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Módulo III - Unidade 4: Eletroquímica 
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1. INTRODUÇÃO 
 
Esta unidade demonstrará de que forma é possível converter energia química em 
energia elétrica, através de uma reação química. 
É de fundamental importância entender como funcionam as pilhas e baterias e as suas 
principais aplicações, pois em nosso cotidiano encontramos a todo o momento essas 
peças essenciais da sociedade moderna, como por exemplo, nos automóveis, em 
telefones celulares, nos relógios, em marcapassos cardíacos, entre outros. 
 
2. ELETROQUÍMICA 
 
A Eletroquímica é a ciência que estuda a interconversão de 
energia química em energia elétrica, ou seja, o aproveitamento 
prático do fenômeno de transferência de elétrons entre diferentes 
substâncias para converter energia química em energia elétrica e 
vice-versa. 
 
 
 
 
 
Uma célula Eletroquímica é o dispositivo no qual há produção de eletricidade através 
de reações de oxi-redução entre dois ou mais eletrodos e é representada de forma 
simples abaixo: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Interconversão : 
transformação de 
um tipo em 
outro. 
A conversão de energia química em energia elétrica é um processo espontâneo, 
denominado pilha ou célula eletroquímica. 
 
A conversão de energia elétrica em energia química é um processo não-
espontâneo, denominado eletrólise. 
Representação Esquemática de uma Célula 
Eletroquímica (IUPAC) * 
Ânodo/Solução do ânodo//Solução do 
cátodo/Cátodo 
Zn/Zn2+//Cu2+/Cu 
*IUPAC: International Union of Pure and Applied 
Chemistry (União Internacional de Química Pura e 
Aplicada). 
 
Célula Eletroquímica 
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Para sua melhor compreensão, apresentaremos alguns conceitos: 
 
� Célula eletroquímica: é um dispositivo constituído por dois eletrodos, cujo 
contacto é efetuado por um eletrólito. 
 
� Eletrodos: são os elementos que fornecem a superfície na qual ocorre a reação 
química envolvendo transferência de elétrons. 
 
� Eletrólitos: são os condutores de eletricidade (solução). 
 
� Ânodos: são terminais (eletrodos) carregados negativamente, portanto fontes 
de elétrons, onde se processa a oxidação. 
 
� Cátodos: são terminais (eletrodos) carregados positivamente, portanto 
receptores de elétrons, onde se processa a redução. 
 
� Ponte salina: é um dispositivo de contacto entre os dois recipientes e que 
permite o fluxo de cargas elétricas entre eles. 
 
� Eletricidade: significa o acúmulo e a movimentação de elétrons em um material 
condutor, geralmente um metal. 
 
� Oxidação: é a situação onde há perda de elétrons e ocorre no ânodo. A 
representação simbólica desta transformação é dada por: A° → A+ + e-. 
 
� Redução: é a situação onde há recebimento de elétrons, e ocorre no cátodo. A 
representação simbólica desta transformação é dada por: B+ + e- → B°. 
 
� Equações de oxi-redução: são equações nas quais ocorre transferência de 
elétrons, ou seja, só ocorre quando há uma espécie doadora e uma receptora de 
elétrons. Em cada reação de oxi-redução existem duas semi-reações, uma 
representando a oxidação e outra representando a redução. 
 
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Exemplo: Reação do ferro com o oxigênio 
. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 semi-reação de oxidação: 2 Fe° → 2 Fe2+ + 4e- 
 semi-reação de redução: O2 +4e- → 2O2- 
 
 
3. PILHAS 
 
São dispositivos onde as reações de oxidação e redução acontecem em ambientes 
separados. Os elétrons liberados na oxidação percorrem um fio e chegam ao local da 
redução, ocasionando o aparecimento de corrente elétrica. 
Alessandro Volta foi o primeiro cientista a criar uma pilha em 1800. 
O equipamento desenvolvido por Volta consistiu em empilhar (daí o 
nome pilha) discos de zinco ou estanho intercalados com discos de 
cobre ou prata, separados por papel umedecido com solução de 
ácido (salmoura). Ao tocar nas duas extremidades da pilha, 
fechando o circuito, uma pessoa poderia sentir um choque elétrico, 
verificando-se assim pela primeira vez, a produção espontânea de 
eletricidade (sem fricção). Volta, porém, não associou a produção de 
corrente elétrica com a ocorrência de transformação química. Foi 
Hamphry Davy (1778-1829) que, ao estudar os experimentos de Volta, sugeriu que a 
eletricidade poderia resultar de uma transformação química. 
 
4. POTENCIAL PADRÃO DE REDUÇÃO 
 
Cada elemento químico possui uma “força”, para perder ou ganhar elétrons. Em uma 
célula eletroquímica, o poder total da célula é medido através do potencial padrão da 
célula, ou seja, a diferença entre os potenciais dos dois eletrodos. Atribui-se ao 
elemento Hidrogênio o potencial de ZERO V. Todos os potenciais padrão são medidos 
em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio e as concentrações das espécies em 
solução são iguais a 1 mol.L-1. A unidade utilizada é o volt (V). 
 
 
A. VOLTA 
(1745-1827) 
 
 redução 
 
2 Fe° + O2 →→→→ 2 O2- + 2 Fe2+ 
 oxidação 
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Tabela - Potenciais Padrão de Redução E0 (25ºC) 
Semi - Reação E0 (em V) 
Li + + e- → Li0 -3,050 
K+ + e- → K0 -2,925 
Ba2+ + 2e- → Ba0 -2,910 
Ca2+ + 2e- → Ca0 -2,760 
Na+ + e- → Na0 -2,713 
Ce3+ + 3e- → Ce0 -2,480 
Mg2+ + 2e- → Mg0 -2,370 
1/2H2(g) + e- → H- -2,250 
Al3+ + 3e- → Al0 -1,660 
V2+ + 2e- → V0 -1,190 
Mn2+ + 2e- → Mn0 -1,180 
Zn2+ + 2e- → Zn0 -0,763 
Cr3+ + 3e- → Cr0 -0,740 
Fe2+ + 2e- → Fe0 -0,440 
Cr3+ + e- → Cr2+ -0,410 
Cd2+ + 2e- → Cd0 -0,402 
Ni2+ + 2e- → Ni0 -0,230 
Sn2+ + 2e- → Sn0 -0,140 
Pb2+ + 2e- → Pb0 -0,126 
2H+ + 2e- → H2 0,000 
Sn4+ + 2e- → Sn2+ +0,150 
Cu2+ + e- → Cu+ +0,150 
AgCl + e- → Ag0 + Cl- +0,222 
Hg2Cl2 + 2e- → 2Hg0 + 2Cl- +0,278 
Cu2+ + 2e- →Cu0 +0,337 
Fe(CN )63− + e- → Fe(CN )64− +0,356 
O2 + 2H2O + 4e- → 4OH- +0,401 
Cu+ + e- → Cu0 +0,520 
I2 + 2e- → 2 I- +0,536 
Fe3+ + e- → Fe2+ +0,771 
H g2
2+ + 2e- → 2Hg +0,792 
Ag + e- → Ag0 +0,799 
Br2( l ) + 2e- →2Br - +1,087 
O2 + 4H+ + 4e- → 2H2O +1,229 
Cr2O72- + 14H+ + 6e- → 2Cr3+ + 7H2O +1,330 
Cl2 + 2e- → 2Cl- +1,359 
Au3+ + 3e- → Au0 +1,500 
 
 
 
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Tabela - Potenciais Padrão de Redução E0 (25ºC) - Conclusão 
Semi - Reação E0 (em V) 
Mn3+ + e- → Mn2+ +1,510 
MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O +1,510 
Ce4+ + e- → Ce3+ +1,660 
Au+ + e- → Au0 +1,690 
MnO4- + 4H+ + 3e- → MnO2 + 2H2O +2,650 
F2 + 2e- → 2F- +2,650 
 
Na tabela acima foram apresentados os potenciais de redução de alguns elementos. 
 
Exemplo: No caso da reação entre o ferro e o sulfato cúprico (CuSO4), nox do elemento 
Cu = 2+ temos: 
E0 Fé2+/Fe = - 0,440 V; E0Cu2+/ Cu = + 0,337 V. 
Pode-se perceber que o potencial padrão de redução do ferro é menor que o potencial 
do cobre. Portanto, somente há reação quando o ferro (metálico) sofre oxidação. O 
elemento cobre, de maior potencial, irá sofrer redução. 
 
 
 
 
 
 
 
 
5. CÁLCULO DA DIFERENÇA DE POTENCIAL (DDP) DE UMA PILHA 
 
É a diferença entre os potenciais padrão de redução dos eletrodos, e pode ser 
calculado, como recomendado pela IUPAC, por meio da expressão: 
 
 
 
 
ddp = E0 oxidante – E0 redutor 
Reação: Fe0 + Cu2+ (SO4)2- Cu0 + Fe2+ (SO4)2- 
 
Semi – Reações: Fe0 Fe2+ + 2e- (Oxidação) 
 
 Cu2+ + 2e-Cu0 (Redução) 
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APLICAÇÃO: Cálculo da d.d.p. da Pilha de Daniell 
 
O mais conhecido exemplo de uma pilha foi o imaginado por John 
Frederic Daniell, em 1836, como demonstrado abaixo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Como funciona essa pilha? Vejamos os passos. 
De acordo com a tabela de potenciais padrão de redução (página 116), os valores 
apresentados para Zinco e Cobre são respectivamente: - 0,76 V e 0,34 V. Logo: 
Zn2+ + 2e → Zn°, E0 Zn2+/Zn = - 0,76V 
Cu2+ + 2e → Cu°; E0 Cu/Cu2+ = + 0,34V 
1) A oxidação ocorre no eletrodo de zinco, pois o zinco apresenta menor potencial 
padrão de redução que o cobre. 
 
2) A redução ocorre no eletrodo de cobre, pois o cobre apresenta maior potencial 
de redução que o zinco. 
 
3) Cálculo da d.d.p. 
 (E0 oxidante – E0 redutor = + 0,34 - (- 0,76) = 1,10 V) 
 
 
J. F. DANIELL 
(1790-1845) 
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Por que uma pilha para de funcionar? (descarrega) 
Ao funcionar normalmente, uma pilha esta se descarregando. Dependendo do tipo de 
pilha, ela poderá ser carregada novamente por meio de um gerador externo, o qual 
deverá ter uma d.d.p. superior à da pilha. 
 Tomando como exemplo a pilha de Daniell, (página anterior), observa-se que à 
medida que a pilha funciona (está se descarregando) o eletrodo de zinco (ânodo) se 
desgasta (diminui de massa), pois sofre oxidação, enquanto o eletrodo de cobre 
(cátodo) tem sua massa aumentada, devido à deposição de cobre (redução). 
 
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO 
 
Agora que você já estudou toda a teoria apresentada anteriormente, resolva, com 
atenção, os exercícios propostos, que lhe ajudarão na fixação do assunto. 
 
1) (IME-RJ) Dadas as semi-reações: 
Cu2+ + e- → Cu+ E0 = 0,153V 
I2 + 2e- → 2I- E0 = 0,536V 
Pede-se: 
 
a) escrever a reação que representa a equação global da célula 
b) calcular o potencial de eletrodo global 
 
 
2) (EEM-SP) De uma pilha são conhecidas as semi-reações e seus respectivos 
potenciais padrão de redução: 
Fe3+ + e- → Fe2+ E0 = 0,77V 
CI2 + 2e- → 2Cl- E0 = 1,36V 
Pergunta-se: 
 
a) qual a força ddp da pilha ? 
b) qual a equação da reação global ? 
 
 
3) (IME-RJ) (a) Determine o potencial padrão da célula formada por eletrodos de Cu e 
Cd, em que os eletrólitos são sais de Cu2+ e Cd2+ 
b) Indique o eletrodo positivo, o ânodo e o metal que se reduz. 
 
Dados: Cu2+ + 2e- → Cu ECu2+/Cu = + 0,337V 
 Cd2+ + 2e- → Cd ECd2+/Cd = - 0,403V 
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4) (Cefet-RN) Observe a tabela e responda as questões a seguir. 
 
Semi- Reação E0 oxid (V) E0 red (V) 
Al0 → Al3+ + 3e- + 1,66 - 1,66 
Co0 → Co2+ + 2e- + 0,28 - 0,28 
 
a) Quem se oxida mais facilmente? 
b) Quem se reduz mais facilmente? 
c) Qual é o melhor agente oxidante? 
d) Qual é o melhor agente redutor? 
 
 
5) (Fuvest-SP) Objetos de prata escurecidos (devido principalmente a formção de 
Ag2S) podem ser limpos eletroquimicamente, sem perda de prata, mergulhando-os em 
um recipiente de alumínio contendo solução quente de bicarbonato de sódio. Neste 
processo, a prata em contacto com o Ag2S atua como cátodo e o alumínio como ânodo 
de uma pilha. A semi-reação que ocorre no cátodo pode ser representada por : 
 
a) Ag2S → 2 Ag+ + S2- 
b) Ag2S + 2e- → 2 Ag0 + S2- 
c) Ag2S → 2 Ag+ + S2-+ 2e2- 
d) Ag2S + 2e- → 2 Ag+ + S 
e) Ag2S→ 2 Ag+ + S 
 
 
6) (FMTM-MG) Considere as semi-reações abaixo, onde X e Y são metais : 
X2+ + 2e- → X E0 = + 1,0 V 
Y+ + e- → Y E0 = - 2,0 V 
 
Uma placa de metal Y, imersa em solução aquosa contendo íons X2+ e Y+. 
 
a) ficará inalterada 
b) será oxidada, dando íons Y+ 
c) será reduzida, dando íons X2+ 
d) receberá elétrons dos íons X2+ 
e) perderá elétrons para os íons Y+ 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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7) (Fuvest-SP) A estátua da Liberdade está no porto de Nova Iorque e, portanto, em 
ambiente marinho. Ela consiste em uma estrutura de ferro sobre a qual estão rebitadas 
placas de cobre que dão forma a figura. 
 
a) Qual o efeito do ambiente marinho sobre as placas de cobre? Explique utilizando 
equações químicas. 
b) Por que não foi uma boa idéia ter cobre em contacto com o ferro ? 
Justifique. 
Dados : 
 
Semi- Reação E0 (V) 
Fe2+ + 2e-→ Fe -0,41 
Cu2+ + 2e- → Cu +0,34 
O2 + 2H2O + 4e- → 4OH- +0,40 
 
 
8) (UNICAMP-SP) Com base na tabela abaixo, escreva a equação global e calcule a 
ddp da pilha com eletrodos de Mg e Pb. 
 
Semi- Reação E0 oxid (V) 
Pb0 → Pb2+ + 2e- +0,13 
Mg0 → Mg2+ + 2e- +2,37 
 
 
9) (Cesgranrio-RJ) Constrói-se uma pilha galvânica padrão utilizando-se 
como eletrodos : 
I - fio de prata metálica mergulhado em solução de íons Ag+ 
II - fio de níquel metálico mergulhado em solução de íons Ni2+ 
Dado : 
Ni2+(aq.) + 2e- → Ni(s) E0 = - 0,25 V 
Ag+(aq.) + 1e- → Ag(s) E0 = +0,80 V 
 
O ânodo, o cátodo e o potencial padrão da pilha são, respectivamente: 
 
a) Ag ; Ni ; - 1,05 V 
b) Ni ; Ag ; 1,05 V 
c) Ag ; Ni ; 1,35 V 
d) Ag ; Ni ; + 1,30 V 
e) Ni ; Ag ; - 0,55 V 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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10) (UFSC) Com base no diagrama da pilha Zn/Zn2+ (1M) // Ag+ (1M) /Ag e nos 
potenciais padrão de oxidação, a 250C, das semi-reações: 
 
Zn → Zn2+ + 2e- E0 = + 0,76 V 
Ag → Ag+ + e- E0 = - 0,80 V 
 
E correto afirmar que : 
a) os átomos de zinco sofrerão oxidação; 
b) os átomos de prata perderão elétrons ; 
c) o cátodo da pilha será o eletrodo de zinco ; 
d) entre os eletrodo de zinco e prata existe uma diferença de potencial-padrão de 2,36 
V; 
e) a massa do eletrodo de zinco aumenta com o tempo 
 
 
RESPOSTAS 
 
1) a) I2 + 2Cu+ → 2I- + 2Cu2+ b) 0,383 V 
2) a) 0,59 V b) Cl2 + 2Fe2+ → 2Cl- + 2Fe3+ 
3) a) 0,74 V b) Cu Cd Cu2+(aq.); 
4) a) Al; b) Co; c) Co2+; d)Al 
5) b ; 
6) b ; 
7) a) Cu(OH)2 b) O Fe oxida ; 
8) Mg0 + Pb2+ → Mg2++ Pb0 + 2, 24 V; 
9) b; 
10) a 
 
 
EXERCICIOS PROPOSTOS 
 
 
1) Calcule a ddp da seguinte pilha Ca0/Ca2+//Pb2+/Pb0. 
Dados : Ca2+ + 2e- → Ca0 E0 = - 2,76 V 
 Pb2+ + 2e- → Pb0 E0 = - 0,13 V 
R) + 2,63 V 
 
2) Considerando as semi-reações e os seus potenciais padrão de redução dados a 
seguir, calcule a ddp da célula eletroquímica formada com os eletrodos. 
Al3+ + 3e- → Al0 E0 = - 1,66 V 
Co2+ + 2e- → Co0 E0 = - 0,28 V 
R) + 1,38 V 
 
3) Dadas as semi-reações : 
Mg2+ + 2e- → Mg0 E0 = - 2,37 V 
Ni2+ + 2e- → Ni0 E0 = - 0,23 V 
Calcule a ddp da pilha formada com esses eletrodos 
R) + 2,14 V 
 
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SOLUÇÃO DOS EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO 
 
1) a) I2 + 2Cu+ → 2I- + 2Cu2+ 
 b) E0 = 0,536V - 0,153V = 0,383 V 
2) a) E0 = 1,36V - 0,77V = 0,59 V 
 b) CI2 + 2Fe2+ → 2Cl- + 2Fe3+ 
 
3) a) E0 = 0,337V - (-0,403V) = 0,74 V 
 b) Pólo Positivo = Cd; Ânodo = Cd; Redução: Cu2+(aq.) 
 
4) a) Al – oxida-se mais facilmente pois apresenta o maior E0oxid 
 b) Co – reduz-se mais facilmente pois apresenta o maior E0red 
 c) Co2+ - melhor agente oxidante, pois se reduz mais facilmente 
 d) Al - melhor agente redutor, pois se oxida mais facilmente 
 
5) b ; 6) b 
 
7) a) 2Cu + O2 + H2O → 2Cu- + 4OH- O Cu se oxida formando Cu(OH)2 
 b) O Fe se oxida, originando a ferrugem 
 
8) Mg0 → Mg2++ 2e- E0 = + 2,37 V 
 Pb2++ 2e- → Pb0 E0 = + 0,13 V 
 Mg0 + Pb2+ → Mg2++ Pb0∆E0 = + 2,24 V 
 
9) b 10) a 
 
Se ao final desta Unidade você aprendeu a: 
 
� Conhecer as reações de oxidação e redução que ocorrem nos fenômenos 
eletroquímicos; 
� Escrever as equações das reações parciais e da reação global de uma pilha; 
� Aplicar o princípio de funcionamento da Pilha de Daniell para calcular a ddp 
desta e de outras pilhas. 
Parabéns, você está apto (a) a seguir seus estudos para o próximo módulo! 
Se após estudar esta unidade você ainda têm dúvidas, procure 
o tutor da sua turma que ele saberá orientá-lo.