Eletroquímica: Pilhas e Potenciais de Eletrodo

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Escola de Referência em Ensino Médio Cícero Dias QQuuíímmiiccaa || Flávia Araújo 
 
EleELETROQUÍMICA – (Parte I) 
 
 
I – INTRODUÇÃO 
 
A Eletroquímica é responsável pela explicação dos fenômenos que envolvem a 
transferência de elétrons. Esses fenômenos são de grande importância 
cotidiana, pois através de suas aplicações obtemos pilhas, baterias, 
acumuladores de automóveis, peças galvanizadas e eletro-purificadas, entre 
outros, como ilustrado na Figura 1. 
 
 
Figura 1 - Bateria e Pilhas 
 
Os fenômenos eletroquímicos que nos interessam são as Pilhas, que trata-se 
de um processo espontâneo, e as Eletrólises, que são processos não 
espontâneo. 
 
 
II – PILHAS 
 
Podemos definir pilha como, qualquer 
dispositivo no qual uma reação de 
oxirredução ocorre espontaneamente 
produzindo corrente elétrica. Também 
são chamadas de células galvânicas ou 
voltaicas. 
 
Esse fenômeno transforma a energia 
química em energia elétrica. As pilhas 
são formadas por um conjunto de metal 
mergulhado numa solução aquosa do sal, 
resultando numa solução eletrolítica de 
íon comum*. 
Esse conjunto é denominado eletrodo e nele ocorre a transferência eletrônica 
necessária para gerar energia elétrica. 
 
*
 Efeito do Íon Comum: é a aplicação do princípio de Le Chatelier para equilíbrios iônicos. Entretanto, há 
íons que apesar de não serem comuns ao equilíbrio iônico, também podem deslocá-lo. Como exemplo, 
temos a adição de um ácido à base H4OH(aq), o H
+
 do ácido reage com o OH
–
 da base, diminuímos a 
concentração desse íon e, conseqüentemente, deslocamos equilíbrio. 
 
Figura 2 - Experimento da pilha de Daniell 
 
 
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Fluxo de elétrons 
Polo negativo 
Libera elétrons para o 
circuito e íons cátions 
para a solução. 
Ocorre oxidação 
(aumenta a carga) e 
corrosão (diminuição 
da massa) do eletrodo. 
Solução concentrada. 
 
 
- 
Polo positivo 
Recebe elétrons para o 
circuito e capta os íons 
cátions da solução. 
Ocorre redução (reduz 
a carga) e corrosão 
(aumento da massa) do 
eletrodo. 
Solução diluída 
 
 
+ 
Na Figura 2, observamos o eletrodo de Zinco (Zn) ligado externamente ao 
eletrodo de Cobre (Cu) através de um fio condutor pelo qual os elétrons 
migram de um pólo a outro da pilha, e suas soluções entram em contato 
através de uma ponte salina que permite o fluxo iônico das soluções 
eletrolíticas, ou seja, o papel da ponte salina é permitir o escoamento de íons 
de uma semicela para outra, de modo que cada solução permaneça sempre 
eletricamente neutra. 
 
A equação a seguir descreve a pilha esquematizada acima que é conhecida 
como pilha de Daniell, pode-se perceber pelas equações que os elétrons 
partem do Zinco (Zn) em direção ao Cobre (Cu), ou seja, o eletrodo de Zinco 
(Zn) é oxidado, pois doa elétrons ao eletrodo de Cobre (Cu), e este por sua vez 
é reduzido: 
 
Semi-reações 
 
Representando os fenômenos separadamente, temos: 
 
Observe que o Zn(s) doa elétrons e tem seu nox aumentado, fazendo assim o 
processo de oxidação. O Cu2+(aq) recebe elétrons do Zn(s) e tem seu nox 
diminuído, fazendo o processo de redução. Dessa forma podemos concluir que 
o Zn(s) é o agente redutor e o Cu
2+
(aq) é o agente oxidante. O eletrodo que sofre 
oxidação é chamado de Ânodo, dele os elétrons partem em direção ao 
eletrodo que sofre redução chamado Cátodo. O eletrodo que recebe os 
elétrons (Cátodo) é dito pólo positivo da pilha e o eletrodo de onde partem os 
elétrons (Ânodo) é dito pólo negativo da pilha. 
 
Esquema da pilha 
 
 
 
 
 
 
 
 
Semi-reação de redução: 
Cu2+ (aq) + 2e
- 
 Cu(s) 
 
Semi-reação de oxidação: 
Zn(s)  Zn
2+ (aq) + 2e
- 
 
 
Figura 3 - Esquema de uma pilha 
 
 
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Você quer aprender como 
identificar a espécie química 
que oxida e qual reduz em 
uma pilha? 
 
Notação oficial da pilha 
 
 
 
 
 
III – Potenciais de Eletrodo (E°) 
 
 
Cada eletrodo tem sua característica bem 
definida, ou seja, existem eletrodos com 
maior tendência de se reduzir e outros a 
oxidar. A medida dessa característica é 
observada experimentalmente pelos 
Potenciais de Eletrodo. 
 
As medidas de potenciais de eletrodo se baseiam em um padrão 
que é o eletrodo de Hidrogênio, ao qual é atribuído E° = 0,0V tanto para 
redução quanto para oxidação. 
 
H2  2H
+ + 2e- E0oxi = 0,00 V 
2H+ + 2e-  H2 E
0
red = 0,00 V 
 
 
Então, vamos procurar compreender a tabela a seguir dos Potencias de 
Eletrodo: 
 
 
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Tabela 1 - Tabela de Potenciais 
 
 
 
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Quanto maior for o E0red, mais fácil será sua redução e a espécie química será 
um forte agente oxidante. Quanto menor for o E0red, mais fácil será sua 
oxidação e a espécie química será um forte agente redutor. 
 
Toda pilha gera uma determinada diferença de potencial (ddp), a qual vem 
expressa na unidade de Volts (V) em sua embalagem. 
 
Cálculo de voltagem (E) das pilhas 
 
Para calcular a ddp, representada pelo (E) de uma pilha, basta aplicarmos a 
relação a seguir: 
 
E0 = (E0red >) – (E
0
red <) ou E
0 = (E0oxi >) – (E
0
oxi <) 
 
Assim, se ambas as semi-reações forem de redução, aplicaremos a primeira 
relação, mas se as duas semi-reações forem de oxidação, aplicaremos a 
segunda relação. Por isso, é importante diferenciar as semi-reações de 
redução e de oxidação. 
 
Entretanto, se forem dados os potenciais de redução e oxidação, poderemos 
calcular a ddp também a partir da seguinte relação: 
 
E0 = E0oxi + E
0
red 
 
Exemplificando para a pilha de Daniell, estudada anteriormente: 
 
Cu2+(aq) + 2e
- 
 Cu(s) E
0
red = +0,34V 
Zn2+(aq) + 2e
-  Zn(s) E
0
red = -0,76V 

E0 = (E0red >) – (E
0
red <) 
E0 = +0,34 – (-0,76) 
E0 = +1,10V 
 
IMPORTANTE! 
Podemos proteger superfícies metálicas da corrosão através do uso de 
eletrodos ou metais de sacrifício. Basta recobrirmos a superfície metálica a 
proteger totalmente ou parcialmente com um metal de menor potencial de 
redução, ou seja, mais sensível a oxidação. Dessa forma esse metal é oxidado 
ou “corroído”, protegendo o outro metal que fica no estado reduzido. 
 
Exemplos: Ferro galvanizado (ferro revestido de zinco), Lata (ferro revestido 
de estanho), Ferro com plaquetas de Zn ou Mg presas na superfície e que 
funcionam como eletrodo de sacrifício. 
 
 
 
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Curiosidade 
Conheça o mecanismo de uma Bateria Automotiva, na Figura 4, e, de uma 
Pilha Seca, na Figura 5. 
 
 
Figura 4 - Bateria automotiva 
 
 
Figura 5 - Pilha comum 
 
 
Fonte: 
DERBLY NETTO. Jorge Abdalla. Química sem mistérios. Disponível em 
<http://quimica10.com.br> Acesso em 20 Fev. 2010. 
DERBLY NETTO. Jorge Abdalla. Apostilas de Química: Pré - Vestibular 
Cidadão. Curitiba: Educon, 2006, v.04. p.200. 
USBERCO, João e SALVADOR, Edgard. Química – volume único. São 
Paulo: Saraiva, 2002. 
 
http://quimica10.com.br/
 
 
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ATIVIDADES PROPOSTAS 
 
01. (UFSC) Uma pilha a combustível é um dispositivo eletroquímico no qual a 
reação de um combustível com oxigênio produz energia elétrica. Esse tipo de 
pilha tem por base as semi-reações apresentadas na tabela a seguir, conforme 
ilustrado no esquema de uma pilha a combustível. 
 
 
De acordo com as informações do enunciado e da figura acima, assinale a(s) 
proposição(ões) CORRETA(S). 
 
(01) O gás hidrogênio atua na pilha como agente oxidante. 
(02) A diferença de potencial elétricopadrão da pilha é + 1,23 V. 
(04) O oxigênio sofre redução. 
(08)A obtenção de energia elétrica neste dispositivo é um processo 
espontâneo. 
(16) A equação global da pilha no estado padrão é 2H2(g) + O2(g)  2H2O(l) 
(32) A diferença de potencial elétrico padrão da pilha é + 0,43 V. 
 
Soma ( ) 
 
02. (Puc-MG) Uma pilha foi elaborada a partir das associações das meias 
pilhas: Fe2+/Fe e Al3+/Al. Sendo dados o E°(Fe2+/Fe) = - 0,44V e o E°(Al3+/Al) = 
-1,66V. Indique qual das montagens a seguir representa CORRETAMENTE a 
pilha em funcionamento. 
 
 
 
 
 
Vamos lá praticar um 
pouco o que aprendemos!!! 
 
 
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03. (Puc-PR) Dados os seguintes potenciais: 
K+(aq) + e
-  K(s) E
0= - 2,92 V 
Ag+(aq) + e
-  Ag(s) E
0= - 0,80 V 
Determine o valor da carga de uma pilha envolvendo estes dois elementos. 
a) E0 = +3,72 V 
b) E0 = -2,12 V 
c) E0 = +2,12 V 
d) E0 = -3,72 V 
e) E0 = +1,72 V 
 
04. (UFPE) Podemos dizer que, na célula eletroquímica 
Mg(s) / Mg
2+
(aq) // Fe
2+
(aq) / Fe(s) 
a) o magnésio sofre redução. 
b) o ferro é o ânodo. 
c) os elétrons fluem, pelo circuito externo, do magnésio para o ferro. 
d) há dissolução do eletrodo de ferro. 
e) a concentração da solução de Mg2+ diminui com o tempo. 
 
05. (UFPR) Dados os potenciais de oxi-redução a seguir 
Ag+(aq) + e
-  Ag(s) E
0= + 0,80V 
Fe2+(aq) + 2e
-  Fe(s) E
0= - 0,44V 
Al3+(aq) + 3e
- 
 Al(s) E
0= - 1,66V 
Cu2+(aq) + 2e
- 
 Cu(s) E
0= + 0,34V 
É correto afirmar que: 
 
(01) Uma pilha formada por um eletrodo de ferro em contato com uma solução 
contendo íons Fe2+, e um eletrodo de prata em contato com uma solução 
contendo íons Ag+, ligados por uma ponte salina, apresenta um potencial 
padrão de +1,24V. 
(02) Na mesma pilha da alternativa anterior ocorrerá a oxidação da prata com 
formação de Ag+. 
(04) A reação 2Ag(s) + Fe
2+  2Ag+(aq) + Fe(s) é espontânea. 
(08) Uma lâmina de alumínio mergulhada em uma solução 1mol/L de CuSO4 
apresentará a formação de um depósito de cobre metálico dobre ela. 
(16) O alumínio Al(s) é um agente redutor mais forte do que o ferro Fe(s). 
 
Soma ( ) 
 
06. (Vunesp-SP) A corrosão de ferro metálico envolve a formação de íons Fe2+. 
Para evitá-la, chapas de ferro são recobertas por uma camada de outro metal. 
Em latas de alimentos a camada é de estanho metálico e em canos d'água, de 
zinco metálico ou magnésio metálico. Responda: 
 
a) Analise os potenciais padrão e explique qual dos metais seria mais 
eficiente para proteger o ferro metálico. 
b) Explique por que a camada de zinco e/ou magnésio consegue evitar a 
corrosão de canos d'água feitos de ferro. 
 
 
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c) Por que quando a camada de estanho é danificada, expondo a camada 
do ferro, a corrosão acontece mais rapidamente do que quando a 
referida camada está ausente. 
 
Dados: Potenciais padrões de redução a 25°C. 
Zn2+(aq) + 2e
-  Zn(s) E
0 = - 0,76 V 
Fe2+(aq) + 2e
-  Fe(s) E
0 = - 0,44 V 
Sn2+(aq) + 2e
-  Sn(s) E
0 = - 0,14 V 
Mg2+(aq) + 2e
-  Mg(s) E
0 = - 2,35 V 
 
 
07. (Fuvest-SP) Para recuperar prata de soluções aquosas contendo íons Ag+, 
costuma-se adicionar zinco metálico às soluções, pois a transformação abaixo 
é espontânea: 
2Ag+(aq) + Zn(s)  2Ag(s) + Zn
2+
(aq) 
 
Então, podemos concluir que: 
a) Ocorre transferência de elétrons do Ag+ para o Zn. 
b) O Zn atua como oxidante e o Ag+ como redutor. 
c) O Zn é menos redutor do que Ag. 
d) O potencial de redução do Ag+/Ag é maior do que o do Zn2+/Zn. 
 
 
08. Dados os potenciais padrão de redução: 
Al3+(aq) + 3e
- 
 Al(s) E
0= -1,66 V 
Fe2+(aq) + 2e
-  Fe(s) E
0= -0,44 V 
A ddp da pilha Al/Fe, em condições padrão, é: 
 
a) 2,10 V b) 1,32 V c) 1,22 V d) 1,08 V e) 0,88 V 

09. (Cesgranrio-RJ) O esquema adiante representa uma célula voltaica com 
eletrodos de alumínio e cobalto. 
 
 
Observe a seguir as semi-reações e 
seus potenciais-padrão de redução: 
 
Al3+(aq) + 3e
-  Al0(s) E° = -1,66V 
Co2+(aq) + 2e
-  Co0(s) E° = -0,28V 
 
No caso da célula estar em 
funcionamento, pode-se afirmar que: 
 
I - A ddp, também denominada de força eletromotriz (F.E.M) da cédula será 
1,38 volts. 
II - O agente redutor da célula será o Al0. 
III - O agente oxidante da cédula será o Co0. 
 
 
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IV - O fluxo de elétrons na cédula se dará do eletrodo de alumínio para o 
cobalto. 
V - A solução de Co(NO3)2 sofre um aumento de concentração. 
 
Assinale a opção que indica apenas as afirmativas corretas: 
a) I e III 
b) II e III 
c) IV e V 
d) I, II e IV 
e) II, IV e V 
 
10. (Uel-PR) Considere a seguinte tabela de potenciais padrão de redução: 
Zn2+(aq) + 2e
-  Zn(s) E
0 = -0,76V 
Cu2+(aq) + 2e
-  Cu(s) E
0 = +0,34V 
Na pilha em que ocorre a reação: 
Zn(s) + Cu
2+
(aq)  Zn
2+
(aq) + Cu(s) 
prevê-se força eletromotriz, em volts, de 
 
a) +2,20 
b) +1,10 
c) +0,42 
d) -0,42 
e) -1,10 

11. (UFF) Considerando as seguintes semi-reações, responda: 
Al3+(aq) + 3e
-  Al(s) E
0 = -1,66V 
Cu2+(aq) + 2e
-  Cu(s) E
0 = 0,34V 
 
a) Indique qual deve ser a reação representativa da célula. 
b) Calcule a ddp da célula galvânica que se utiliza das semi-reações acima. 
c) Indique qual a semi-reação representativa do ânodo. 
 
12. (Unesp-SP) Calcule qual a diferença de potencial (voltagem) da bateria 
que é formada pela ligação em série de 6 pilhas eletroquímicas internas, 
sabendo que ocorre as seguintes semi-reações. Em seguida, indique qual pólo 
ocorre cada uma das semi-reações: 
 
Pb + SO4
2-  PbSO4 + 2e
- E0= +0,34V 
PbSO4 + 2H2O  PbO2 + SO4
2- + 4H+ + 2e- E0= -1,66V 
 
13. (UFV) A seguir são feitas algumas afirmativas sobre a célula galvânica 
representada abaixo: 
 
 
Potenciais padrão de redução (E°): 
Ag+(aq) + e
-  Ag(s) E
0 = + 0,79 Volts 
Pb2+(aq) + 2e
-  Pb(s) E
0 = - 0,13 Volts 
 
 
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I – A ddp da pilha (E°) é 0,92 Volts. 
II – O eletrodo de prata será o ânodo nesta célula. 
III – Ocorre passagem espontânea de elétrons do eletrodo de chumbo para o 
de prata. 
IV – A reação global dessa célula é: 2Ag(s) + Pb
2+
(aq)  2Ag
+
(aq) + Pb(s) 
 
São afirmativas CORRETAS: 
a) I, II e IV 
b) I e III 
c) II e III 
d) II e IV 
e) I e IV 
 
14. (Mackenzie-SP) Para as semi-reações a seguir: 
Ni2+(aq) + 2e
- 
 Ni(s) 
Ag+(aq) + e
- 
 Ag(s) 
Indique o E da pilha, o cátodo e o ânodo, respectivamente: 
Dados: E0red Ag = + 0,80V; E
0
red Ni = - 0,24V (a 25°C e 1 atm) 
 
a) + 1,04 V, prata, níquel. 
b) + 1,04 V, níquel, prata. 
c) - 0,56 V, prata, níquel. 
d) - 1,04 V, níquel, prata. 
e) + 0,56 V, prata, níquel. 

 
 
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Respostas 
--------------------------------------------------------------------------------------------------------- 
1. Resposta: 02 + 04 + 08 + 16 
= 30 
2. Resposta: letra A 
3. E0= E0maior – E0menor 
E0= -0,8 – (-2,92) 
E0= 2,12V 
Resposta: letra C 
4. Resposta: letra C 
5. Resposta: 01+08+16 = 2 
6. Respostas: 
a) Qualquer metal que tenha 
menor potencial de 
redução que o ferro 
poderá agir como metal 
de sacrifício, a exemplo 
do magnésio e do zinco, 
porém o de maior 
eficiência seria o de 
magnésio, por apresentar 
menor potencial de 
redução. 
b) Tanto o magnésio quanto 
o zinco por apresentar 
menor potencial de 
redução que o cano de 
ferro, atua como eletrodo 
de sacrifício, tanto um 
como outro é corroído 
enquanto o ferro fica a 
salvo no estado reduzido. 
c) Este fato ocorre devido ao 
estanho ter maior 
potencial de redução do 
que o ferro, ou seja, o 
estanho tem maior 
tendência a se reduzir 
frente ao ferro, este último 
em contatocom o 
oxigênio atmosférico terá 
uma rápida oxidação. 
7. Resposta: letra D 
8. E0 = E0maior – E0menor 
E0 = -0,44 – (-1,66) 
E0 = 1,22V 
Resposta: letra C 
9. Resposta: letra D 
10. E0 = E0maior – E0menor 
E0 = 0,34 – (-0,76) 
E0 = +1,10V 
Resposta: letra B 
11. Respostas: 
 a) 2Al(s) + 3Cu
2+
(aq)  2Al
3+
(aq) 
+ 3Cu(s)
 
b) E = 0,34 - (-1,66) = 2,00 
V 
c) 2Al(s)  2Al
3+
(aq) + 6e
- 
12. E0 = E0maior – E0menor 
E0 = +0,34 – (-1,66) 
E0 = 2,0V x 6 = 12V 
Resposta: 12,0V 
 
Polo negativo: 
Pb + SO4
2-  PbSO4 + 2e
- 
 E0= +0,34V 
Polo positivo: 
PbSO4 + 2H2O  
PbO2 + SO4
2- + 4H+ + 2e-
 E0= -1,66V 
13. Resposta: letra B 
14. E0 = E0maior – E0menor 
E0 = +0,8 – (-0,24) 
E0 = +1,04V 
Cátodo – Ag 
Ânodo – Ni 
Resposta: letra A