Ex_Ter_Eq_A10_M_WEB_SF_SI_230309_MAC

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D I S C I P L I N A
Eletroquímica
Autores
aula
10
Carlos Neco da Silva Júnior
Patrícia Mendonça Pimentel
Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio
VERSÃO DO PROFESSOR
Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio
Todos os direitos reservados. Nenhuma parte deste material pode ser utilizada ou reproduzida sem a autorização expressa da UFRN 
- Universidade Federal do Rio Grande do Norte.
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Adaptação para Módulo Matemático
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Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio 1
1
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3
4
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Apresentação
Processos que aparentemente não estão relacionados, como a combustão, a respiração, a fotossíntese e a corrosão, estão na realidade intimamente ligados. Em cada um deles, um elétron, muitas vezes acompanhados por um grupo de átomos, é transferido de uma 
espécie para outra, resultando em uma reação de oxidação-redução. Essas reações, também 
chamadas de oxirredução ou redox, são responsáveis por grande número de reações que 
ocorrem na Química e são de imensa importância prática, não apenas em muitos processos 
bioquímicos e industriais, como também por ser a base da geração de eletricidade. Nesta aula, 
vamos dar início ao estudo da eletroquímica, no qual vamos aprender a balancear as reações 
de oxirredução e vamos discutir sobre as células galvânicas, que é um dispositivo que faz uso 
de uma reação de oxirredução espontânea para produzir corrente elétrica. 
Objetivos 
Balancear as reações de oxirredução usando a 
abordagem das semi-reações.
Aprender a usar as terminologias de células galvânicas, 
como catodo, anodo, eletrólito e ponte salina e 
entender o funcionamento de cada componente.
Compreender os processos por meio dos quais os 
potencias padrão são determinados e identificar as 
condições padrão aplicadas à eletroquímica.
Aprender como utilizar os potenciais padrão de 
redução para determinar o potencial de uma 
célula galvânica.
Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio2 Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio
Oxidação
 
 0 +2 +2 
 0 
Fe (s) + Cu
2+
(aq) Fe
2+
(aq) + Cu (s) 
 Agente
redutor
Agente
oxidante
 
 
Redução
 
Eletroquímica
A eletroquímica é o ramo da química que estuda todos os processos químicos que envolvem transferência de elétrons, especificamente, estuda as relações entre a eletricidade e as reações químicas. Uma reação de oxirredução é aquela que envolve 
transferência de elétrons, ou seja, uma reação na qual uma espécie perde elétrons (oxidação) 
e outra espécie ganha elétrons (redução). Uma vez que o processo de oxidação e o de redução 
sempre ocorrem juntos, podemos separar a reação em duas semi-reações (meia-reação) 
e adotar um procedimento semelhante ao da lei de Hess, ou seja, podemos considerar as 
reações de oxidação e redução de forma independente e tratar o processo total como a soma 
de duas reações individuais.
Uma reação eletroquímica é uma reação redox que ocorre com a passagem simultânea de 
corrente entre dois eletrodos. A corrente que circula no meio reacional pode ter duas origens: 
no próprio meio, quando temos uma célula eletroquímica, ou gerada por uma fonte elétrica 
externa, quando temos uma célula eletrolítica.
Antes de iniciarmos nossa discussão sobre as células eletroquímicas, temos que discutir 
as reações de oxirredução que representam a base do estudo da eletroquímica. Vamos começar 
considerando a reação redox entre as espécies A e B. Se a espécie A está sendo oxidada, a 
reação química pode ser representada por:
A → An+ + ne -
Onde a espécie A perdeu n elétrons. Se a espécie B está sendo reduzida, representamos por:
Bn+ + ne -→ B
A reação química completa é
A + Bn+ → An+ + B
Considere a reação abaixo:
Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio 3
Observe que o ferro sofreu oxidação (perdeu dois elétrons) e o cobre sofreu redução 
(ganhou dois elétrons). Assim, chamamos de:
Agente redutor – A espécie que provoca a redução de outra e, portanto, é oxidada. No 
exemplo anterior, o agente redutor é o ferro metálico (Fe), pois sofreu oxidação transferindo 
os elétrons para o cobre divalente (Cu2);
Agente oxidante – A espécie que provoca a oxidação de outra, e, portanto é reduzida. 
No exemplo anterior, o agente oxidante é o cobre divalente, pois sofreu redução removendo 
os elétrons do ferro metálico.
Podemos separar a reação acima em duas semi-reações (meias-reações), uma de 
oxidação e outra de redução.
Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e- (semi-reação de oxidação)
Cu2+(aq) + 2e - → Cu(s) (semi-reação de redução)
Podemos observar ainda que na primeira semi-reação, a de oxidação, os elétrons estão 
do lado dos produtos. E na segunda, a de redução, os elétrons estão do lado dos reagentes.
Observação – É bom lembrarmos que número de oxidação (Nox) refere-se ao número de 
cargas que um átomo teria em uma molécula (ou em composto iônico) se os elétrons fossem 
transferidos completamente. Algumas regras para determinação do número de oxidação são 
apresentadas a seguir.
1 O Nox de um elemento em uma substância simples é zero. Por exemplo: Na, Al, Cl
2
, O
2
.
2 O Nox do oxigênio é -2 na maioria dos seus compostos. Exceto em alguns peróxidos, 
como o H
2
O
2
, em que seu Nox é igual a -1, e superóxidos (KO
2
), onde é -1/2 e no OF
2
, 
onde é +2.
3 O Nox de um elemento num íon monoatômico é igual à carga desse íon. Por exemplo: 
Al 3+ (Nox = +3), Fe2+ (Nox = +2).
4 A soma dos Nox dos elementos num composto é zero. A soma dos Nox dos elementos, num 
íon poliatômico, é igual à carga do íon. Por exemplo: Cr
2
O
7
2 – (Nox Cr = +6, Nox O = -2), 
de forma que se montarmos uma equação matemática simples, obtemos: 2 × (Nox Cr) 
+ 7 × (Nox do O) = -2, então, 2 × (+6) + 7 × (-2) = -2.
5 O Nox do hidrogênio é +1 na maioria dos seus compostos. Exceto nos compostos binários 
com um metal (ex: CaH
2
) em que seu Nox é igual a -1.
+20
0+2
Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilibrio4
Atividade 1
su
a 
re
sp
os
ta
Nas reações redox abaixo, identifique as espécies que estão sendo 
oxidadas e reduzidas.
a) Fe
2
O
3(s) + 3CO(g) → 2Fe(s) + 3CO2(g)
b) Sn2+(aq) + 2Fe3+(aq) → Sn4+(aq) + 2Fe3+(aq)
c) 3Cu2+(aq)+ 2Al(s) → 3Cu(s) + 2Al 3+(aq)
Balanceamento de equações de oxirredução
Toda reação redox deve ser balanceada tanto em relação à massa, quanto em relação 
à carga. No balanceamento da massa deve ser obedecida à lei da conservação da massa: 
a quantidade de elemento deve ser o mesmo em ambos os lados da reação (reagentes e 
produtos). O balanceamento de carga deve garantir que o número de elétrons produzidos 
na oxidação seja igual ao consumido na redução. Na aula 4 – Transformações químicas – 
da disciplina Medidas e Transformações Químicas, aprendemos um procedimento resumido 
(método de transferência de elétrons) para o balanceamento das reações redox. Nesta aula, 
vamos aprender um procedimento sistemático para balancear essas reações, chamado de 
método do íon-elétron (semi-reação), o qual pode ser realizado em meio ácido ou em meio 
básico. Vamos começar exemplificando o balanceamento de uma reação em meio ácido.
Aula 10 5
Balanceando uma equação redox em meio ácido 
Cr
2
O
7
2 –
(aq) + Fe2+(aq) → Cr3+(aq) + Fe3+(aq)
Etapa 1 – Identificar as espécies que estão sendo oxidadas e reduzidas e escrever, 
separadamente, as semi-reações para os processos de oxidação e redução.
Semi-reações:
redução: Cr
2
O
7
2 –
(aq) → Cr3+(aq)
oxidação: Fe2+(aq) → Fe3+(aq)
Etapa 2 – Balancear cada semi-reação em massa. Primeiro, balanceie os elementos que 
não sejam O e H, depois, acrescente tantas águas quanto forem necessárias para balancear o 
número de oxigênio e acrescente o íon H+ para balancear o número de hidrogênio:
14H+(aq) + Cr2O72 –(aq) → 2Cr3+(aq) + 7H2O(l)
Fe2+(aq) → Fe3+(aq)
Etapa 3 – Balancear cada semi-reação em carga. Isto é feito adicionando ao lado, com a 
maior quantidade de carga positiva da reação, a quantidade de elétrons necessária (e–) para 
que o número de cargas (e o sinal) em ambos os lados da reação tornem-se iguais:
6e – + 14H+(aq) + Cr2O72 –(aq) → 2Cr3+(aq) + 7H2O(l )
Fe2+(aq) → Fe3+(aq) + e -
Etapa 4 – Multiplicar cada semi-reação por um fator apropriado de forma que o agente 
redutor doe tantos elétrons quanto o agente oxidante adquira. Nesse caso, será necessário 
multiplicar a reação de oxidação do ferro por 6 para igualar ao número de elétrons da reação 
de redução do íon cromo, para que, posteriormente, possam ser eliminados.
6e– + 14H+(aq) + Cr2O72 –(aq) → 2Cr3+(aq) + 7H2O(l)
6Fe2+(aq) → 6Fe3+(aq) + 6e– (× 6)
Etapa 5 – Somar cada semi-reação para obter a equação global balanceada, lembrando 
que o número de elétrons deve ser eliminado.
6e– + 14H+(aq) + Cr2O72 –(aq) → 2Cr3+(aq) + 7 H2O(l)
6Fe2+(aq) → 6Fe3+(aq) + 6e-
14H+(aq) + Cr2O72–(aq) + 6Fe2+(aq) → 2Cr3+(aq) + 6Fe3+(aq) + 7H2O(l)
Equação global balanceada
+3+6
+3+2
Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio6 Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio
Atividade 2
Balanceando uma equação redox em meio básico
No caso das reações redox que ocorrem em meio básico, as semi-reações devem ser 
balanceadas como se tivessem, inicialmente, ocorrendo em meio ácido. Depois os íons H+, 
devem ser “neutralizados” adicionando um número de íons OH - em ambos os lados da 
reação. Para exemplificar esse tipo de balanceamento, vamos aproveitar o exemplo anterior, 
considerando que a reação tivesse sendo realizada em meio básico.
14H+(aq) + Cr2O72–(aq) + 6Fe2+(aq) → 2Cr3+(aq) + 6Fe3+(aq) + 7H2O(l )
Etapa 6 – Adicionar tantos íons OH - em ambos os lados da reação, igual à quantidade 
de íons H+.
14OH - + 14H +(aq) + Cr2O72–(aq) + 6Fe2+(aq) → 2Cr3+(aq) + 6Fe3+(aq) + 7H2O(l ) + 14OH – 
Etapa 7 – Simplificar a equação admitindo que os íons OH – reagem com os íons H+ 
para produzir H
2
O. Depois, cancelar as águas que aparecem nos dois lados da equação, 
simplificando os coeficientes a valores menores.
14H
2
O(l ) + Cr2O72–(aq) + 6Fe2+(aq) → 2Cr3+(aq) + 6Fe3+(aq) + 7H2O(l ) + 14OH–
7H
2
O(l ) + Cr2O72–(aq) + 6Fe2+(aq) → 2Cr3+(aq) + 6Fe3+(aq) + 14OH–
Equação global balanceada
Comentário – Lembre-se de que tanto para o balanceamento em meio ácido quanto em meio básico 
o número de elétrons em ambos os lados da reação, ou seja, nos reagentes e produtos, é igual.
a) Balanceie a equação a seguir em meio ácido
Cr
2
O
7
2 –
(aq) + Cl –(aq) → Cr3+(aq) + Cl2(g)
b) Balanceie a equação a seguir em meio básico
MnO
4
–
(aq) + Br –(aq) → MnO2 (s) + BrO3–(aq)
Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio 7
Célula eletroquímica
Uma célula eletroquímica é um dispositivo que utiliza reações de oxirredução para produzir 
a interconversão de energia química e elétrica. Existem dois tipos de células eletroquímicas.
1 Célula galvânica – Também conhecida como célula voltaica ou pilha (nome comum). 
São células na qual uma reação química espontânea é usada para gerar corrente elétrica 
(fluxo de elétrons através de um circuito).
2 Célula eletrolítica – Dispositivo no qual uma reação não espontânea é forçada a ocorrer 
pelo uso da corrente elétrica.
As células eletroquímicas apresentam os seguintes componentes, os quais serão 
detalhados mais adiante.
Anodo: em todas as células eletroquímicas, o anodo é o eletrodo em que ocorre a oxidação.
Eletrólito: condutor (usualmente líquido) contendo íons que transportam a corrente 
elétrica do anodo para o catodo.
Catodo: em todas as células eletroquímicas, o cátodo é o eletrodo em que ocorre a redução.
Circuito metálico: ligação metálica do anodo para o cátodo por onde escoam os elétrons, 
no sentido do anodo para o catodo.
Células galvânicas
Uma célula galvânica ou voltaica, nomes em homenagem a Luigi Galvani (1737-1798) e o conde Alessandro Volta (1745-1827), é um dispositivo que utiliza reações químicas para produzir corrente elétrica, conforme ilustrado na Figura 1. É constituída de 
dois eletrodos (condutores metálicos) que são ligados eletricamente, e um eletrólito, uma 
substância que, ao ser dissolvida, conduz corrente elétrica. Geralmente, o eletrólito é uma 
solução aquosa de um composto iônico, embora as células mais avançadas façam uso de 
outros materiais. Um eletrodo é uma parte da célula onde ocorre uma meia-reação (reação 
eletródica). A oxidação ocorre em um dos eletrodos, onde a espécie oxidada perde elétrons 
para o eletrodo. Esses elétrons percorrem através de um circuito externo até o outro eletrodo, 
onde eles provocam a redução, ou seja, a espécie que sofre redução remove os elétrons do 
eletrodo. Nesse processo, a energia da reação espontânea pode ser usada para realizar trabalho 
ou simplesmente ser dissipada como calor.
Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio8 Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio
O eletrodo onde a oxidação ocorre é chamado de anodo, e aquele no qual a redução 
ocorre é chamado de catodo (é fácil associar quem sofre a oxidação e a redução: anodo começa 
com vogal e oxidação também, enquanto catodo começa com consoante e redução também). 
Os elétrons fluem, espontaneamente, do anodo para o catodo. Conseqüentemente, o anodo 
é negativo e o catodo é positivo. Uma célula galvânica (CG) comercial tem seu catodo marcado, 
convencionalmente, com o sinal positivo (+), e o anodo marcado com o sinal negativo (–).
Se os eletrólitos são diferentes entre os dois compartimentos eletródicos (semi-células), 
podem ser ligados por uma ponte salina, que é uma solução eletrolítica que completa o 
circuito elétrico, permitindo que os íons se movam entre os compartimentos. A ponte salina 
evita que ocorra a acumulação de cargas em ambos os lados, permitindo o fluxo de íons, e 
reduz o potencial de junção líquida, que corresponde à diferença de potencial elétrica que 
existe na interface formada por duas soluções eletrolíticas distintas. Essa diferença de potencial 
se origina pelo fato do cátion e do ânion migrarem através da região de contato ou junção 
líquida, com velocidades diferentes. Uma ponte salina típica consiste de um gel contendo uma 
solução salina aquosa (geralmente, KCl ou outros sais) saturada em um tubo em forma de 
U. Alternativamente,as duas soluções (eletrólitos) podem estar em contato físico direto, por 
exemplo, através de uma membrana porosa, e formar uma junção líquida (região de contato). 
Figura 1 – Resumo da terminologia usada para descrever as células galvânicas 
Fo
nt
e:
 B
ro
w
n 
et
 a
l. 
(2
00
5,
 p
. 7
29
).
Um exemplo antigo de uma célula galvânica é a célula de Daniel (pilha de Daniel), 
desenvolvida pelo químico britânico John Frederic Daniell, em 1836, o qual faz uso da seguinte 
reação redox.
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio 9
Anodo/Solução do anodo//Solução do catodo/Catodo
Na célula de Daniel, como mostra a Figura 2, os eletrodos de Zn e Cu são ligados entre 
si por meio de um circuito externo, onde haverá um escoamento de elétrons através desse 
circuito do eletrodo de Zinco para o eletrodo de cobre, em cuja superfície serão recebidos 
pelos íons Cu2+. Esses íons são reduzidos e os átomos de cobre resultantes se depositam 
sobre a superfície do eletrodo de cobre, em um processo chamado de eletrodeposição. 
No eletrodo de Zinco (anodo), os átomos da superfície do zinco perdem elétrons e se tornam 
íons. À medida que os elétrons deixam o metal saindo pelo circuito externo, os íons se 
dissolvem na solução aquosa. Os ânions e os cátions movimentam-se através de uma ponte 
salina ou barreira porosa. A ponte salina é necessária para que o número de cargas negativas 
e positivas na meia-célula permaneça balanceado, conforme ilustra a Figura 2.
Figura 2 – Representação da célula de Daniel evidenciando o ganho e perda de massa nos eletrodos. 
Notação das células galvânicas
Na representação convencionada pela IUPAC, cada símbolo e fórmula representam a fase em 
que a substância ou espécie se encontra, e as linhas verticais representam as interfaces ou junções. 
Na convenção geralmente seguida, representa-se o anodo, eletrodo onde ocorre a oxidação, 
ficando sempre à esquerda; o catodo, eletrodo onde ocorre a redução, escreve-se à direita.
No caso da pilha de Daniel, será representada na seguinte forma:
Zn(s)/Zn2+(aq) //Cu2+ (aq) /Cu(s)
anodo ponte salina catodo
Eletrodos
O eletrodo de zinco é 
formado pela solução de 
zinco e pela lâmina de 
zinco e o eletrodo de cobre 
é formado pela solução 
de cobre e pela lâmina de 
cobre. 
IUPAC
A IUPAC é uma 
organização não 
governamental criada 
em março de 1919 em 
Genebra na Suíça. Essa 
sigla significa International 
Union of Pure and Applied 
Chemistry, que em 
português quer dizer União 
Internacional de Química 
Pura e Aplicada. 
Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio10 Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio
Quando as espécies oxidadas e reduzidas estão ambas na mesma fase; uma vírgula é 
usada para separá-las ao invés de barra. 
Fe3+(aq),Fe2+(aq)/Pt(s)
Eletrodos em células galvânicas 
Os eletrodos em uma célula servem como dispositivos de remoção de elétron do agente 
redutor no anodo e fonte de elétron para o agente oxidante no catodo. O eletrodo constituído 
por um metal puro, imerso numa solução que contém os íons desse metal num estado de 
oxidação bem definido, é classificado como eletrodo de primeira espécie e representado 
por M/Mn+. É importante mencionar que não são somente os átomos as únicas partículas 
capazes de ceder elétrons, íons positivos, em um estado de oxidação inferior, tendem a ceder 
elétrons, passando para um estado de oxidação superior. Estes são chamados de eletrodos 
de oxirredução ou redox e são constituídos por um metal inerte (geralmente Pt) imerso numa 
solução que contém íons em diferentes estados de oxidação.
Exemplos: Pt/ Cr2+, Cr3+ 
Pt/Fe2+, Fe3+ 
 Qualquer eletrodo pode funcionar como catodo ou anodo. Os cinco tipos importantes 
de eletrodo são: eletrodo metal-íon metálico, eletrodo gás-íon, eletrodo de “óxido-redução” 
ou inertes (mencionado anteriormente), eletrodo metal-ânion de sal insolúvel e eletrodo 
de membrana.
Potencial da célula 
Uma célula galvânica faz trabalho elétrico, pois a reação impulsiona elétron através de 
um circuito elétrico. O trabalho realizado depende do potencial da célula, o qual corresponde à 
diferença de potencial entre os dois eletrodos. A diferença de potencial entre os dois eletrodos 
de uma célula galvânica proporciona a força motriz que impulsiona os elétrons através do 
circuito externo e pode ser medido com um voltímetro. Podemos dizer que o potencial (ou 
tensão) da célula, E, é a medida da habilidade da reação da célula de empurrar (ceder) e puxar 
(receber) elétrons através de um circuito.
Numa célula galvânica, os elétrons passam do anodo para o catodo em virtude da 
diferença da energia potencial (elétrica). No anodo, a energia potencial é mais elevada do que 
no catodo e os elétrons passam espontaneamente do anodo para o catodo. O potencial da 
célula é positivo no sentido em que a reação avança espontaneamente, e negativo, quando 
a reação não é espontânea. Assim, considerando o sentido inverso da reação da célula de 
Daniel invertida, a diferença de potencial é menor que zero, indicando que o cobre não é, 
espontanemante, oxidado pelo zinco.
Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio 11
a b
A unidade no SI para o potencial é o volt (V). Um volt é a diferença de potencial necessária 
para conceder 1J de energia a uma carga de 1 Coulomb (C):
1V = 1J
1C
Potencial-padrão do eletrodo
Já vimos que o potencial da célula é a diferença entre os potenciais dos dois eletrodos, um associado ao catodo e o outro ao anodo. O potencial-padrão do eletrodo mostra a tendência de uma reação se passar no eletrodo. Considera-se como eletrodo o sistema complexo do 
metal imerso no eletrólito. De acordo com a IUPAC, os potenciais padrão do eletrodo devem ser 
escritos como uma reação de redução. Ou seja, cada potencial-padrão é a medida do poder de 
“puxar” elétron de uma semi-reação de redução em um único eletrodo e é medido quando todas 
as espécies que tomam parte estão em seu estado-padrão. O potencial padrão é uma grandeza 
intensiva, ou seja, a alteração dos coeficientes estequiométricos de uma semi-reação não altera 
o valor do potencial-padrão que lhe é associado. Veja o exemplo abaixo:
Zn2+(aq) + 2e– → Zn(s) E°red = – 0,76 V
2Zn2+ + 4e– → 2Zn(s) E°red = – 0,76 V
O potencial produzido por um eletrodo não pode ser medido diretamente. O problema é 
contornado medindo-se o potencial de um dado eletrodo ligando-o a um voltímetro e tomando 
um segundo eletrodo como referência. Assim, os valores relativos de potenciais podem ser 
determinados, experimentalmente, usando-se o eletrodo padrão de Hidrogênio (EPH) que foi 
escolhido como referência e, arbitrariamente, fixado como tendo potencial zero, quer ele atue 
como anodo e como catodo. O EPH consiste de um eletrodo de Pt em um tubo colocado em 
uma solução 1 mol/L de H+. O H
2
 é borbulhado através do tubo, conforme ilustra a Figura 3.
2H+(aq, 1 mol/L) + 2e– → H2(g, 1 atm) Eºred = 0,00 V
Figura 3 – a) eletrodo padrão de hidrogênio (EPH) b) representação molecular dos processos que ocorrem em um EPH. 
Fo
nt
e:
 B
ro
w
n 
et
 a
l (
20
05
, p
. 7
33
).
Coulomb
O Coulomb é a unidade 
padrão (SI) de carga 
elétrica. Corresponde a 
quantidade de carga que 
passa por um ponto de um 
circuito elétrico quando uma 
corrente de um Ampere (A) 
flui durante um segundo 
(1 C = 1 A × 1 s). 
Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio12 Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio
Espécie com 
MENOR E0 red
Maior tendência 
a ceder elétrons
Espécie com 
MAIOR E0 red
Maior tendência 
a receber elétrons
fluxo de elétrons
reação espontânea (E0 cel > 0)
 
fluxo de elétrons
reação não-espontânea (E0 cel < 0) 
Para se determinar o potencial-padrão, fixou-se uma concentração dos íons para todas 
as medidas, pois o potencial varia com a concentração. As condições padrão são consideradas 
como sendo 1 mol/L (atividadeunitária) para soluções, 1 atm de pressão, para gás; e 
temperatura de 25 °C. Um eletrodo ou meia-célula constituída do elemento em contato com 
a solução 1 mol/L de seus íons chama-se eletrodo padrão ou meia-pilha padrão e pode ser 
representado por:
M/Mn+ (1 mol/L) ou M;Mn+ 1 mol/L
Dessa forma, podemos dizer que: o potencial-padrão do eletrodo de um elemento é a 
diferença de potencial expressa em volt entre o elemento e a solução 1 mol/L de seus íons 
em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio. O potencial-padrão da célula, E°cel, é dado pela 
diferença entre o potencial-padrão de redução, E°red, da reação catódica e anódica.
E°cel = E°red(catodo) - E°red(anodo) Equação 1
A Figura 4 ilustra uma célula galvânica, na qual um dos eletrodos é o EPH. Observe 
que na célula, o agente redutor é o Zn (sofre oxidação) e o agente oxidante é o H+ 
(sofre redução). O voltímetro ligado na célula mostra um valor de +0,76 V, o que nos leva 
a concluir que a oxidação do Zn com o EPH é espontânea, e, consequentemente, a redução 
do Zn2+ na presença do EPH não seria um processo espontâneo. Então podemos escrever a 
reação global da célula como:
Zn(s) + 2H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g)
Podemos calcular o potencial-padrão da semi-reação Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e -, de 
acordo com a equação 1:
E°cel = E°red(catodo) - E°red(anodo)
0,76V = 0V - E°red(anodo).
E°red(anodo) = -0,76V
Podemos resumir o que foi apresentado dizendo que quanto maior a diferença entre os 
valores de E°red, maior é o E°cel. Em uma célula galvânica, o E°red(catodo) é mais positivo do que 
E°red(anodo). Veja o quadro abaixo:
Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio 13
Figura 4 – Célula galvânica usando um EPH 
Fo
nt
e:
 B
ro
w
n 
et
 a
l (
20
05
, p
. 7
35
).
Verifica-se, experimentalmente, que os metais apresentam diferentes tendências à oxidação. 
Assim, em presença de ar e umidade, nota-se que o ferro tem maior tendência a se oxidar do que 
o níquel e que o ouro não se oxida. Portanto, é conveniente dispor os metais em uma tabela que 
indique a ordem preferencial da doação de elétrons. Nessa tabela de potenciais do eletrodo, também 
chamada de série eletroquímica, o E°red de várias reações de redução (semi-reação) a 25ºC são 
elencados e podem ser combinados para se calcular os Eored de um grande número de células. 
Nessa tabela, apresentada no apêndice A, o poder de oxidação e de redução de uma substância 
pode ser determinado pela sua posição. Os agentes oxidantes mais fortes estão no topo como 
reagentes e os agentes redutores mais fortes estão na parte de baixo da tabela como produtos. 
Como os E°red se tornam menos positivo, à medida que se desce na tabela, a tendência da redução 
ocorrer é maior no topo que na base. Ou seja, os elementos no topo da tabela que possuem os valores 
maiores de E°red são os que apresentam maior tendência à redução e, consequentemente, menor 
à oxidação. Uma espécie com um potencial padrão mais baixo tem uma tendência termodinâmica 
a reduzir a espécie com o potencial padrão mais alto. 
A tabela de potenciais padrão de redução foi estabelecida nas condições de um metal 
em contato com a solução 1 mol/L de seus íons a 25ºC e 1 atm. Logo, se essas condições 
mudarem, os valores dos potenciais serão alterados, podendo mudar assim a posição relativa 
dos elementos  na tabela. 
Exercício resolvido 1
Calcule o E°cel da seguinte célula voltaica, usando os potenciais padrões dos eletrodos.
Al(s)/Al3+(aq) // Fe2+(ag) / Fe(s)
Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio14 Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio
Atividade 3
Solução
Com a tabela dos potenciais padrões dos eletrodos, escrevem-se as duas 
reações eletródicas.
Al 3+(aq) + 3e - → Al(s) E°red = -1,66 V
Fe2+(aq) + 2e - → Fe(s) E°red = -0,41 V
Uma vez que o Al está sofrendo oxidação (reação anódica), inverte-se a 
primeira equação, trocando-se o sinal do respectivo potencial, que deixa de ser 
de redução para ser de oxidação.
Al(s) → Al 3+(aq) + 3e - E°red = +1,66 V
Fe2+(aq) + 2e - → Fe(s) E°red = -0,41 V
O Eºcel é a soma das duas equações, lembrando que a primeira reação deve 
ser multiplicada por 2 e a segunda por 3, de modo que, ao se adicionarem, os 
elétrons desapareçam.
2Al(s) → 2Al 3+(aq) + 6e - E°red = +1,66 V
3Fe2+(aq) + 6e - → 3Fe(s) E°red = -0,41 V
2Al(s) + 3Fe2+(aq) → 2Al 3+(aq) + 3Fe(s) E°cel = +1,25 V
O Eocel da célula também poderia ser calculado da seguinte forma:
E°cel = E°red(catodo) - E°red(anodo)
E°cel = -0,41V - (-1,66V)
E ºred(anodo) = +1,25 V
Calcular o E°cel da seguinte célula de Daniel, usando os potenciais-padrões dos 
eletrodos apresentados no apêndice A.
Zn(s) / Zn2+(aq) // Cu2+(aq) / Cu(s)
Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio 15
Resumo
1
Eletrodos de referência 
Além do EPH, outros eletrodos podem ser usados como referência. Por exemplo: 
calomelano (Hg, Hg
2
Cl
2(s ) / KCl(aq)), prata-cloreto de prata (Ag, AgCl(s) / KCl(aq )) e 
cobre-sulfato de cobre (Ag, AgCl(s) / KCl(aq)). O primeiro e o segundo são considerados de 
segunda espécie, isto é, constituídos por um metal em contato com um sal pouco solúvel desse 
metal, estando o conjunto imerso numa solução contendo os ânions desse sal. O eletrodo de 
cobre-sulfato de cobre consiste em cobre metálico imerso em solução saturada de sulfato de cobre.
Na aula de hoje, vimos que o estudo da eletroquímica envolve reações de 
oxirredução, também chamada de reações redox e que essas reações podem 
ser balanceadas, tanto em meio ácido, como em meio básico, dividindo-se a 
reação em duas semi-reações. Uma célula galvânica é um dispositivo que faz uso 
das reações redox espontâneas para gerar eletricidade. Vimos, também, que os 
potenciais padrão de redução, E°red, são medidos em relação ao eletrodo padrão 
de hidrogênio (EPH) e são convenientemente colocados em uma tabela. Um E°cel 
positivo indica um processo espontâneo (célula galvânica). Um E°cel negativo 
indica um processo não espontâneo. A diferença de potencial de uma célula 
depende das reações anódicas e catódicas, das concentrações dos reagentes e 
dos produtos, e da temperatura.
Auto-avaliação
Balanceie as seguintes reações e identifique os agentes oxidantes e redutores.
a) MnO
4
–
(aq) + I–(aq) → MnO2(s) + I2 (aq) (meio básico)
b) I
2(s) + OCl–(aq) → IO3–(aq) + Cl–(aq) (meio ácido)
c) H
2
O
2(aq) + ClO2(aq) → ClO2–(aq) + O2(g) (meio básico)
Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio16 Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio
2
3
4
5
6
7
Escreva a notação simbólica da célula galvânica que tem as seguintes reações 
eletródicas:
a) Al(s) → Al 3+(aq) + 3e–
2H+(aq) + 2e– → H2(g)
b) Cd(s) → Cd 2 +(aq) + 2e–
Pb2+(aq) + 2e– → Pb(s)
Mostre as reações das seguintes células galvânicas e com os potenciais padrões 
calcule o E°cel:
a) Cd(s)/Cd2+(aq)//Ni 2+(aq)/Ni(s)
b) Zn(s)/Zn2+(aq)//Ag+(aq)/Ag(s)
Qual o referencial escolhido para expressar o potencial elétrico em experimentos 
de eletroquímica?
O que significa eletrodo de primeira espécie e de segunda espécie? Dê exemplos.
Em uma célula galvânica, um dos eletrodos é o chumbo imerso em uma solução 1,0 
mol/L de íons Pb2+ e o outro é o magnésio imerso em uma solução 1,0 mol/L de 
íons Mg2+. Baseando-se nos potenciais-padrão de redução,
Pb2+(aq) + 2e– → Pb(s) E°red = -0,13 V
Mg2+(aq) + 2e– → Mg(s) E°red = -2,38 V
Quais das afirmações abaixo são corretas?
a) O chumbo cede elétrons para o magnésio.
b) O eletrodo de magnésio funciona como catodo da célula.
c) No eletrodo de chumbo ocorre redução.
d) A equação da reação global é: Mg(s) + Pb2+(aq) → Mg2+(aq) + Pb(s). 
e) O potencial padrão da célula é + 2,25 V.
Explique como o eletrodo padrão de hidrogênio é utilizado para determinar os 
potenciais padrão de semi-reações.
Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio 17
Referências
ATKINS, P. Físico-química: fundamentos.3. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2001.
ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 
Trad. Ignez Caracelli et al. Porto Alegre: Bookman, 2001.
BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. Trad. R. M. Matos. 9. ed. São Paulo: Pearson 
Education do Brasil, 2005.
EBBING. Química Geral. Trad. Horacio Macedo. 5. ed. Rio de Janeiro: LTC, 1998. v 2.
GENTIL, V. Corrosão. 5. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2007.
KOTZ, J. C. Química Geral 1 e reações químicas. Trad. F. M. Vichi. 5. ed. São Paulo: Pioneira 
Thomson Learning, 2005. v 1.
Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio18 Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio
Apêndice A
Tabela 1 – Potencial-padrão de redução em meio aquoso a 25 °C
Semi-reação E° V
F
2
 + 2eˉ → 2Fˉ + 2,87
Co3+ + eˉ → Co2+ + 1,82
H
2
O
2
 + 2H+ + 2eˉ → 2H
2
O + 1,78
MnO
4̄
 + 4H+ + 3eˉ → MnO
2(s) + 2H2O + 1,70
Ce4+ + eˉ → Ce3+ + 1,61
BrOˉ + 6H+ + 5eˉ → 1/2 Br
2(l) + 3H2O + 1,52
MnO4ˉ + 8H+ + 5eˉ → Mn2+ + 4H
2
O + 1,51
PbO
2
 + 4H + + 2eˉ → Pb2+ + 2H
2
O + 1,46
Cl
2
 + 2eˉ → 2Clˉ + 1,36
Cr
2
O
7
2ˉ + 14H + + 6eˉ → 2Cr3+ + 7H
2
O + 1,33
MnO
2(g) + 4H + + 2eˉ → Mn2+ + 2H2O + 1,23
O
2(g) + 4H + + 4eˉ → 2H2O(l) + 1,23
IO
3̄
 + 6H + + 5eˉ → 1/2I
2
 + 3H
2
O + 1,20
Br
2(aq) + 2eˉ → 2Brˉ + 1,09
VO
2
+ + 2H+ + eˉ → VO2+ + 2H
2
O + 1,00
HNO
2
 + H + + eˉ → NO(g) + H2O + 1,00
NO
3̄
 + 3H+ + 2eˉ → HNO
2
 + H
2
O + 0,94
2Hg2+ + 2eˉ → Hg
2
2+ + 0,92
Ag+ + eˉ → Ag + 0,80
Hg
2
2+ + 2eˉ → 2Hg(l) + 0,79
NO
3̄
 + 2H+ + eˉ → NO
2
 + H
2
O + 0,78
Fe3+ + eˉ → Fe2+ + 0,77
O
2(g) + 2H + + 2eˉ → H2O2(aq) + 0,68
Hg
2
SO
4(s) + 2eˉ → 2Hg + SO42ˉ + 0,62
H
3
AsO
4(aq) + 2H + + 2eˉ → HAsO2 + 2H2O + 0,56
I
3̄
 + 2eˉ → 3Iˉ + 0,54
I
2̄
 + 2eˉ → 2Iˉ + 0,54
Cu+ + eˉ → Cu + 0,52
O
2(g) + 2H2O + 4eˉ → 4OHˉ + 0,40
VO2+ + 2H+ + eˉ → V 3+ + H
2
O + 0,36
[Fe(CN )
6
]3ˉ + eˉ → [Fe(CN )
6
]4ˉ + 0,36
Cu2+ + 2eˉ → Cu + 0,34
UO
2
2+ + 4H+ + 2eˉ → U4+ + 2H
2
O + 0,33
BIO+ + 2H + + 3eˉ → Bi + H
2
O + 0,33
Hg
2
Cl
2(s) + 2eˉ → 2Hg + 2Clˉ + 0,27
AgCl(s) + eˉ → Ag + Clˉ + 0,22
SbO+ + 2H+ + 3eˉ → Sb + H
2
O + 0,21
Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio 19
SO
4
2 ̄+ 4H+ + 2eˉ → H
2
So
3
 + H
2
O + 0,17
Sn4+ + 2eˉ → Sn2+ + 0,15
S(rômbico) + 2H + + 2eˉ → H2S(aq) + 0,14
CuCl + eˉ → Cu + Clˉ + 0,14
TiO2+ + 2H + + eˉ → Ti3+ + H
2
O + 0,10
S
4
O
6
2ˉ + eˉ → 2S
2
O
3
2ˉ + 0,09
AgBr(s) + eˉ → Ag + Brˉ + 0,07
2H + + eˉ → H
2(g) 0,00
Pb2+ + eˉ → Pb - 0,13 
Sn2+ + eˉ → Sn (branco) - 0,14
AgI(s) + eˉ → Ag + Iˉ - 0,15
Mo3+ + 3eˉ → Mo - 0,20
Ni2+ + 2eˉ → Ni - 0,25
V3+ + eˉ → V2+ - 0,26
Co2+ + 2 eˉ → Co - 0,28
[Ag(CN)
2
]ˉ + eˉ → Ag + 2CNˉ - 0,31
Cd 2+ + 2eˉ → Cd - 0,40
Cr3+ + eˉ → Cr2+ - 0,41
Fe2+ + 2eˉ → Fe - 0,44
2CO
2
 + 2H + + 2eˉ → H
2
C
2
O
4
- 0,49
U4+ + eˉ → U3+ - 0,61
Cr3+ + 3eˉ → Cr - 0,74
Zn2+ + 2eˉ → Zn - 0,76
Mn2+ + 2eˉ → Mn - 1,18
Zr4+ + 4eˉ → Zr - 1,53
Ti2+ + 2eˉ → Ti - 1,63
Al 3+ + 3eˉ → Al - 1,66
Th4+ + 4eˉ → Th - 1,90
Mg2+ + 2eˉ → Mg - 2,37
Ce3+ + 3eˉ → Ce - 2,48
La3+ + 3eˉ → La - 2,52
Na+ + eˉ → Na - 2,71
Ca2+ + 2eˉ → Ca - 2,87
Sr2+ + 2eˉ → Sr -2,89
Ba2+ + 2eˉ → Ba - 2,91
Cs+ + eˉ → Cs - 2,92
K+ + eˉ → K - 2,92
Li+ + 2eˉ → Li - 3,05
Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio20
Anotações
Aula 10 Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio
AULAS
01 Medidas e erros experimentais
02 Utilização de gráficos em experimentos de termoquímica e equilíbrio 
03 Princípio dos métodos experimentais em físico-química
04 Calorimetria
05 Entropia e probabilidade
06 Evidências experimentais do equilíbrio físico e químico
07 Propriedades coligativas
08 Osmose e fenômenos experimentais das propriedades coligativas
09 Colóides e o efeito Tyndall
10 Eletroquímica
11 Células galvânicas comerciais e corrosão
12 Equação de Nernst e eletrólise
EMENTA
 � Carlos Neco da Silva Júnior
 � Patrícia Mendonça Pimentel
Medidas das variáveis macroscópicas que regulam o sistema e o ambiente. Termômetros: conceito e construção. Reconstituição 
experimental do conceito de Quantidade de Calor. Observando a transmissão de calor. Calorimetria. Medidas dos calores de 
fusão, dissolução e neutralização. Descobrindo o funcionamento de uma máquina a vapor. Combustíveis e comburentes 
Condições de combustão: a taxa de oxigênio no ar. Separação de misturas. Diagrama de fases. Estudando as propriedades 
coligativas. O efeito da temperatura sobre a pressão de vapor. Evidenciando o equilíbrio: NO
2 N2O4.
Experimentos de Termoquímica e Equilíbrio – QUÍMICA
AUTORES
2º
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