Pilha preto e branco

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Eletroquímica
Química geral
A eletroquímica tem como enfoque, o estudo da
relação entre energia elétrica e transformação química.
Célula eletroquímica :
É um dispositivo que utiliza as reações de óxido-redução
para produzir a interconversão de energia química e elétrica.
Célula eletroquímica
Célula galvânica
Célula eletrolítica
Célula 
galvânica
Célula 
eletrolítica
É a conversão de energia química em energia 
elétrica (processo espontâneo). 
É a conversão de energia elétrica em energia 
química (processo não espontâneo). 
Oxidação: Corresponde a perda de elétron(s) = espécie de maior
potencial de oxidação ou menor potencial de redução.
Redução: Corresponde ao ganho de elétron(s) = espécie de maior
potencial de redução ou menor potencial de oxidação.
Oxidação: É verificada pelo o aumento do número de oxidação
(Nox).
Redução: É verificada pela diminuição do número de oxidação
(Nox).
Agente Oxidante: É aquele que provoca a oxidação, ou seja, quem
sofre redução.
Agente Redutor: É aquele que provoca a Redução, ou seja, quem
sofre oxidação.
Relembrando alguns conceitos
Reações Espontâneas e a Célula Galvânica
Considerando a reação de óxido-redução simples gerada
quando uma barra de zinco metálico é mergulhada em uma
solução aquosa de sulfato de cobre II.
Zn(s) + Cu
+2
(aq) Zn
+2
(aq) + Cu(s)
Ocorrências: 
• Depósito de cobre metálico, na forma de pequenas partículas 
sobre a superfície de zinco.
• Descoloração da cor azul característica da solução de CuSO4 
Mediante ao consumo dos íons Cu(H2O)2.
• Corrosão lenta do zinco metálico.
Reação espontânea:
Zn(s) Zn
+2
(aq) + 2ē
Cu+2(aq) + 2ē Cu(s)
Zn(s) + Cu
+2
(aq) Zn
+2
(aq) + Cu(s)
Zn
Cu+2
SO4
-2
Zn + CuSO4 ZnSO4 + Cu
REAÇÃO DE DESLOCAMENTO 
______________________________
Nomenclatura Eletroquímica
a) ELETRODOS: São assim chamadas as partes metálicas que
estão em contato com a solução dentro de uma célula
eletroquímica.
b) ÂNODOS: Corresponde ao polo negativo (-), onde ocorre
Oxidação, de onde são emitidos os elétrons para o circuito
externo.
c) CÁTODOS: Corresponde ao polo positivo (+), onde ocorre
Redução, de onde são recebidos os elétrons para o circuito
externo.
d) ELETRÓLITOS: São assim chamadas todas as soluções que
CONDUZEM a corrente elétrica.
e) ÍONS: São assim chamadas as partículas carregadas que se
movimentam na solução.
F) CÉLULA ELETROQUÍMICA: Todo sistema formado por um
circuito externo que conduza a corrente elétrica e interligue
dois eletrodos que estejam separados e mergulhados num
eletrólito.
A pilha de Daniell
Eletrodo de 
Zinco
Eletrodo de 
Cobre
Polo ( + )Polo ( - )
Oxidação Redução
ÂNODO CÁTODO
elétrons
ZnSO4 CuSO4
Zn+2 Cu+2
Fenômenos no ânodo (-) – eletrodo de Zinco
• O zinco metálico da placa doa 2 elétrons, que
“correm” pelo fio condutor em direção ao
eletrodo de cobre.
• Perdendo 2 elétrons, o zinco metálico se
transforma em cátion zinco, Zn+2, e passa a
fazer parte da solução:
Devido a esse fenômeno, a placa de zinco 
diminui de massa ao mesmo tempo que a 
concentração de cátions zinco em solução 
aumenta.
Zn (s) Zn
+2 
(aq) + 2ē
• O cátion cobre, Cu+2, que estava em solução,
recebe os dois elétrons doados pelo zinco, que
vieram pelo fio condutor ate a placa de cobre.
Fenômenos no cátodo (+) – eletrodo de Cobre
• Recebendo 2 elétrons, o cátion cobre se
transforma em cobre metálico e passa a fazer parte
da placa:
Devido a esse fenômeno, a placa de cobre 
aumenta de massa ao mesmo tempo que a 
concentração de cátions cobre em solução 
diminui.
Cu+2(aq) + 2ē  Cu(s)
Reações envolvidas na célula galvânica
Zn(s) Zn
+2
(aq) + 2ē
Cu+2(aq) + 2ē Cu(s)
Zn(s) + Cu
+2
(aq) Zn
+2
(aq) +Cu(s)
______________________________
Semi-reação anódica
Semi-reação catódica
EQUAÇÃO GLOBAL
Equação Global
É a equação representativa de uma pilha.
Corresponde ao somatório das semi-reações gerada em 
cada eletrodo.
Cátodo (semi-reação catódica)
Ânodo (semi-reação anódica)
Equação 
Global
A notação química da pilha é feita pela representação:
Substância 
metálica que 
sofre oxidação
Cátion 
que se 
forma
Cátion 
que sofre 
redução
Substância 
metálica que 
se forma
Reação do ânodo // Reação do cátodo
Zn (s) / Zn
+2 
(aq) // Cu
+2 
(aq) / Cu (s)
Simbologias: O “/ ” é utilizado para mostrar
diferentes condições químicas do elemento (sólido, líquido,
gasoso ou aquoso). Já “// “ representa a separação dos
eletrodos pela ponte salina.
Ponte salina
As soluções de ambos os eletrodos perderiam a neutralidade elétrica
e interromperiam precocemente o funcionamento da pilha, se não
fosse adaptada ao sistema uma ponte salina.
A ponte salina e constituída de um tubo de vidro em “U” contendo
uma solução aquosa concentrada de um sal, normalmente cloreto de
potássio, KCl, ou nitrato de amônio, NH4NO3. As extremidades do
tubo são fechadas com um material poroso como algodão.
A função da ponte salina é permitir a migração de íons de uma
solução para outra, de modo que o número de íons positivos e
negativos na solução de cada eletrodo permaneça em equilíbrio,
diminuindo o potencial de junção líquida (migração de íons com
velocidades diferentes).
Promove o fechamento do circuito elétrico.
Variação do potencial de uma pilha – força 
eletromotriz (Fem)
 A capacidade de perder elétrons ou sofrer oxidação é
diferente para cada substância metálica. Dizemos que um
metal é reativo quando ele possui grande facilidade em
doar elétrons.
 Quanto maior for a diferença de potencial (ddp) dos
eletrodos de uma pilha, maior será a intensidade da
corrente elétrica produzida pela pilha.
 O eletrodo escolhido como referência para servir de
padrão de comparação para os demais foi o eletrodo de
hidrogênio.
Eletrodo-padrão de hidrogênio
• Este eletrodo padrão serve para determinar o 
potencial de um outro eletrodo ligado a ele.
Platina (metal 
inerte)
H2(g) 
1 atm
H3O
+
(aq)
(1M) 25 C
2H3O
+(aq) + 2é  H2(g) + 2H2O
Cátodo
Ânodo
H2(g) + 2H2O 2H3O
+(aq) + 2é
Célula Padrão:
• temperatura a 25 C;
• metais puros;
• soluções com concentração de 1 Molar;
• pressão de 1 atm;
• eletrodo de hidrogênio como ânodo (0,00 V).
Fatores que interferem no potencial do eletrodo:
Temperatura
Concentração dos íons da solução
Maior temperatura do eletrodo  maior tendência a perder elétrons  maior Eoxid 
Menor Eoxidmaior Eredmaior tendência a receber e
-maior conc. cátions
O potencial-padrão de redução indica a capacidade que o
elemento possui de ganhar elétrons. É numericamente igual ao
potencial-padrão de oxidação, com o sinal trocado.

oxidação
redução
Zn(s) Zn+2(aq) + 2 é
Eredução = - 0,76 V e Eoxidação = + 0,76 V 
Se tivermos de calcular a força eletromotriz de uma pilha 
a partir dos potenciais-padrão de redução dos eletrodos, 
usaremos a seguinte expressão: 
ΔE = Eredução do cátodo – Eredução do ânodo
Voltímetro = + 0,76 V
Isso significa que a corrente 
de elétrons flui do zinco para 
o hidrogênio
Zn(s) + 2H3O
+ Zn+2(aq) + H2(g) + 2H2O
E = E redução do cátodo – E redução do ânodo
+ 0,76 V = E redução do cátodo – E redução do ânodo
+ 0,76 V = 0,0 – E redução do Zn
E redução do Zn = - 0,76 V
E > 0 = processo espontâneo
E < 0 = processo não espontâneo
Oxidante E
0
(V) Redutor
F2 +2.87 F
-
S2 +2.10 SO4
2-
MnO4
- +1.69 MnO2
MnO4
- +1.51 Mn2+
Au3+ +1.50 Au
PbO2 +1.45 Pb
2+
Cl2 (aq) +1.39 Cl
-
O2 (g) +1.23 H2O
Ag+ +0.80 Ag
Fe3+ +0.77 Fe2+
I2 (aq) +0.62 I
-
Cu2+ +0.34 Cu
SO4
2- +0.17 SO2
S4O6
2- +0.09 S2O3
2-
Oxidante E
0
(V) Redutor
H3O
+
0,00 H2(g)
CH3CO2H -0.12 CH3CHO
Pb2+ -0.13 Pb
Sn2+ -0.14 Sn
Ni2+ -0.23 Ni
Cd2+ -0.40 Cd
Fe2+ -0.44 Fe
Zn2+ -0.76 Zn
Al3+ -1.66 Al
Mg2+ -2.37 Mg
Na+ -2.71 Na
Ba2+ -2.90 Ba
K+ -2.92 K
Li+ -3.02 Li
E
x
e
m
p
lo
s
 d
e
 p
o
te
n
c
ia
is
 p
a
d
rõ
e
s
 
Fem e variação de energia livre
A variação na energia livre de Gibbs, ∆G, é uma
medidada espontaneidade de um processo que
ocorre a temperatura e pressão constantes e é dada
por:
 n – número de elétrons transferidos
 F – constante de Faraday
(1F = 96.485 C/mol = 96.485 J Vˉ¹ molˉ¹)
 E – força eletromotriz
∆G = -nFE
E > 0 = processo espontâneo ou ∆G <0
Influência da Concentração sobre a tensão da célula
A ddp de uma pilha diminui ao passar do tempo, conforme diminui
a concentração de cátions da solução do cátodo e aumenta a
concentração de cátions na solução do ânodo.
Hermann Nernst deduziu uma equação que permite calcular a
variação do potencial de uma pilha em determinado instante a partir
das concentrações em quantidade de matéria das soluções dos
eletrodos:
Equação de Nernst:
ou
E = pot. redução em concentração ≠ 1mol.L-1;
Eo = pot. padrão de redução;
R = cte. universal gases perfeitos = 8,314 J.K-1.mol-1;
T = 25 oC = 298 K;
n = n.o mol e- na reação de eletrodo;
F = cte. de Faraday = 96500 C;
Q = quociente reacional =
Juntando todas as 
constantes e convertendo 
ln em log, obtém-se:
[ produtos ]
[ Reagentes]
Exemplos
1) Calcule o potencial de redução do eletrodo: 
Cu2+ (1x10-5 mol.L-1)/Cuo, a 25 oC.
Reação de eletrodo: 
Cu2+ + 2 ē ⇄ Cuo Eo = +0,34V
E = + 0,1925 V



5
Cu
o
1x10
1
log
2
0,059
0,34
C
1
log
n
0,059
EE
2
Exemplos
2) Calcular o potencial de redução do eletrodo: 
2H+ (pH = 4)/H2, a 25 
oC e 1 atm.
Reação de eletrodo: 
2H+ + 2 ē ⇄ H2 E
o = +0,00 V
pH = 4 → Conc. H+ = 1 x 10-4 mol.L-1
E = − 0,236 V


24-2
H
o
)(1x10
1
log
2
0,059
0,00
)(C
1
log
n
0,059
EE
Para a descarga da pilha:
Mgo/Mg2+ (1 mol.L-1)//Au3+ (1 mol.L-1)/Auo,
nas condições padrão, determine:
a) a semireação de redução,
b) a semireação de oxidação,
c) a reação global,
d) o ânodo e o cátodo,
e) o polo positivo e o polo negativo,
f) as espécies químicas oxidante e redutora,
g) o sentido do fluxo de elétrons, pelo circuito externo,
h) a diferença de potencial padrão.
Exemplos
Exemplos
Calcule E, a 25 oC, para a pilha:
Zno/Zn2+ (1x10-5mol.L-1) / /Ag+ (5x10-1mol.L-1) /Ago.
Reação de descarga:
Oxid: Zno → Zn2+ (1x10-5mol.L-1) + 2 ē Eo oxi = + 0,76 V
Red: 2 Ag+ (5x10-1mol.L-1) + 2 ē → 2 Ago Eo red = +0,80 V
Zno + 2 Ag+(5x10-1mol.L-1) → Zn2+ (1x10-5mol.L-1) + 2 Ago
Eo = +1,56 V
Nernst:
V1,69
)(5x10
1x10
log
2
0,059
1,56ΔE
21
5



2
Ag
Zno
)(C
C
log
n
0,059
ΔEΔE
2



Exemplos
Calcule o pH, a 25 oC, para o EPH na pilha:
Zno/Zn2+ (1mol.L-1) / /2 H+(pH = ?) /H2, quando E = 0,56 V.
Eo e reação da pilha:
Oxid: Zno → Zn2+ (1 mol.L-1) + 2 ē E
ooxi = + 0,76 V
Red: 2 H+( pH = ?) + 2 ē → H2 E
ored = +0,00 V
Zno + 2 H+(pH = ?) → Zn 2+ (1mol.L-1) + H2 E
o = +0,76 V
Nernst:
2
H
2
H
Zno
)(C
1
log
2
0,059
0,760,56
)(C
C
log
n
0,059
ΔEΔE
2



pH)log(C)](C log[0,0590,760,56
HH
 
Bom Estudo!!!