu+2(aq)
Zn(s)
Zn+2(aq)
⇆
Zn (s)
+
+
2 e–
Cu+2(aq) ⇆
+
2 e–
Eoxi = + 0,76 volts
⇆
Cu(s)
Ered = + 0,34 volts
Zn+2(aq)
+
Cu(s)
Conhecendo-se as reações anódica e catódica com seus
respectivos potenciais de oxidação e redução, a DDP da pilha
pode ser determinada pela soma desses potencias.
E = + 1,10 volts
DDP da pilha
ou força eletromotriz
E = Eoxidação + Eredução
Importante: Dada a equação da pilha:
Zn(s) +
Cu+2(aq) ⇆
Zn+2(aq) + Cu(s)
Funcionamento da pilha = descarregamento
Reação inversa
Reação direta
Carregamento da pilha
8.B – Determinação do Potencial da Pilha
A DDP da pilha (E ou força eletromotriz) pode ser determinada pela seguinte equação:
E = Emaior – EMenor
No caso da pilha de Danniel, onde os potenciais de
redução são –0,76 e + 0,34, a expressão do ΔE será...
E = Emaior – EMenor
Cuidado: nessa expressão devem ser utilizados os dois
potenciais de redução que foram dados
originalmente para os dois materiais empregados na
montagem da pilha.
O cálculo pode ser realizado também com os dois
potenciais de oxidação, caso esses sejam fornecidos.
ΔE = (+0,34) – (–0,76)
ΔE = + 1,10 V
Para 1 pilha zinco/cobre.
10
Para várias pilhas associadas em
série os potenciais se somam
Eletroquímica – Pilhas
Testes de
Vestibulares
01 – (UFPE – 2a fase/2003) O desenvolvimento de novas baterias recarregáveis é importante para a miniaturização de
equipamentos portáteis (celulares) e médicos (marca-passos). A escolha dos materiais ativos destas baterias envolve
inúmeras variáveis, como, diferença de potencial gerada, toxicidade, custo etc. Considere o esquema de uma pilha
0
apresentado abaixo e os dados de potenciais padrão de eletrodos (E ), do quadro a seguir:
Semi-reação
Ag+(aq) + e– → Ag(s)
2+
–
Cu (aq) + 2e → Cu(s)
+
–
2H (aq) + 2e → H2(g)
Pb2+(aq) + 2e– → Pb(s)
Sn2+(aq) + 2e– → Sn(s)
2+
–
Zn (aq) + 2e → Zn(s)
3+
Aℓ (aq) + 3e– → Aℓ(s)
2+
–
Mg (aq) + 2e → Mg(s)
0
E (V)
+0,80
+0,34
0,00
–0,13
–0,14
–0,76
–1,66
–2,36
Com relação a esta pilha, após o interruptor ser fechado, julgue as afirmativas abaixo se baseando nos dados de
potencial padrão:
I
0
1
2
3
4
II
0
1
2
3
4
quando M = Zn(s), o alumínio se reduzirá
quando M = Ag(s), o voltímetro marcará o valor 0,86 V
quando M = Mg(s), ocorrerá um fluxo de elétrons do eletrodo de Mg para o de Al
quando M = Pb(s), o eletrodo de Pb será consumido
quando M = Cu(s), a seguinte semi-reação ocorrerá: Cu(s) → Cu2+(aq) + 2 e–
02 – (UFPE – 1a fase/2005) Podemos dizer que, na célula eletroquímica
Mg(s)  Mg2+(aq)  Fe2+(aq)  Fe(s) :
a)
b)
c)
d)
e)
o magnésio sofre redução.
o ferro é o ânodo.
os elétrons fluem, pelo circuito externo, do magnésio para o ferro.
há dissolução do eletrodo de ferro.
a concentração da solução de Mg2+ diminui com o tempo.
03 – (UFPE – 2a fase/99) Uma célula eletroquímica é constituída por uma meia célula, com uma placa de Cd em solução
+2
+
1.0M de Cd (aq) e outra meia célula, com uma placa de Ag em solução 1,0M de Ag (aq). Os potenciais padrão de meia
célula são dados abaixo, em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio:
Cd+2(aq)
Ag+(aq)
+
+
2 e– 
e– 
O = – 0,4 V
O = + 0,8 V
Cd(s)
Ag(s)
Qual a diferença de potencial, em volts, que se obtém pela associação em série de dez dessas células ?
04 – (UFPE – 2a fase/2002) A pilha secundária ou bateria de sódio-enxofre, utilizada no carro elétrico Ford Ecostar, é uma
das mais intrigantes, pois os reagentes são líquidos e o eletrólito é sólido. As semi-reações e seus potenciais de
redução padrão são, respectivamente,
+
–
Na + e
S8 + 16 e–
Na
8 S2–
–2,7 V
–0,5 V
Qual é o potencial, em Volts, gerado pela associação em série de cinco destas baterias (pilhas secundárias)?
Eletroquímica – Pilhas
11
a
05 – (UFPE – 2 fase/2001) Neste ano comemoramos o bicentenário da invenção da pilha feita pelo italiano Alessandro
Volta. Os princípios das pilhas, baterias e acumuladores continuam os mesmos, mas os avanços tecnológicos nesse
campo foram significativos. Atualmente, as baterias recarregáveis de lítio estão-se tornando importantes,
principalmente devido ao seu potencial econômico e às vantagens ambientais. Pode-se construir uma destas baterias,
baseando-se nas semi-reações indicadas a seguir, juntamente com seus respectivos potenciais padrão de redução (E 0):
Li+(aq) + e–  Li(s)
Cu2+(aq) + 2 e–  Cu(s)
E0 = –3,05 V,
E0 = +0,35 V.
Sobre esta bateria, pode-se afirmar que:
I
0
1
2
II
0
1
2
3 3
4 4
Nas condições padrão, esta bateria gera uma diferença de potencial de +3,40 V.
Durante o seu carregamento, íons cúpricos são formados.
A equação química balanceada que descreve esta bateria é:
2+
+
Cu (aq) + Li(s)  Cu(s) + Li (aq).
Durante o seu funcionamento, o eletrodo de lítio metálico é consumido.
Esta bateria produz um mol de elétrons por mol de lítio metálico.
06 – (UFPE – 2a fase/91) Abaixo estão representadas, em notação simbólica, duas pilhas com seus respectivos potenciais
padrão (O).
O = 3,00 V
O = 1,00 V
Aℓ (s) / Aℓ+3(aq) // Fe+3(aq) / Fe+2(aq)
Fe+2(aq) / Fe+3(aq) // H2O2() / H2O()
Qual a diferença de potencial , em volts, fornecido por 10 pilhas Aℓ (s) / Aℓ+3(aq) // H2O2() / H2O() associadas em série ?
07 – (UFPE – 1ª fase/2009) Soluções de dicromato de potássio (K2Cr2O7), juntamente com ácido sulfúrico, têm sido
tilizadas, na lavagem de vidrarias de laboratório, particularmente, por serem sistemas bastante oxidantes. O produto
da reação de oxidação do íon dicromato em meio ácido é o íon Cr 3+. Sobre este sistema, podemos afirmar que:
a) na equação balanceada, para a semi-reação de redução do íon dicromato em meio ácido, 3 elétrons são
transferidos por cada mol de dicromato reduzido.
b) o íon cromo (III) deve ser um agente redutor forte.
c) em solução de pH 3, o poder oxidante do dicromato deve ser maior que em pH 1.
d) o estado de oxidação do cromo, no dicromato de potássio, é +7.
e) o potencial de redução padrão do íon dicromato deve ser maior que do íon H +.
08 – (UNICAP – Quí. I/98) Analisando a pilha abaixo, podemos afirmar que seguem.
B
A
I
0
1
2
3
4
II
0
1
2
3
4
B+
A+
A oxidação ocorre em B.
A tem maior potencial de oxidação do que B.
Os elétrons fluem do polo positivo para o polo negativo.
A é o ânodo da pilha.
A solução que contém o cátion A+, à medida que o tempo passa , vai se tornando mais concentrada.
09 – (UFPE – Vitória e Caruaru/2009.2) Uma Pilha Voltaica é um dispositivo que utiliza reações de óxido–redução para
converter energia química em energia elétrica. No caso de uma pilha voltaica que opera com base em duas meiasreações do tipo:
Cd2+(aq) + 2 e– ⇄ Cd(s) e Sn2+(aq) + 2e– ⇄ Sn(s),
O potencial-padrão da pilha é:
Dados:E0red(Cd2+|Cd) = –0,403 V; E0red(Sn2+|Sn) = –0,136 V
a) –0,267 V
12
b) +0,267 V
c) –0,534 V
d) –0,539 V
e) +0,539 V
Eletroquímica – Pilhas
10 – (UNICAP – Quí. II/2001) Analisando a pilha abaixo, podemos afirmar que seguem.
I II
0 0
1 1
2 2
3 3
4 4
Em geral, a redução catódica ocorrerá com o cátion de menor potencial padrão de redução.
Pilhas galvânicas (voltaicas) são sistemas onde há produção de corrente elétrica através de reações de oxiredução.
Em uma pilha M / M2+ // B+ / B, no ânodo, a concentração de M2+ vai aumentando à medida que o tempo
passa.
Em uma eletrólise, as massas de substâncias depositadas ou liberadas nos eletrôdos são inversamente
proporcionais à quantidade de corrente elétrica que atravessa o sistema.
0
+
–
A semi-reação Cu  Cu + e apresenta potencial padrão igual a – 0,52 volts. Assim, o potencial padrão
0
párea a semi-reação 3 Cu  3 Cu+ + 3 e– é – 1,56 volts.
11 – (FESP – PE/89) Considere as semi–reações abaixo:
Ag+ + 1e–
F2
+ 2e–
+
Li
+ 1e–
3+
Cr
+ 3e–
Br2
+ 2e–





Potencial padrão de redução (Volts)
+ 0,80
+ 2,87
– 3,05
– 0,74
+ 1,09
Ag0
2F–
Li0
Cr0
2Br-
Entre as espécies Ag0, F-, Li0, Br- e Cr0 pode-se afirmar que o pior agente redutor é:
a) F–
b) Ag
d) Br -
c) Li
e) Cr
12 – (Covest – Asces/2009) As pilhas secas de óxido de mercúrio apresentam a grande vantagem de manter a voltagem
constante durante a descarga e, por essa razão, são usadas em instrumentos sensíveis como aparelhos de surdez. As
duas semi-reações dessa pilha são:
HgO(s) + H2O(ℓ) + 2 e−
Zn(s)
+ 2 OH−(aq)
⇄
⇄
Hg(ℓ) + 2 OH−(aq)
ZnO(s) + H2O(ℓ) + 2 e−
Se o potencial–padrão da célula é 1,350 V, e o potencial–padrão da reação catódica é 0,098 V, qual o potencial–padrão
da reação anódica?
a) 1,448 V
b) 1,374 V
c) 1,252 V
d) 0,489 V
e) 0,157 V
13 – (UPE – EAD/2012) Um experimento utilizando limões foi realizado em uma sala de aula. Dois pedaços de metais
diferentes - cobre e zinco - foram cravados em um limão e conectados com um fio. Repetiu-se esse procedimento em
outros dois limões. Em seguida, os seis eletrodos foram conectados entre si, na seguinte série: cobre-zinco-cobrezinco-cobre-zinco. Depois, os eletrodos das extremidades foram conectados a uma pequena calculadora, fazendo-a
funcionar por alguns minutos. Todas as conexões foram realizadas com um fio de cobre.
Algumas considerações são feitas com base nesse experimento. Analise-as a seguir:
I. Os constituintes químicos dessa bateria são idênticos aos das baterias automotivas.
II. O relógio funcionaria por um tempo bem maior, caso os eletrodos fossem constituídos, apenas, de um tipo de
elemento químico.
III. O limão contém íons positivos e negativos, que migram para os eletrodos, possibilitando o transporte de carga
elétrica no seu interior.
IV. A corrente elétrica é gerada a partir dos potenciais elétricos dos metais dos eletrodos e flui pelo circuito quando se
conectam os eletrodos à calculadora.
V. O material de um dos eletrodos se oxida espontaneamente, liberando elétrons, enquanto o material do outro
eletrodo se reduz, usando esses elétrons.
Estão CORRETAS
a) I, II e III.
b) I, III e V.
Eletroquímica – Pilhas
c) II, IV e V.
d) II, III e IV.
e) III, IV e V.
13
14 – (UPE – SSA 3º Ano/2011) Uma representação esquemática de um experimento eletroquímico é mostrada abaixo. Ele
fornece condições suficientes para o acendimento de uma pequena lâmpada.
Adaptado de http://www.diaadiaeducacao.pr.gov.br/diaadia/diadia/arquivos/File/
livro_e_diretrizes/livro/quimica/Acesso em 18/06/2011.
Considerando-se os dados fornecidos acima, para que seja produzida uma maior voltagem a fim de acender a lâmpada,
as condições I, II, III, IV e V desse sistema podem ser completadas, de forma CORRETA e na mesma sequência, pela
opção
a)
b)
c)
d)
e)
I – Ânodo; II – Cátodo; III – Placa de zinco; IV – Placa de cobre; V – Solução de NaCℓ.
I – Ânodo; II – Cátodo; III – Placa de cobre; IV – Placa de zinco; V – Solução de NaCℓ.
I – Ânodo; II – Cátodo; III – Placa de zinco; IV – Placa de cobre; V – Solução de CuSO4.
I – Cátodo; II – Ânodo; III – Placa de cobre; IV – Placa de zinco; V – Solução de CuSO4.
I – Cátodo; II – Ânodo; III – Placa de zinco; IV – Placa de cobre; V – Solução de CuSO4.
15 – (UPE – SSA 3º ano/2012) O termo maresia é associado à ação oxidante da água do mar ou de sua evaporação.
Comparando-se a ação da maresia em duas grades diferentes, uma de alumínio e outra de aço (liga contendo apenas
Fe e C), existentes em um edifício na beira-mar da praia do Janga, é CORRETO afirmar que a grade de
a)
b)
c)
d)
e)
aço se oxida por causa da baixa umidade do ar.
alumínio é imune à ação do cloreto de sódio na fase vapor e, por isso, não se oxida.
alumínio resiste à oxidação porque se forma uma proteção de cloreto de alumínio na sua superfície.
aço sofre oxidação em pontos, onde ocorre condensação da água do mar, porque há formação de uma pilha.
aço se oxida, perdendo o carbono da liga que é liberado sob a forma de gás carbônico e produzindo íons ferrosos.
Resoluções de Testes
Comentários Adicionais
14
Eletroquímica – Pilhas
09 – Análise da Espontaneidade das Reações de Oxi–Redução
Considere as seguintes reações:
Ag
0
(s)
+ Li
 Ag
+
(aq)
+
(aq)
+ Li
0
Ag
(s)
+
(aq)
+ Li
0
(s)
 Ag
0
(s)
+ Li
+
(aq)
+
(aq)
e Li
Qual dessas reações deve ocorrer espontaneamente e por quê?
Para responder essa pergunta devemos observar os potenciais de redução dos cátions Ag
+


–
Ag (aq) + 1e
+
–
Li (aq) + 1e
0
Ag (s)
0
Li (s)
+
(aq).
+ 0,80 V
– 3,05 V
1ª resposta: Se o cátion Ag+(aq) apresenta o maior potencial de redução então será espontânea a reação que apresentar o
+
Ag (aq) nos reagentes sofrendo redução.
Será espontânea a reação Ag+(aq) + Li(s)  Ag(s) + Li+(aq).
Será espontânea a reação
que apresentar nos reagentes o cátion de maior potencial de redução.
2ª resposta: Será
espontânea a reação que apresentar ΔE > 0
Para determinar o ΔE da 1ª reação devemos somar as seguintes reações...
Ag0(s)
Li+(aq)
 Ag+(aq) +
+ 1e– 
1e–
Li0(s)
Ag0(s) + Li+(aq)  Ag+(aq) + Li0(s)
– 0,80 V
– 3,05 V
ΔE = – 3,85 V
ΔE < 0 ...... Reação não espontânea
Porém para determinar o ΔE da 2ª reação...
Ag+(aq) + 1e–
Li0(s)  Li+(aq)

Ag0(s)
–
+ 1e
Ag+(aq) + Li0(s)  Ag0(s) + Li+(aq)
+ 0,80 V
+ 3,05 V
ΔE = + 3,85 V
ΔE > 0 ...... Reação espontânea
10 – Implicações Termoquímicas
Sistema
Pilha
Eletrólise
Diferença de potencial
E > 0
E < 0
Variação da energia livre
G < 0
G > 0
Espontaneidade
Espontâneo
Não espontâneo
Comentários Adicionais
Eletroquímica – Pilhas
15
Testes de
Vestibulares
a
01 – (UFPE – 2 fase/2005) Considerando os potenciais-padrão a 25C
Semi-reação
Ag+(aq) + e  Ag(s)
Cu2+(aq) + 2e  Cu(s)
+
2 H (aq) + 2e  H2(g)
2+
Fe (aq) + 2e  Fe(s)
2+
Zn (aq) + 2e  Zn(s)
Potenciais-padrão, E, V
0,80
0,34
0 (por definição)
-0,44
-0,76
e supondo todas as substâncias no estado-padrão:
I
0
1
2
3
4
II
0
1
2
3
4
o íon ferroso é um oxidante em presença de zinco metálico, mas não reage com cobre metálico.
2+
+
na pilha Cu Cu  Ag Ag o eletrodo de cobre é o ânodo, e o eletrodo de prata é o cátodo.
o cobre metálico reage espontaneamente com uma solução de ácido clorídrico.
o zinco metálico é um agente redutor mais forte que o ferro metálico.
ao se mergulhar uma placa de ferro numa solução de nitrato de prata, poderá ocorrer a seguinte reação
espontânea:
Fe(s) + 2 Ag+(aq)  Fe2+(aq) + 2 Ag(s)
02 – (UFPE – 2a fase/2006) O ânio Pp– pode participar de reações de óxido-redução produzindo tanto o Pp2–, quanto a
espécie neutra Pp, ambos inócuos. Analisando a Tabela, avalie as afirmações abaixo.
Ag+(aq)
Pp– (aq)
Cu2+(aq)
Sn2+(aq)
Ni2+(aq)
Pp(aq)
Zn2+(aq)
I
0
1
2
3
4
II
0
1
2
3
4
+
+
+
+
+
+
+







e–
e–
2–
2e–
2e–
e–
2e–
Ag(s)
Pp2– (aq)
Cu(s)
Sn(s)
Ni(s)
Pp– (aq)
Zn(s)
Eo = +0,80 V
Eo = +0,40 V
Eo = +0,34 V
Eo = –0,14 V
Eo = –0,23 V
Eo = –0,51V
Eo = –0,76 V
O potencial-padrão para a reação de Pp– com cobre metálico é negativo, Eo = – 0,06V.
A reação do Pp– com o cobre será espontânea.
A presença de íons Ni2+ no meio poderia tornar o Pp– inócuo.
A equação Pp– (aq) + Sn(s)  Pp2– (aq) + Sn2+(aq) está balanceada.
O íon Pp– pode sofrer tanto oxidação quanto redução, dependendo das condições. Resposta: FVVFV
03 – (UFPE – 1a fase/2006) O ácido ascórbico, mais conhecido por vitamina C, é uma substância que apresenta atividade
redox. Sendo o potencial de redução do ácido ascórbico, em pH 7, igual a 0,06 V, podemos compará-lo com outras
substâncias conhecidas, cujos potenciais de redução a pH 7 são também apresentados:
O2(g) + 4e + 4H (aq)  2H2O(l)
Fe3+(aq) + e–  Fe2+ (aq)
2H+(aq) + 2e–  H2(g)
–
+
E = 0,816 V
E = 0,77 V
E = – 0,42 V
Com base nessas informações, podemos afirmar que o ácido ascórbico deve ser capaz de:
3+
a) Reduzir o íon Fe .
16
2+
b) Oxidar o íon Fe .
c) Oxidar o O2.
d) Reduzir a água.
+
e) Oxidar o íon H .
Eletroquímica – Pilhas
11 – Eletrodo Padrão
O eletrodo de hidrogênio foi escolhido como eletrodo padrão. Este eletrodo é constituído por uma solução
1,0 M de ácido, contendo uma lâmina de platina...
Platina
H2(g)
O
Eletrodo padrão de hidrogênio: E = 0
H2(g)

+
(aq)
2H
Condições padrão
H
+
(aq)
+ 2e
-
PH2 = 1 atm
[ H+ ] = 1,0 M
T = 25oC
Para o eletrodo padrão de hidrogênio foi adotado potencial igual a zero.
Quando um eletrodo apresentar potencial de redução maior que o potencial de redução do hidrogênio, esse
potencial terá sinal positivo. No caso dos eletrodos com potenciais de redução menores que do hidrogênio, seus valores
serão negativos.
O POTENCIAL DE ELETRODO é, por definição, um POTENCIAL DE REDUÇÃO. Potencial de oxidação é o
potencial de uma semi-reação escrita no sentido oposto. O sinal será oposto àquele de redução, mas a MAGNITUDE DELE
SERÁ IDÊNTICA.
11.A – A Influência das concentrações no potencial de eletrodo
O efeito da concentração na voltagem pode ser calculado a partir da EQUAÇÃO DE NERNST. Segundo Nerst,
sendo o potencial de eletrodo uma medida da força química propulsora de uma semi-reação, ele deve ser afetado pela
concentração. Assim, apenas como exemplo, a tendência dos íons Cu+2(aq) a serem reduzidos para Cu0(s) elementar é
MUITO MAIOR em soluções concentradas que em soluções diluídas.
Considerando que durante o funcionamento da pilha ocorrem variações nas concentrações de cátions nas
soluções dos eletrodos, entendemos que a DDP da pilha não se mantém constante durante o seu
funcionamento, tendendo a diminuir.
12 – Equilíbrio Químico da Pilha
O funcionamento de uma pilha é explicado através de reações reversíveis. Considerando que toda reação
reversível, em sistema fechado, caminha para um estado de equilíbrio, podemos afirmar que, durante seu funcionamento,
a pilha tende a um estado de equilíbrio químico.
Um voltímetro mede, durante todo tempo de funcionamento da pilha, a diferença de potencial, ddp, entre
os dois metais. Esta ddp é uma medida da tendência da reação na célula a ocorrer desde uma condição de NÃOEQUILÍBRIO para um ESTADO DE EQUILÍBRIO
À medida que a reação se processa, esta tendência, e também o potencial, diminuem continuamente e se
aproximam de zero conforme se aproxima o estado de equilíbrio da reação global.
Tomando a pilha de Danniel como exemplo, quando ΔE = 0 V, as concentrações de Cu+2 e Zn+2 terão valores
que satisfazem a expressão da constante de equilíbrio:
[ Zn2 ]
Keq =
[Cu  2 ]
Neste ponto, não mais ocorrerá fluxo líquido de elétrons .
Quando a pilha atinge o estado de equilíbrio químico não há corrente elétrica.
Eletroquímica – Pilhas
17
Testes de
Vestibulares
04 – (UFPE – 2a fase/95) Considere uma cela galvânica formada por semicelas padrão de cobre e de zinco, cujos potenciais
de redução são os seguintes:
Cu+2
Zn+2
+
+
2 e–
2 e–


Cu O = + 0,34 V
Zn O = – 0,77 V
É correto afirmar que:
I
0
1
2
3
4
II
0
1
2
3
4
Os elétrons no circuito externo fluirão do eletrodo de cobre para o eletrodo de zinco.
O potencial padrão da cela é – 0,42 V.
Quando o equilíbrio for atingido não haverá diferença de potencial entre os eletrodos.
Os íons zinco são reduzidos a zinco metálico.
O eletrodo de cobre é o cátodo.
a
05 – (UFPE – 2 fase/94) A tabela abaixo apresenta os potenciais padrão de redução de alguns elementos.
– 3,05 V
Li+
+ e–
 Li
+3
–
– 1,66 V
Aℓ
+ 3 e  Aℓ
– 0,77 V
Zn+2 + 2 e–  Zn
– 0,41 V
Fe+2 + 2 e–  Fe
+ 0,34 V
Cu+2 + 2 e–  Cu
Com base nestes dados, podemos afirmar:
I
0
1
2
II
0
1
2
3 3
4 4
A força eletromotriz de uma pilha Li / Li +(1,0 M) // Cu++(1,0 M) / Cu é 3,39 V.
Em uma pilha Aℓ / Aℓ+++(1,0 M) // H+(1,0 M) / H2 ocorre redução do Aℓ+++ a Aℓ.
A força eletromotriz fornecida pela pilha A / A+++(1,0 M) // H+(1,0 M) / H2 é maior que a fornecida pela pilha Li /
Li+(1,0 M) // Cu++(1,0 M) / Cu.
Em uma pilha H2 / H+(1,0 M) // Cu++(1,0 M) / Cu ocorre oxidação do H2 a H+.
Li é o mais poderoso redutor entre os elementos relacionados na tabela acima.
06 – (FESP – UPE/97)
I II
0 0
1 1
2 2
3 3
4 4
Uma pilha voltáica é um dispositivo que possibilita a obtenção de corrente elétrica, através de uma reação de
dupla-troca, não espontânea.
A reação que ocorre na descarga de uma pilha é espontânea e é acompanhada de liberação de energia livre.
Na pilha de DANIELL, há o transporte de dois mols de elétrons dos átomos de cobre para os cátions de zinco.
O eletrodo padrão de hidrogênio é uma semipilha constituída por uma lâmina de platina mergulhada numa
solução 1mol/L de hidróxido de sódio.
Na pilha de DANIELL, quanto maior for a concentração dos cátions zinco, maior será a voltagem da pilha.
07 – (UFPE – CTG/2011.2) Observando os potenciais padrão de redução apresentados abaixo,
O2(g) + 4H+(aq) + 4e– ⇄ 2 H2O(ℓ)
2 H+(aq) + 2 e– ⇄ H2(g)
2+
–
Zn (aq) + 2 e ⇄ Zn(s)
2 H2O(ℓ) + 2 e– ⇄ H2(g) + 2 OH–(aq)
+
–
Li (aq) + e ⇄ Li(s)
E0 = 1,23 V
E0 = 0 V
0
E = –0,76 V
E0 = –0,83 V
0
E = –3,0 V
podemos afirmar que:
I
0
1
2
3
II
0
1
2
3
o íon lítio é um agente oxidante mais forte que o íon hidrogênio.
o zinco metálico é um agente redutor mais forte que o lítio metálico.
a água é um agente redutor mais fraco que o hidrogênio molecular.
uma célula com um cátodo contendo íon hidrogênio e um ânodo de zinco deve apresentar um potencial padrão
de célula maior que zero.
4 4 o lítio metálico deve reagir espontaneamente com água e produzir gás hidrogênio.
18
Eletroquímica – Pilhas
13 – Aplicações no Cotidiano
13.A – Metal de Sacrifício
Metal que protege outros metais da oxidação (corrosão).
O metal de sacrifício deve apresentar um potencial de oxidação maior que o potencial de
oxidação do metal a ser protegido.
Dessa forma o metal de sacrifício fornece elétrons ao metal protegido, impedindo-o de sofrer oxidação
(corrosão).
Exemplo: O magnésio pode proteger da oxidação uma tubulação de ferro exposta a umidade do ambiente...
2+
–
Mg (aq) + 2e
+2
–
Fe (aq) + 2 e
 Mg(s)
 Fe(s)
Mg(s)  Mg (aq) + 2e
2+
–
Fe(s)  Fe (aq) + 2e
2+
E(red) = –2,36
E(red) = – 0,41 V
–
E(oxid) = +2,36 V
E(oxid) = +0,41 V
O magnésio tem potencial de oxidação maior que o ferro.
Então o magnésio pode proteger o ferro, doando elétrons para o
ferro.
e–
Mg(s)
O Mg fornece elétrons sofrendo oxidação, ou seja, o magnésio
se desgasta, sofre corrosão (por isso é chamado metal de
sacrifício) ...
Mg(s)  Mg+2(aq) + 2 e–
Com esse fornecimento de elétrons, o Mg abastece o Fe com
elétrons, impedindo que a tubulação sofra oxidação.
e–
O Ferro recebe elétrons sofrendo redução...
Fe+2(aq) +
Fe(s)
2 e–
 Fe(s)
Com esse recebimento de elétrons, a tubulação de ferro
está protegida da corrosão.
13.B – Solução Aquosa em Recipiente Metálico
Solução de uma espécie química com potencial de redução maior que o potencial do recipiente metálico:
Recipiente de metal M
M
 A solução corrói o recipiente metálico.
 A solução fica contaminada pelo metal que constitui o
recipiente.
+
M (aq)
+
M (aq)
Solução de uma espécie química com potencial de redução menor que o potencial do recipiente metálico:
Solução com cátions de
elevado potencial de
redução

X+(aq)
+
X (aq)
Eletroquímica – Pilhas
X0(s)
Com o passar do tempo os cátions da solução aquosa
passam a revestir as paredes internas do recipiente
metálico.
19
Testes de
Vestibulares
08 – (UPE – Seriado 3º Ano – 1º dia/ 2010) Duas barras de ferro, uma revestida com uma camada de zinco, e a outra, com
uma camada de estanho, são riscadas e colocadas ao relento. Em relação à corrosão a que as barras de ferro estão
sujeitas, é CORRETO afirmar que
(Os potenciais padrão de redução do Zn, Sn e Fe são, respectivamente , – 0,76V, - 0,14V e – 0,44V.)
a) o zinco age sobre a barra de ferro riscada, impedindo que a corrosão, uma vez iniciada, continue.
b) o zinco só age como inibidor de corrosão, se a barra de ferro não for riscada.
c) o estanho é um redutor mais eficiente que o zinco, razão pela qual a barra de ferro riscada revestida com estanho
não se oxida.
d) é de se esperar que a corrosão, uma vez iniciada, continue, independentemente de o revestimento ser de zinco ou
estanho.
e) em ambiente marinho, na presença da água do mar, a corrosão da barra de ferro é inibida pela ação química dos
cloretos.
09 – (UPE – Seriado 2º Ano/2010) Entre as afirmativas abaixo relacionadas ao estudo da eletroquímica, assinale a
alternativa VERDADEIRA.
a) O potencial padrão de redução da prata é +0,80V, e o do Zinco é –0,76V. Isso significa que o cátion prata em
solução aquosa, na presença de uma chapa de zinco, será reduzido à prata metálica.
b) O eletrodo padrão de hidrogênio consiste em uma placa de zinco mergulhada numa solução 1 mol/L de íons Zn 2+ a
25oC.
c) Na pilha de Daniell, sempre a reação de redução ocorre no ânodo, e a de oxidação, no cátodo.
d) Os potenciais eletroquímicos independem da natureza dos reagentes e dos produtos da reação, dependendo,
apenas , das quantidades de materiais consumidos.
e) O processo de enferrujamento de uma peça metálica requer inicialmente que esta esteja seca, em ambiente não
úmido e sem contato direto com o oxigênio do ar.
10 – (ENEM 2012) O boato de que os lacres das latas de alumínio teriam um alto valor comercial levou muitas pessoas a
juntarem esse material na expectativa de ganhar dinheiro com sua venda. As empresas fabricantes de alumínio
esclarecem que isso não passa de uma “lenda urbana”, pois ao retirar o anel da lata, dificulta-se a reciclagem do
alumínio. Como a liga do qual é feito o anel contém alto teor de magnésio, se ele não estiver junto com a lata, fica mais
fácil ocorrer a oxidação do alumínio no forno. A tabela apresenta as semirreações e os valores de potencial padrão de
redução de alguns metais:
Semirreação
Li
+ e–
→
K+ + e–
→
Mg2+ + 2 e–
→
3+
–
Aℓ
+ 3e
→
Zn2+ + 2 e–
→
2+
–
Cu + 2 e
→
+
Li
K
Mg
Aℓ
Zn
Cu
Potencial Padrão de Redução (V)
– 3,05
– 2,93
– 2,36
– 1,66
– 0,76
+ 0,34
Disponível em: www.sucatas.com.
Acesso em: 28 fev. 2012 (adaptado).
Com base no texto e na tabela, que metais poderiam entrar na composição do anel das latas com a mesma
função do magnésio, ou seja, proteger o alumínio da oxidação nos fornos e não deixar diminuir o rendimento da sua
reciclagem?
a)
b)
c)
d)
e)
20
Somente o lítio, pois ele possui o menor potencial de redução.
Somente o cobre, pois ele possui o maior potencial de redução.
Somente o potássio, pois ele possui potencial de redução mais próximo do magnésio.
Somente o cobre e o zinco, pois eles sofrem oxidação mais facilmente que o alumínio.
Somente o lítio e o potássio, pois seus potenciais de redução são menores do que o do alumínio.
Eletroquímica – Pilhas
11 – (UNICAP – Quí. I/2002) Segundo os potenciais de redução abaixo
Zn (aq) + 2 e  Zn (s)
Cu2+(aq) + 2 e–  Cu0 (s)
2+
I
0
1
2
3
II
0
1
2
3
4 4
–
0
0
E = –0,76 V.
E0 = +0,34 V.
Uma solução de sulfato cúprico pode ser armazenada num tanque de zinco sem risco de reação química;
A pilha formada por zinco e cobre terá uma voltagem negativa;
Existindo uma tubulação de cobre, o zinco poderia ser utilizado como metal de sacrifício;
A reação Cu0(s) + Zn2+(aq)  Zn0 (s) + Cu2+(aq) tem um potencial negativo; isto implica que a reação jamais
ocorrerá;
Na pilha Zn0 (s) / Zn2+(aq) // Cu2+(aq) / Cu0(s) , o zinco metálico irá se oxidar e será a espécie consumida no processo.
Resoluções de Testes e
Comentários Adicionais
Eletroquímica – Pilhas
21
14 – Pilhas e Baterias Comerciais
As pilhas se tornaram tão importantes em nosso cotidiano que merecem um estudo especial. São elas as
responsáveis pelo funcionamento de computadores portáteis, relógios, telefones, calculadoras, rádios, e até na medicina,
em marca-passos cardíacos.
14.A – Pilha de Leclanché
(+) Cátodo
A pilha seca ácida foi desenvolvida em 1866, pelo
Cobertura
químico francês George Leclanché (1839-1882). Ela é a pilha
de aço
mais comum hoje em dia, pois é a mais barata e a mais usada
Lacre de cera
em lanternas, rádios, equipamentos portáteis e aparelhos
elétricos como gravadores, flashes e brinquedos.
Essa pilha na verdade não é seca, pois dentro dela Bastão de grafite
há uma pasta aquosa, úmida, mas ela recebeu esse nome para Separação porosa
diferenciá-la (porque era revolucionária, na época em que foi
criada) das primeiras pilhas até então conhecidas, como a pilha
Folha de zinco
de Daniell (imagem abaixo), que utilizavam recipientes com
soluções aquosas.
Envoltório externo
A pilha seca produz uma voltagem de apenas 1,5
V, mas pode ser melhorada com seu uso descontínuo, ou seja,
alternar períodos de uso com repouso fora do produto.
Camada
isolante
de areias
NH4Cℓ
ZnCℓ2
MnO2
( –) Ândodo
A sua composição é dada segundo o esquema básico das partes principais da reação eletroquímica a seguir:
Dentro da pilha temos o ânodo (polo negativo) e o cátodo (polo positivo), que são formados por:
Ânodo: Oxidação que ocorre no zinco metálico que fica no envoltório da pilha
Zn(s)  Zn2+(aq) + 2 e–
Cátodo: Redução do manganês de NOX +4 (MnO2) para +3 (Mn2O3) presente na pasta úmida* que fica na parte interna.
d pilha.
2 MnO2(aq) + 2 NH41+(aq) + 2 e–  1 Mn2O3(s) + 2 NH3(g) + 1 H2O(ℓ)
*Essa mistura pastosa é constituída de cloreto de amônio (NH4Cℓ), óxido de manganês (MnO2) e carbono
pulverizado. O zinco transfere os seus elétrons para o manganês por meio da barra de grafita central, que em razão disso é
considerada o polo positivo do circuito externo da condução dos elétrons.
Assim, temos como reação global de funcionamento da pilha seca ácida:
Zn(s) + 2 MnO2(aq) + 2 NH41+(aq)  Zn2+(aq) + 1 Mn2O3(s) + 2 NH3(g)
Seu funcionamento cessa definitivamente quando todo o dióxido de manganês é convertido em
trióxido de manganês. Essa reação é irreversível, por isso essas pilhas são não recarregáveis.
22
Eletroquímica – Pilhas
14.B – Pilha seca alcalina
O mais popular tipo de pilha é, sem dúvida, a alcalina. a pilha alcalina. As
pilhas alcalinas recebem este nome por que são feitas a partir de bases,
possuem d.d.p de 1,5 V e não são recarregáveis.
A pilha alcalina é uma pilha seca de Zn e MnO2,
com solução eletrolítica é base forte (KOH).
Sua voltagem também é de 1,5V, porém sua duração é cinco vezes maior que
a pilha seca de Leclanché. Seu funcionamento é explicado pelas seguintes reações:
Ânodo: Oxidação do zinco metálico a cátion zinco que é convertido em hidróxido de zinco e, em seguida, transformado
em óxido de zinco...
Zn(s)  Zn2+(aq) + 2 e–
Zn2+(aq) + 2 OH–1(aq)  Zn(OH)(s)  ZnO(s) + H2O
Cátodo: Redução do manganês de NOX +4 (MnO2) para +3 (Mn2O3).
2 MnO2 + H2O + 2 e–
 Mn2O3 + 2 OH–1
Reação global: Zn(S) + 2 MnO2(s)  ZnO(s) + Mn2O3(s)
14.C – Quais as diferenças entre pilhas ácidas e alcalinas?
1. Composição: A pilha alcalina é composta por uma mistura eletrolítica: pasta básica de NaOH (hidróxido de sódio - bom
condutor eletrolítico) ou KOH. Já a pilha seca comum contém cloreto de amônio NH4Cℓ (sal de caráter
ácido) e recebe a classificação de ácida.
2. Aplicação: A pilha seca é usada para produzir correntes pequenas em serviços contínuos, sendo por isso indicada para
rádios portáteis, telefones, campainhas, lanternas, serviços de sinalização, etc. A pilha alcalina, por sua vez,
é apropriada para equipamentos que requerem descargas de energia rápidas e fortes, como brinquedos,
câmeras fotográficas digitais, MP3 players, etc.
3. Durabilidade: As pilhas alcalinas duram cerca de cinco vezes mais que as ácidas. O Hidróxido de sódio possui maior
condutividade elétrica e consequentemente vai transportar energia mais rapidamente que o Cloreto de
amônio. Esta reação rápida em pilhas básicas proporciona maior vida útil aos seus constituintes.
Por Líria Alves
Graduada em Química
Equipe Brasil Escola
http://www.brasilescola.com/quimica/pilhas-alcalinas.htm
Eletroquímica – Pilhas
23
14.D – bateria de chumbo (bateria de automóvel)
As baterias de chumbo utilizadas em automóveis são muito duráveis, com uma voltagem de 12 V,
compostas de 6 pilhas ou células. Seu ânodo (polo negativo) corresponde às placas de chumbo; e o seu cátodo (polo
positivo), às placas de chumbo com óxido e chumbo IV (PbO2).
Eletrodo positivo de
placas múltiplas.
Os eletrodos negativos e positivos,
de elementos vizinhos, estão ligados
entre si para aumentar a voltagem.
Eletrodo negativo
de placas múltiplas.
Caixa da bateria
Divisores dos
elementos
Separadores
As baterias dos automóveis possuem normalmente essa força eletromotriz de 12 V, pois são compostas de 6
pilhas ou células de chumbo-ácido. E elas são também denominadas como baterias de chumbo, porque o seu ânodo (pólo
negativo) são as placas de chumbo e o seu cátodo (pólo positivo) são as placas de chumbo com óxido e chumbo IV (PbO2).
Essas baterias possuem altas correntes, que permitem dar partida em motores graças aos elevados valores de densidade
de potência que apresentam.
Como se observa na figura abaixo, as placas de chumbo revestidas de PbO2 (placas negativas) são ligadas ao
conector positivo. Enquanto que as placas de chumbo (placas negativas) são ligadas ao conector negativo. Elas são
separadas por algum papelão, plástico ou algum papel separador microporoso.
Esse conjunto é colocado no compartimento da bateria e mergulhado em uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4)
com uma densidade de aproximadamente 1,28 g/cm 3.
As semi-reações e a reação global que ocorrem nessa bateria são:
⇄ PbSO4 + H3O1+ + 2e–
Ânodo:
Pb + HSO41– + H2O
Cátodo:
PbO2 + HSO41– + 3 H3O1+ + 2 e– ⇄ PbSO4 + 5 H2O
As placas de chumbo
liberam elétrons
O revestimento de óxido plúmbico
recebe elétrons.
Reação global: Pb + PbO2 + 2 HSO41– + 2 H3O1+ ⇄ 2 PbSO4 + 4 H2O
Como pode ser observado pela seta dupla acima, essas reações são reversíveis, o que significa que é
possível recarregar novamente as baterias de chumbopor se fornecer energia ao sistema, ou seja, é possível passar uma
corrente elétrica fornecida por um gerador de corrente contínua. Desse modo, o sentido dessas reações é invertido,
ocorrendo a regeneração de grande parte do ácido sulfúrico e carregando, assim, a bateria. No automóvel, essa diferença
de potencial que fornece energia e recarrega a bateria é feita pelo dínamo ou pelo alternador.
A densidade do ácido sulfúrico ajuda a identificar se a bateria está descarregada. Visto que sua densidade é
1,28g/cm- ; se este valor estiver abaixo de 1,20 g/cm3, significa que o ácido sulfúrico foi consumido e a bateria está
descarregada. Por isso, essas baterias são muito duráveis.
Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química
Equipe Brasil Escola
24
Eletroquímica – Pilhas
14.D – Células de Combustível
Há vários tipos de pilhas de combustível, conforme o eletrólito e demais materiais de sua constituição,
funcionando umas a baixa e outras a alta temperatura. Dentre os vários tipos, as “Polymer Electrolyte Membrane Fuel
Cells” (PEMFC ou PEM) e as “Solid-Oxide Fuel Cells” (SOFC)
As PEM são alimentadas com hidrogênio puro e funcionam a baixa temperatura (cerca
80oC), sendo indicadas para uso em automóveis, como ocorre em veículos de uso pessoal, disponibilizados por Mercedes,
Hyunday, Toyota, General Motors, híbridos da Audi e Ford e as scooter da Honda, quer de transporte público, como é o
caso de alguns ônibus que circulam na cidade de Londres. Estas pilhas de combustível podem ainda ser usadas em
sistemas de produção de eletricidade a nível doméstico ou em pequena escala. Outro exemplo é o uso em computadores
portáteis e celulares, em que um tipo de PEM que usa metanol em vez de hidrogênio, substitui as baterias.
As SOFC são mais flexíveis em termos de combustível, pois para além de hidrogênio são ainda
compatíveis com metano ou monóxido e dióxido de carbono, funcionando a elevada temperatura (700oC –
1000oC). Devido a esta flexibilidade, e à elevada eficiência, as SOFC são mais indicadas para produção de energia em
fontes estacionárias.
14.E – Pilhas recarregáveis
As pilhas não-recarregáveis, que são aquelas que são utilizadas uma vez e depois são descartadas, são
chamadas de pilhas primárias. Nessas pilhas os materiais de oxidação e de redução não permanecem no ânodo e no
cátodo, por isso é impossível reverter o estado final.
As pilhas recarregáveis são aquelas que depois de utilizadas pode ser recarregadas e utilizadas
novamente, estas são chamadas de pilhas secundárias. Nessas pilhas os materiais de oxidação ficam no ânodo e
os materiais de redução permanecem no cátodo, sendo possível inverter as reações
Níquel – cádmio ou NiCd (Nickel Cadmium)
Também chamadas de Níquel Cádmio, esse é o tipo de pilha recarregável que surgiu primeiro .
Normalmente as pilhas NiCd são mais baratas, porém têm menor tempo de vida útil, além de terem menor capacidade de
carga.
Problemas no cotidiano:
As baterias de Níquel Cádmio podem sofrer de um problema chamado "efeito memória". Quando isso
ocorre, a pilha deixa de ser recarregada totalmente por sua composição química dar sinal de que a carga está completa.
Para entender melhor, imagine que uma pilha tem um efeito memória que atinge 10% de sua capacidade. Isso indica que
sua carga será de 90%, pois a pilha indicará que os 10% restantes já estão carregados.
O efeito memória acontece quando resíduos de carga na pilha induzem a formação de pequenos blocos de
cádmio. A melhor maneira de evitar o problema é não fazer recargas quando a bateria está parcialmente descarregada. É
melhor esperar até a pilha "ficar fraca" e você não conseguir mais utilizá-la em seu aparelho para então recarregá-la.
As pilhas NiCd estão cada vez mais em desuso, pois além do efeito memória, de terem menor capacidade e
menor tempo de vida útil, esse tipo de bateria é muito poluente, já que o cádmio é um elemento químico altamente
tóxico e prejudicial ao meio ambiente.
Eletroquímica – Pilhas
25
Pilhas de níquel–metalidreto ou NiMH (Níquel-Metal Hydride)
Também denominadas de Níquel Metal Hidreto, as pilhas NiMH são o tipo mais usado atualmente,
pois oferecem maior capacidade, maior tempo de vida, suportam mais recargas se comparado ao NiCd (dependendo do
fabricante, isso pode não ser verdadeiro) e são menos poluentes, já que não utilizam materiais pesados, como o cádmio.
Outra vantagem desse tipo é a não existência do efeito memória.
Pilhas de lítio
O ânodo é feito de metal lítio e o cátodo é de MnO 2 ou cloreto de sulfurila (SOCℓ2).
As pilhas de lítio apresentam uma alta voltagem: 3,4V.
Ânodo:
4 Li(s)  4 Li+(aq) + 4 e–
 4 Cℓ– + S + SO2
Cátodo: 2 SOCℓ2 + 4 e–
+4
0
Vantagens no cotidiano: Sendo o lítio o mais leve metal existente no universo, é possível construir grandes baterias
de lítio com peso extremamente mais baixo que o peso das demais baterias, de mesmo
tamanho, fabricadas com outros materiais. Os futuros automóveis elétricos serão movidos
por bateria de lítio.
14.F – Legislação
A Resolução nº 257 do CONAMA - Conselho Nacional do Meio Ambiente, que entrou em vigor em julho de
2000, determinou que os fabricantes, importadores, rede autorizada de assistência técnica e os comerciantes de pilhas e
baterias ficam obrigados a coletar, transportar e armazenar o material. Os fabricantes e os importadores são os
responsáveis pela reutilização, reciclagem, tratamento ou disposição final do produto.
No Brasil, não é preocupação prioritária a disposição final de pilhas e baterias usadas. A grande maioria dos
brasileiros não sabe que PILHAS E BATERIAS SÃO LIXO QUÍMICO, QUE PODEM CAUSAR DANOS SÉRIOS À SAÚDE e que
devem ter uma destinação final diferenciada do lixo comum
15 – Alessandro Volta
Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio Volta nasceu em 18
de fevereiro de 1745, na pequena cidade de Como, próxima de Milão, na
Itália.
Estudou boa parte de sua vida no colégio dos jesuítas, mas, aos 16 anos, o
abandonou para estudar por conta própria, apenas com a assistência de um
cônego. Esse cônego e amigo de Volta foi Gattoni, que além de lhe ensinar
os princípios básicos de Física, também lhe forneceu alguns aparelhos
necessários para suas experimentações.
Apesar de seu tio o incentivar a estudar Direito, ele estava
decido a estudar Física. E, incrivelmente, Volta aprendeu sozinho Física,
Matemática, Latim, Francês, Alemão e Inglês.
Mesmo não possuindo um diploma ou não tendo defendido uma tese,
Alessandro Volta conseguiu com a ajuda do governador da
Lombardia austríaca, Carlo di Firmian, um emprego como professor. Com o
tempo ele passou de professor substituto a professor regente. Além disso,
também conseguiu a cátedra de professor de Física Experimental nas
escolas de Como.
Ele se tornou um inventor muito notável. Um dos seus
primeiros inventos foi realizado em 1776, que foi o eudiômetro, um
aparelho que por meio de uma centelha elétrica causava a reação entre dois
compostos gasosos.
26
Uma das maiores invenções de
Alessandro Volta foi a pilha elétrica
Eletroquímica – Pilhas
Volta usou esse aparelho para confirmar as leis das proporções definidas de Proust e as dos gases, incluindo
a lei da dilatação dos gases submetidos a aquecimento, que foi uma lei que ele próprio determinou, juntamente com GayLussac.
Naquele mesmo ano, Alessandro Volta isolou o gás metano, descoberta que aumentou ainda mais a sua
fama, tanto que ele foi escolhido para lecionar na Universidade de Pávia, em 1779, da qual posteriormente se tornou o
reitor.
Ele também sugeriu a produção industrial de vacinas, difundiu o uso do amianto para a indústria, difundiu
também a cultura controlada do bicho-da-seda e racionalizou o cultivo do lúpulo e da batata.
Entretanto, a invenção que mais lhe trouxe créditos foi a pilha elétrica, em 1800. Ele causou uma
enorme agitação no mundo científico quando empilhou discos alternados de zinco e cobre, separando-os por pedaços de
tecidos embebidos em solução de ácido sulfúrico. Esse aparelho que produzia corrente elétrica, sempre que um fio
condutor era ligado aos discos de zinco e de cobre das extremidades, passou a ser chamado de pilha de Volta. A partir daí,
todos os aparelhos que produziam eletricidade por meio de processos químicos passaram a ser denominados pelos
seguintes nomes: celas voltaicas (em homenagem a Volta), pilhas galvânicas (em homenagem a Luigi Galvani (17371827)) ou, simplesmente, pilhas.
Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química
Brasil Escola
http://www.brasilescola.com/quimica/alessandro-volta.htm
Testes de
Vestibulares
01 – (ENEM/2011) Um curioso estudante, empolgado com a aula de circuito elétrico que assistiu na escola, resolve
desmontar sua lanterna. Utilizando-se da lâmpada e da pilha, retiradas do equipamento, e de um fio com as
extremidades descascadas, faz as seguintes ligações com a intenção de acender a lâmpada:
GONÇALVES FILHO, A.; BAROLLI, E. Instalação Elétrica: investigando e aprendendo.
São Paulo: Scipione, 1997 (adaptado).
Tendo por base os esquemas mostrados, em quais casos a lâmpada acendeu?
a) (1), (3), (6)
b) (3), (4), (5)
c) (1), (3), (5)
d) (1), (3), (7)
e) (1), (2), (5)
02 – (FESP – UPE/2001) Dentre as afirmativas abaixo, assinale a verdadeira.
a) Na pilha de Daniell, o zinco metálico age quimicamente como oxidante.
b) A finalidade da ponte salina em uma pilha é permitir a passagem de elétrons de uma semipilha para outra.
c) Uma solução de sulfato de níquel deve ser armazenada em recipiente de alumínio
( Al3+ + 3e-  Al, E0 = -1,66V; Ni2+ + 2 e-  Ni, E0 = -0,23V ).
d) No processo de enferrujamento de uma peça de ferro, no ânodo ocorre a oxidação do ferro.
e) Na pilha alcalina, o cloreto de amônio é substituído pelo hidróxido de amônio; em conseqüência, a durabilidade
dessa pilha é muito maior que a da pilha comum, tendo em vista a estabilização da corrente elétrica produzida
pelo hidróxido de amônio.
Eletroquímica – Pilhas
27
03 – (ENEM/2010) O crescimento da produção de energia elétrica ao longo do tempo tem influenciado decisivamente o
progresso da humanidade, mas também tem criado uma séria preocupação: o prejuízo ao meio ambiente. Nos
próximos anos, uma nova tecnologia de geração de energia elétrica deverá ganhar espaço: as células de combustível
hidrogênio/oxigênio.
VILLULLAS, H. M;TICIANELLI, E. A; GONZÁLEZ, E. R. Química Nova na Escola. Nº 15, maio 2002
Com base no texto e na figura, a produção de energia elétrica por meio da célula a combustível hidrogênio/oxigênio
diferencia-se dos processos convencionais por que:
a) transforma energia química em energia elétrica sem causar danos ao meio ambiente, porque o principal
subproduto formado é a água.
b) converte a energia química contidas nas moléculas dos componentes em energia térmica, sem que ocorra a
produção de gases poluentes nocivos ao meio ambiente.
c) transforma energia química em energia elétrica, porém emite gases poluentes da mesma forma que a produção de
energia a partir dos combustíveis fósseis.
d) converte energia elétrica proveniente dos combustíveis fósseis em energia química, retendo os gases poluentes
produzidos no processo sem alterar a qualidade do meio ambiente.
e) converte a energia potencial acumulada nas moléculas de água contidas no sistema em energia química, sem que
ocorra a produção de gases poluentes nocivos ao meio ambiente.
04 – (UPE – Quí. I/2009) Sobre os aspectos físico-químicos dos sistemas, são apresentadas as afirmativas abaixo. Analiseas e conclua.
I II
0 0 É correto afirmar que os incêndios florestais se propagam mais rapidamente, em dias nos quais praticamente
não venta.
1 1 Um bloco de gelo a 0oC, quando exposto à temperatura ambiente (27oC), funde. Isso indica que a variação da
entropia total aumenta.
2 2 Os valores de KC e KP numa temperatura T são rigorosamente iguais para a transformação H2O(ℓ) ⇄ H2O(g),
qualquer que seja a pressão de vapor da água.
3 3 A proteção contra a corrosão do ferro (EoRed = – 0,44V) é mais eficaz, utilizando-se o estanho (EoRed = – 0,14V) ao
invés do zinco (EoRed = – 0,76V).
4 4 Na descarga de uma bateria de chumbo, usada nos automóveis como fonte de energia elétrica, ocorre a
formação do sulfato de chumbo e água.
05 – (UPE – Quí. I/2011) As proposições abaixo se referem à eletroquímica. Analise-as.
I.
A ponte salina é um tubo que contém um isolante gelatinoso que impede a passagem de elétrons através das
duas soluções da pilha, evitando a descarga rápida.
II. Ânodo e cátodo são eletrodos de uma pilha onde ocorrem, respectivamente, as reações de oxidação e redução.
III. As notações H+(aq)/H2(g)/Pt e Pt/H2(g)/H+(aq) referem-se ao eletrodo de hidrogênio escrito como ânodo e cátodo,
respectivamente.
IV. Na descarga de uma bateria de chumbo (bateria de automóvel), forma-se o sulfato de chumbo e, na carga entre
outras substâncias, forma-se o PbO2.
V. Comparando-se a pilha seca alcalina com a pilha de Leclanché, verifica-se que o cloreto de amônio encontrado na
pilha de Leclanché é substituído pelo KOH na pilha seca alcalina.
São VERDADEIRAS
a) I, III e IV.
28
b) II, III e IV.
c) I, II e III.
d) III, IV e V.
e) II, IV e V.
Eletroquímica – Pilhas
06 – (UFPE – 1ª Fase/2007) O dióxido de manganês é uma substância utilizada em cátodos de algumas pilhas e baterias.
Em uma pilha alcalina, a reação produz o hidróxido de manganês (II).
Sabendo-se que a massa atômica do manganês e do oxigênio são respectivamente 54,94g/mol e 16,00g/mol, analise as
afirmativas abaixo.
1) O dióxido de manganês é um agente redutor e, para cada mol dessa substância, 2 mols de elétrons são
transferidos.
2) 173,88 g de dióxido de manganês podem trocar no máximo 4 mols de elétrons.
3) O estado de oxidação do manganês no dióxido de manganês é +4.
4) A semi-reação de conversão de um mol, de dióxido de manganês a hidróxido de manganês (II), consome dois mols
de moléculas de água.
Estão corretas:
a) 1, 2, 3 e 4
b) 1 e 3 apenas
c) 2 e 3 apenas
d) 2, 3 e 4 apenas
e) 1 e 4 apenas
Resoluções de Testes
Comentários Adicionais
Eletroquímica – Pilhas
29
Resoluções de Testes
Comentários Adicionais
Gabarito de:
Eletroquímica – Pilhas (41 questões)
(Páginas 05 e 06)
No
Resposta
No
Resposta
No
Resposta
No
Resposta
01
02
03
C
A
A
04
05
06
C
D
A
07
08
09
D
09
C
10
11
VFFFF
D
No
Resposta
No
Resposta
o
Resposta
(Páginas 11, 12, 13 e 14)
No
Resposta
No
Resposta
No
Resposta
01
02
03
04
05
FFVFF
C
12
11
VVFVV
06
07
08
09
10
40
E
FVFVV
B
FVVFF
11
12
13
14
15
A
C
E
D
D
(Páginas 16, 18, 20 e 21)
No
Resposta
No
Resposta
No
Resposta
01
02
03
04
05
VVFVV
FVVFV
A
FFVFV
VFFVV
06
07
08
09
10
FVFFF
FFVVV
11
FFVFV
A
C
E
(Páginas 25,26 e 27)
o
o
Resposta
N
Resposta
N
Resposta
01
02
D
D
03
04
A
FVFFV
05
06
E
D
Comunique-se com seu professor:
30
o
N
N
[email protected]
Eletroquímica – Pilhas