RECIFE
Colégio Salesiano Sagrado Coração
Aluna(o): _____________________________________________ Nº: _________ Turma: 3º ano ________
Recife, ______ de ________________ de 2015
Disciplina:
Química
Professor: Eber
Barbosa
Estudo das Pilhas
]
07 – 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.
7.A – Estado Inicial da Pilha
e–
e–
e–
e–
e–
Zn(s)
e–
e–
SO4–2(aq)
SO4–2(aq)
Zn+2(aq)
SO4
Zn+2(aq)
–2
(aq)
ZnSO4
1,0 M
CuSO4
1,0 M
SO4
–2
(aq)
Cu+2
e–
Cu+2(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
Zn (s) ⇆ Zn+2(aq) + 2 e–
Eletroquímica – Pilhas
Eoxi = + 0,76 volts
Cu+2(aq) + 2 e– ⇆
Cu(s)
Ered = + 0,34 volts
1
7.B – Estado Final da Pilha
e–
e–
Zn(s)
Cu(s)
A solução aquosa torna-se
mais concentrada
em cátions Zn+2(aq)
7.C – Notação da Pilha
A solução aquosa torna-se
menos concentrada
em cátions Cu+2(aq)
Zn0(s) / Zn+2(aq) // Cu+2(aq) / Cu0(s)
Polo negativo, oxidação: ânodo
Ponte
Salina
Zn(s)
+
Cu+2(aq) ⇆
Zn+2(aq)
+
Cu(s)
Cátodo: polo positivo, redução.
Testes de
Vestibulares
01 – (PUC – RJ) Um alquimista maluco descobriu que o chumbo metálico pode ceder elétrons espontaneamente em soluções
de AuCℓ3, e construiu a seguinte pilha:
| Pb0 | Pb2+ || Au3+ | Au0 |
Para esta pilha, é correto afirmar:
a) O Au0 se reduz e o Au3+ se oxida.
b) O alquimista transformou chumbo em ouro.
c) O cátodo é o Au0 e o ânodo é o Pb0.
d) A solução de Pb2+ ficará mais diluída.
e) A solução de Au3+ ficará mais concentrada.
02 – (FURRN) A figura dada representa uma pilha simples.
Com base nos conhecimentos sobre eletroquímica, é correto
afirmar:
a)
b)
c)
d)
e)
Os elétrons do cobre se depositam na lâmina de zinco.
O eletrodo Cu2+/Cu0 tem tendência à redução.
O eletrodo positivo é o ânodo.
O Cu2+ é o agente oxidante.
A temperatura e a pressão não influenciam no potencial
do eletrodo.
03 – (UFV–MG) Considere a pilha, em funcionamento,
esquematizada ao lado:
A equação da reação total desta pilha é:
a)
b)
c)
d)
e)
Zn0
Zn0
Zn2+
Zn2+
Zn0
2
+
+
+
+
+
2 Ag0
2 Ag+
2 Ag0
2 Ag+
Zn2+
⇄
⇄
⇄
⇄
⇄
Zn2+
Zn2+
Zn0
Zn0
2 Ag0
+
+
+
+
+
2 Ag+
2 Ag0
2 Ag+
2 Ag0
2 Ag+
Eletroquímica – Pilhas
08 – 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–
Cátions (Zn+2)
Ânions (SO4–2)
Ânodo
Polo (–)
Zn0(s)
Zn+2(aq)
Cátodo
Polo (+)
Cu0(s)
Zn+2(aq)
SO4–2(aq)
SO4–2(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
3
09– Determinação da DDP
9.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
+2
–
Menor potencial
A equação será invertida
Temos:
Maior potencial
A equação será mantida como está.
Reação
anódica
Reação
catódica
Reação
global
⇆
Zn (s)
Cu+2(aq)
Zn(s)
+
Zn+2(aq)
+
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
9.B – Determinação do Potencial da Pilha ou Força Eletromotriz
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.
4
Para várias pilhas associadas em
série os potenciais se somam
Eletroquímica – Pilhas
Testes de
Vestibulares
04 – (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
apresentado abaixo e os dados de potenciais padrão de eletrodos (E 0), do quadro a seguir:
Semi-reação
Ag+(aq) + e– → Ag(s)
Cu2+(aq) + 2e– → Cu(s)
2H+(aq) + 2e– → H2(g)
Pb2+(aq) + 2e– → Pb(s)
Sn2+(aq) + 2e– → Sn(s)
Zn2+(aq) + 2e– → Zn(s)
Aℓ3+(aq) + 3e– → Aℓ(s)
Mg2+(aq) + 2e– → Mg(s)
E0 (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–
05 – (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.
06 – (UFPE – 2a fase/99) Uma célula eletroquímica é constituída por uma meia célula, com uma placa de Cd em solução
1.0M de Cd+2(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?
07 – (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
5
08 – (UFPE – 2a 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:
Cu2+(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.
09 – (UFPE – 2a fase/91) Abaixo estão representadas, em notação simbólica, duas pilhas com seus respectivos potenciais
padrão (O).
Aℓ (s) / Aℓ+3(aq) // Fe+3(aq) / Fe+2(aq)
Fe+2(aq) / Fe+3(aq) // H2O2() / H2O()
O = 3,00 V
O = 1,00 V
Qual a diferença de potencial , em volts, fornecido por 10 pilhas Aℓ (s) / Aℓ+3(aq) // H2O2() / H2O() associadas em série ?
10 – (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 Cr3+. 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 +.
11 – (UNICAP – Quí. I/98) Analisando a pilha abaixo, podemos afirmar que seguem.
I
0
1
2
3
4
II
0
1
2
3
4
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.
12 – (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
6
b) +0,267 V
c) –0,534 V
d) –0,539 V
e) +0,539 V
Eletroquímica – Pilhas
13 – (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.
A semi-reação Cu0  Cu+ + e– apresenta potencial padrão igual a – 0,52 volts. Assim, o potencial padrão
párea a semi-reação 3 Cu0  3 Cu+ + 3 e– é – 1,56 volts.
14 – (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
15 – (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
16 – (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-cobre-zincocobre-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.
7
17 – (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.
Cu2+ + 2 e– → Cu0 E = + 0,34 V
Zn0 → Zn2+ + 2 e– E = +0,76 V
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.
9.C – Fatores que Determinam o Potencial da Pilha ou Força Eletromotriz
A fem de uma pilha depende:
A natureza dos metais formadores da pilha
Esse é, sem dúvida, o fator mais importante. Em linguagem simples, podemos dizer que o anodo (pólo
negativo) “empurra” elétrons para o circuito externo, enquanto o catodo (pólo positivo) “puxa” elétrons do circuito externo.
Assim, quanto maior for a tendência do anodo em “soltar” elétrons e quanto maior for a tendência do catodo em
“capturar” elétrons, tanto maior será a diferença de potencial exibida pela pilha. Por esse motivo, a fem da pilha Zn/Cu é
maior que a fem da pilha Cu/Ag, por exemplo.
As concentrações das soluções empregadas
Voltemos, apenas como exemplo, à equação do equilíbrio químico presente na pilha de Daniell:
Zn0(s) + CuSO4(aq) ⇄ ZnSO4(aq) + Cu0(s)
Admitindo um comportamento ideal das soluções, é fácil perceber que, em decorrência do princípio de Le
Chatelier, um aumento da concentração do CuSO4 deslocará o equilíbrio para a direita, favorecendo a reação normal da
pilha e aumentando, em consequência, a fem apresentada. Pelo contrário, um aumento da concentração do ZnSO4
deslocará o equilíbrio para a esquerda, contrariando o funcionamento da pilha e diminuindo, portanto, sua fem. Por esse
motivo, foi escolhida arbitrariamente a concentração 1 mol/L, para ser a concentração normal ou padrão de
qualquer meia-célula. Considerando, ainda, que sólidos não deslocam o equilíbrio químico poderemos entender
porque o tamanho das placas de zinco e cobre (o tamanho da pilha) não modifica o seu potencial.
A temperatura da pilha
Já sabemos que a temperatura influi no andamento de todas as reações químicas; portanto ela irá influir
também na reação da pilha, podendo aumentar ou diminuir sua fem. Sendo assim, foi escolhida arbitrariamente a
temperatura de 25 °C como a temperatura normal ou padrão de qualquer meia-célula.
8
Eletroquímica – Pilhas
10 – Análise da Espontaneidade das Reações de Oxi–Redução
Considere as seguintes reações:
Ag0(s) + Li+(aq)  Ag+(aq) + Li0(s)
Ag+(aq) + Li0(s)  Ag0(s) + Li+(aq)
Qual dessas reações deve ocorrer espontaneamente e por quê?
Para responder essa pergunta devemos observar os potenciais de redução dos cátions Ag +(aq) e Li+(aq).


Ag+(aq) + 1e–
Li+(aq) + 1e–
Ag0(s)
Li0(s)
+ 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)
– 0,80 V
– 3,05 V
Ag0(s) + Li+(aq)  Ag+(aq) + Li0(s)
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
+ 0,80 V
+ 3,05 V
Ag+(aq) + Li0(s)  Ag0(s) + Li+(aq)
ΔE = + 3,85 V
ΔE > 0 ...... Reação espontânea
11 – Implicações Termoquímicas
Sistema
Diferença de potencial
Variação da energia livre
Espontaneidade
Pilha
Eletrólise
E > 0
E < 0
G < 0
G > 0
Espontâneo
Não espontâneo
Comentários Adicionais
Eletroquímica – Pilhas
9
Testes de
Vestibulares
08 – (UFPE – 2a 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)
Fe2+(aq) + 2e  Fe(s)
Zn2+(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.
na pilha Cu Cu2+ 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)
19 – (UFSC) Com base no diagrama da pilha Zn / Zn2+(1 Mol/L) // Ag+1(1 Mol/L) / Ag e nos potenciais padrão de oxidação, a 25oC,
das semi-reações:
Zn 
Ag 
Zn+2 + 2 e–
Ag+1 + 1 e–
E0 = + 0,76 volts
E0 = – 0,80 volts
indique os itens corretos.
I
II
III
IV
V
VI
—
—
—
—
—
—
os átomos de zinco sofrerão oxidação;
os átomos de prata perderão elétrons;
o cátodo da pilha será o eletrodo de prata;
entre os eletrodos de Zn e Ag existe uma diferença de potencial-padrão de 2,36 volts;
a massa do eletrodo de zinco diminui com o tempo;
o sentido espontâneo do processo será: Zn+2 + 2 Ag → Zn + 2 Ag+
20 – (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:
a) Reduzir o íon Fe3+.
b) Oxidar o íon Fe2+.
c) Oxidar o O2.
d) Reduzir a água.
e) Oxidar o íon H+.
21 – (UCS–RS) Um agricultor, querendo apressar a dissolução do sulfato de cobre dentro de um tanque de polietileno com
água, utilizou, para agitá-la, uma enxada de ferro nova, limpa e sem pintura. Após algum tempo, retirou a enxada da
solução e percebeu que ela mudara de cor, ficando avermelhada. A partir disso, conclui-se que houve uma reação
química sobre a enxada. Esse processo tem sua explicação no fato de:
a) o íon cobre da solução ter reduzido o ferro da enxada.
b) o ferro da enxada ser mais nobre do que o cobre.
c) o íon ferro ter agido como oxidante.
d) o íon cobre da solução ter oxidado o ferro da enxada.
e) o íon cobre ter agido como redutor.
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Eletroquímica – Pilhas
12 – 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)
Eletrodo padrão de hidrogênio: E O = 0
H2(g)

2 H+(aq) + 2 e-
Condições padrão
H+(aq)
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.
12.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.
13 – 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 NÃO-EQUILÍBRIO
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:
Keq =
[ Zn 2 ]
[Cu  2 ]
Neste ponto, não mais ocorrerá fluxo líquido de elétrons .
Quando a pilha atinge o estado de equilíbrio químico (ΔG = 0) não há corrente
elétrica.
Eletroquímica – Pilhas
11
Testes de
Vestibulares
22 – (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 + 2 e–  Cu O = + 0,34 V
Zn+2 + 2 e–  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.
23 – (UFPE – 2a 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
+2
–
– 0,41 V
Fe
+ 2 e  Fe
+2
–
+ 0,34 V
Cu
+ 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.
24 – (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.
25 – (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)
Zn2+(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
E0 = –0,76 V
E0 = –0,83 V
E0 = –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.
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Eletroquímica – Pilhas
Resoluções de Testes
Comentários Adicionais
Gabarito do Capítulo:
Estudo das Pilhas
No
Resposta
01
02
03
04
05
06
07
No
08
09
10
11
12
13
14
Resposta
No
Resposta
15
16
17
18
19
20
21
No
Resposta
22
23
24
25
Comunique-se com seu professor:
[email protected]
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Eletroquímica – Pilhas
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