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 CURSO TÉCNICO EM QUÍMICA 
 
 
 
 
 
 
 
 
Disciplina: 
 
PROCESSOS ELETROQUIMICOS - CORROSÃO 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Valdir Salgado 
 
 
1 
 
2012 
CONTEÚDO: 
REVISÃO DE OXI-REDUÇÃO 
 - INTRODUÇÃO 04 
 - REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO 05 
 - CONCEITO DE NUMERO DE OXIDAÇÃO (NOx.) 05 
 - NÚMERO DE OXIDAÇÃO USUAIS 07 
 - CÁLCULO DOS NUMEROS DE OXIDAÇÃO 07 
 - ACERTO DOS COEFICIENTES OU BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO 08 
 - VARIAÇÃO DO NOX NAS REAÇÕES DE ÓXIDO-REDUÇÃO 13 
 - EXERCICIOS 13 
 
1. FUNDAMENTOS DA ELETROQUÍMICA 17 
 1.1. HISTÓRICO DA ELETROQUÍMICA 17 
 1.2. DEFINIÇÕES BÁSICAS DE FARADAY 19 
 1.3. MOVIMENTAÇÃO DE CARGAS NUMA CÉLULA ELETROQUÍMICA 20 
 1.4. DEFINIÇÃO DO FENÔMENO ELETROQUÍMICA 21 
 1.5. TIPOS DE CÉLULAS ELETROQUÍMICAS 21 
 1.6. PILHA DE DANIELL 23 
 
2.. REATIVIDADE DOS METAIS 24 
 EXERCICIOS 27 
 
3.. FORÇA ELEFROMOTRIZ 33 
 3.1. NATUREZA DOS METAIS FORMADORES DA PILHA 33 
 3.2. CALCULO FORÇA ELETROMORIZ (FEM) OU VOLTAGEM (ΔE) DAS PILHAS 33 
 3.3. TABELA DE POTENCIAL DE REDUÇÃO 35 
 EXERCICIOS 36 
 
4. PILHAS EM NOSSO COTIDIANO 41 
 4.1. PILHAS COMERCIAIS OU PILHA COMUM 41 
 4.2. PILHA ALCALINA 41 
 4.3. PILHA DE MERCURIO 41 
 4.4. PILHA DE NIQUEL CADMIO 42 
 4.5. PILHA OU CELULA DE COMBUSTIVEL 43 
 4.6. ACUMULADOR ,BATERIA DE AUTOMÓVEL OU BATERIA DE CHUMBO 43 
 
5. INTRODUÇÃO AO ESTUDO DA CORROSÃO 45 
 5.1. HISTÓRICO 45 
 5.2. DEFINIÇÃO DE CORROÃO 45 
 5.3. COMPONENTES DA CORROSÃO 46 
 
6. CLASSIFICAÇÃO DOS PROCESSOS CORROSIVOS 47 
 6.1. CORROSÃO UMIDA 47 
 6.2. CORROSÃO SECA 48 
 
7. MECANISMO ELETROQUÍMICO DA CORROSÃO. 49 
 7.1. CORROSÃO ELETROQUIMICA 49 
 7.2. CORROSÃO QUIMICA 52 
 7.3. CORROSÃO ELETROLITICA 52 
 
 
2 
 
 
 
8. MEIOS CORROSIVOS 53 
 8.1. ATMOSFERA 53 
 8.2. AGUAS NATURAIS 53 
 8.3. SOLOS 54 
 8.4. AGUA DO MAR 54 
 8.5. PRODUTOS QUIMICOS 55 
 
9. VELOCIDADE DE REAÇÃO 55 
 9.1. VELICIDADE INSTANTANEA/PERDA DE MASSA 55 
 9.2. VELOCIDADE MEDIA DE CORROSÃO 55 
 9.3. POLARIZAÇÃO 58 
 9.4. PASSIVAÇÃO 58 
 EXERCICIOS 59 
 
10. FORMAS OU TIPOS DE CORROSÃO 60 
 10.1. CORROSÃO UNIFORME 60 
 10.2. CORROSÃO POR PLACAS 60 
 10.3. CORROSÃO ALVEOLAR 60 
 10.4. CORROSÃO PUNTIFORME 61 
 10.5. CORROSÃO INTERGRANULAR 62 
 10.6. CORROSÃO INTRAGRANULAR 62 
 10.7. CORROSÃO FILIFORME 63 
 10.8. CORROSÃO POR ESFOLIAÇÃO 63 
 
11. CORROSÃO SELETIVA 64 
 11.1. CORROSÃO GRAFITICA 64 
 11.2. CORROSÃO POR DEZINCIFICAÇÃO 64 
 
12. CORROSÃO ASSOCIADA AO ESCOAMENTO DE FLUIDOS 65 
 12.1. CORROSÃO POR EROSÃO 65 
 12.2. CORROSÃO COM CAVITAÇÃO 66 
 12.3. CORROSÃO POR TURBULÊNCIA (IMPINGIMENTO) 66 
 
13. CORROSÃO ASSOCIADA A SOLICITAÇÕES MECANICAS 66 
 13.1 CORROSÃO SOB TENSÃO 66 
 13.2 CORROSÃO-FADIGA 67 
 13.3 –CORROSÃO POR ATRITO 67 
 
14. CORROSÃO POR EMPOLAMENTO PELO HIDROGENIO 68 
 
15. CORROSÃO EM TORNO DE CORDÃO DE SOLDA 68 
 
16. CORROSÃO GALVANICA 69 
 
 
 
3 
 
17. NOÇÕES SOBRE METALURGIA 70 
 17.1. DEFINIÇÕES 70 
18. PRINCIPAIS FATORES QUE INTERFEREM NO PROCESSO CORROSIVO 71 
 18.1. INTRODUÇÃO 71 
 18.2. INFLUÊNCIA DA COMPOSIÇÃO QUÍMICA DO METAL NA CORROSÃO 71 
 18.3 INFLUENCIA DO pH DO MEIO NA CORROSÃO 74 
 18.4. INFLUÊNCIA DA AERAÇÃO DO MEIO NA CORROSÃO 75 
 18.5. INFLUÊNCIA DO PRODUTO DE CORROSÃO NA CORROSÃO 76 
 
19. CORROSÃO ATMOSFÉRICA 77 
 19.1. INTRODUÇÃO 77 
 19.2. CARACTERÍSTICAS DA CORROSÃO ATMOSFÉRICA 77 
 19.3 -CLASSIFICAÇÃO DAS ATMOSFERAS EM FUNÇÃO DA UMIDADE RELATIVA DO AR 78 
 19.4 -CLASSIFICAÇÃO DAS ATMOSFERAS EM FUNÇÃO DOS POLUENTE 78 
 
 
20. CORROSÃO PELO SOLO 79 
 
21. CORROSÃO MICROBIOLÓGICA 81 
 21.1. CONCEITO 81 
 21.2. CORROSÃO POR BACTÉRIAS ANAERÓBICAS 82 
 21.3. CORROSÃO POR BACTÉRIAS AERÓBICAS 82 
 21.4. OUTROS MICROORGANISMOS 83 
 21.5. PREVENÇÃO A CORROSÃO MICROBIOLÓGICA 83 
 
22. ELETROLISE 84 
 22.1. ELETRÓLISE ÍGNEA: 84 
 22.2. ELETRÓLISE DE SOLUÇÕES AQUOSAS USANDO ELETRODOS INERTES 85 
 22.3. TABELA DE FACILIDADE DE LIBERAÇÃO DE CÁTIONS E ANIONS 86 
 22.4. ELETRÓLISE EM SOLUÇÃO AQUOSA COM ELETRODOS ATIVOS (OU REATIVOS) 88 
 22.5. APLICAÇÕES DA ELETROLISE 90 
 EXERCICIOS 92 
 22.6. ESTEQUIOMETRIA DAS PILHAS E DA ELETRÓLISE 101 
 EXERCICIOS 103 
 EXERCICIOS COMPLEMENTARES DE PILHA E ELETROLISE 106 
 EXERCICIOS COMPLEMENTARES DE E ELETROLISE QUANTITATIVA 112 
 
TABELA DE POTENCIAL DE REDUÇÃO 116 
 
TABELA DE ELEMENTOS QUIMICOS 117 
 
BIBLIOGRAFIA 118 
 
 
 
 
 
4 
 
INTRODUÇÃO 
As reações que envolvem perda e ganho de elétrons são denominadas reações de óxido-redução. Algumas delas são 
muito importantes no mundo que nos cerca e estão presentes nos processos que permitem a manutenção da vida. 
 
A fotossíntese é um exemplo de reação de óxido-
redução. As moléculas de clorofila utilizam energia 
luminosa para produzir o gás oxigênio: 
 
6 CO2 + 6 H2O → C6H12O6 + 6 O2 
 
 Tanto a fotossíntese como o metabolismo 
da glicose no organismo: 
 
C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O 
 
são reações de óxido-redução. 
 
 Todas as reações de óxido-redução ocorrem com a transferência de elétrons. Esse processo de transferência 
de elétrons pode ser evidenciado por um experimento bastante simples. 
 Ao introduzirmos um fio de cobre (Cu) numa solução aquosa de nitrato de prata(AgNO3), verificamos, após 
certo tempo, que ocorre a formação de um depósito de prata e que a solução adquire a cor azul, característica dos 
íons Cu2+. 
 
 
 As reações envolvidas podem ser representadas pelas equações: 
 
Cu0 → Cu2+ + 2 e– perda de elétrons 
2 Ag+ + 2 e– → 2 Ag0 ganho de elétrons 
 
Neste exemplo, cada reação é denominada semi-reação. 
 
 Quando representamos a reação global, ou seja, a soma das duas semi-reações, cancelamos os elétrons: 
Cu + 2 Ag+ → Cu2+ + 2 Ag 
 
 Podemos notar que, devido à transferência de elétrons, ocorreu uma mudança na carga elétrica das espécies 
químicas. Essas cargas elétricas são denominadas número de oxidação (NOx). 
 O conhecimento do número de oxidação é de grande importância para o entendimento dos processos de 
óxido-redução. 
 
 
 
 
5 
 
REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO 
 
 Abordaremos novamente os fenômenos da oxi-redução, porque são indispensáveis para a compreensão dos 
fenômenos da Eletroquímica. 
 
 Conceitos de oxidação, redução, oxidante e redutor 
 Na formação de uma ligação iônica, um dos átomos cede definitivamente elétrons para o outro. 
Por exemplo: 
 
 Dizemos, então, que o sódio sofreu oxidação (perda de elétrons) e o cloro sofreu redução (ganho de elétrons). 
Evidentemente, os fenômenos de oxidação e redução são sempre simultâneos e constituem a chamada reação de 
oxi-redução ou redox. São exatamente essas trocas de elétrons que explicam os fenômenos da Eletroquímica. 
 
Assim, dizemos, resumidamente, que: 
 
• Oxidação é a perda de elétrons.•Redução é o ganho de elétrons. 
•Reação de oxi-redução é quando há transferência de elétrons. 
 
 No exemplo dado (Na+ + Cl- → NaCl), a oxidação do sódio foi provocada pelo cloro —por isso chamamos o 
cloro de agente oxidante ou simplesmente oxidante —, e a redução do cloro foi causada pelo sódio — que é 
denominado agente redutor ou simplesmente redutor. 
 Os conceitos de oxidante e redutor não são exclusivos dos elementos químicos. Esses conceitos podem ser 
estendidos às substâncias cujos átomos recebem ou cedem elétrons. Por exemplo, na reação: 
 
 
 
 O FeCl2 é também chamado redutor, pois esse composto encerra umátomo de ferro, que irá ceder um elétron 
para o cloro. 
 Resumindo: 
 
 • Oxidante é o elemento ou substância que provoca oxidações (ele próprio irá reduzir-se). 
 • Redutor é o elemento ou substância que provoca reduções (ele próprio irá oxidar-se). 
 
 Conceito de número de oxidação (NOx.) 
 No caso dos compostos iônicos, chama-se número de oxidação (NOx.) a própria carga elétrica do íon, ou seja, 
o número de elétrons que o átomo realmente perdeu ou ganhou. Então: 
 
 
 E no caso dos compostos covalentes? Nesse caso, não há um átomo que perde e outro que ganha elétrons, já 
que os átomos estão apenas compartilhando elétrons. Entretanto podemos estender o conceito de número de 
oxidação também para os compostos covalentes, dizendo que é a carga elétrica que teoricamente o átomo iria 
adquirir se houvesse quebra da ligação covalente, ficando os elétrons com o átomo mais eletronegativo. Por 
exemplo, sabemos que no HCl o cloro é mais eletronegativo que o hidrogênio e, em consequência, atrai o par 
eletrônico covalente para o seu lado. 
Assim, se por alguma influência externa a ligação H — Cl for rompida, o cloro ficará com o par eletrônico antes 
compartilhado (na representação abaixo, a linha tracejada representa essa ruptura): 
 
 
6 
 
 
Em vista dessa possibilidade, dizemos que: 
 
 
 Evidentemente, numa molécula covalente apolar, formada por átomos iguais, o número de oxidação de cada 
átomo será igual a zero, pois ambos exercem o mesmo domínio sobre o par eletrônico: 
 
 
 O que acabamos de dizer é geral para todas as substâncias simples (H2, O2, N2, etc.). 
 
 Consideremos mais um exemplo, a água: 
 
 
 
o oxigênio, sendo mais eletronegativo que o hidrogênio, ficou com dois elétrons — um de cada hidrogênio —, daí 
seu NOx.= – 2; por outro lado, cada hidrogênio perdeu um elétron, daí seu NOx.= – 1. 
A seguir, apresentamos os valores das eletronegatividades dos principais elementos químicos. Esses valores foram 
estabelecidos pelo cientista Linus Pauling e são números puros, isto é, não têm unidades: 
 
 
 
Resumindo, podemos dizer que: 
 Nos íons simples, o número de oxidação é a carga elétrica real do íon. Nos compostos covalentes, o número 
de oxidação é a carga elétrica que o átomo iria teoricamente adquirir se houvesse ruptura da ligação covalente, 
ficando os elétrons como átomo mais eletronegativo. 
 Dado o conceito de número de oxidação, podemos ampliar o conceito de oxidação e redução dizendo: 
 
• Oxidação é a perda de elétrons ou o aumento do número de oxidação de um elemento. 
• Redução é o ganho de elétrons ou a diminuição do número de oxidação de um elemento. 
 
 
 
 
 
 
7 
 
Esquematicamente: 
 
 
 
Números de oxidação usuais 
 
É importante lembrar que: 
 
a) o número de oxidação de um elemento ou substância simples é zero; 
b) nos compostos, temos os seguintes valores usuais: 
 
• o número de oxidação do hidrogênio é sempre + 1 (exceto nos hidretos metálicos, como NaH, CaH2, etc., nos quais 
é – 1); 
• o número de oxidação do oxigênio é sempre – 2 (exceto nos peróxidos, como H2O2, Na2O2, etc., nos quais é – 1); 
• o número de oxidação dos elementos das colunas A da classificação periódica dos elementos pode ser deduzido do 
próprio número da coluna, de acordo com o esquema a seguir: 
 
 
 
(essa regra se torna óbvia se você lembrar que o número da coluna A coincide com o número de elétrons que o 
elemento possui em sua última camada eletrônica). 
 
Cálculo dos números de oxidação 
 
 É fácil calcular o número de oxidação de um elemento que aparece numa substância, lembrando que a soma 
dos números de oxidação de todos os átomos, numa molécula, é zero. 
 Vamos, por exemplo, calcular o número de oxidação do fósforo, na substância H3PO4. Lembre-se de que o 
NOx. do hidrogênio é + 1 e o NOx. do oxigênio é – 2. Chamando de x o NOx. do fósforo e considerando o número de 
átomos de cada elemento, teremos a seguinte equação algébrica: 
 
 
 
 
8 
 
 Para calcular o número de oxidação de um elemento formador de um íon composto, devemos lembrar que a 
soma dos números de oxidação de todos os átomos, num íon composto, é igual à própria carga elétrica do íon. Por 
exemplo: 
 
 
 
ACERTO DOS COEFICIENTES OU BALANCEAMENTO DAS EQUAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO 
 
 No balanceamento das equações de oxi-redução, a idéia fundamental é: 
 
 Tornar o número de elétrons cedidos pelo redutor igual ao número de elétrons recebidos pelo oxidante 
(afinal os elétrons não podem ser criados nem destruídos). 
 
Assim, por exemplo, na equação: 
 
 
 
o P vai ceder 3 elétrons, enquanto o Cl só poderá receber 1 elétron. Ora, para igualar a troca de elétrons, devemos 
ter a seguinte situação: 
 
 
 Portanto o acerto dos coeficientes será: 
 
 
 
 Acontece, porém, que a equação dada não é totalmente correta, pois a fórmula do fósforo (branco) é P4 e a 
do cloro é Cl2. Como acertar então a equação 
 
 
 
Basicamente, usando as mesmas idéias expostas acima: 
 
 
 
 
9 
 
 Para igualar o número total de elétrons cedidos e recebidos, devemos ter, evidentemente, a seguinte 
situação: 
 
 
 
 Podemos perceber que ficou faltando o coeficiente do PCl3 (no 2º membro da equação). Ele será 
obtido lembrando que: 
 
 O número total de átomos de cada elemento deverá ser igual no 1º e no 2º membro da equação (afinal, 
numa reação química, os átomos não podem ser criados nem destruídos). 
 
 
 
 Evidentemente, podemos simplificar a equação, dividindo todos os coeficientes por 2: 
 
 P4 + 6 Cl2 → 4 PCl3 
 
 Dessa maneira, está encerrado o balanceamento. Observe que, até agora, não foram contados os átomos de 
Cl. Apenas para conferir, contamos: 
 
• 6 x 2 = 12 átomos de Cl no 1º membro; e 
•4 x 3 = 12 átomos de Cl no 2º membro da equação. 
 
 Note que, sem essa igualdade, o balanceamento estaria errado. 
 
 O balanceamento da equação P4 + Cl2 → PCl3 poderia ser feito de outra maneira, usando-se os números de 
oxidação (NOx.) dos elementos: 
 
 
 
 
 
10 
 
 Veremos, a seguir, alguns exemplos de balanceamento das equações. 
 
 
 
 Por fim, falta acertar o coeficiente do H2O, o que pode ser feito pela contagem dos átomos de hidrogênio ou 
de oxigênio: 
 
3 P + 5 HNO3 + 2 H2O → 3 H3PO4 + 5 NO 
 
 
 
11 
 
 Podemos simplificar os coeficientes 2 e 6, passando a usar 1 e 3. O coeficiente 1 não precisa ser escrito; em 
equações longas, contudo, é bom escrevê-lo para lembrar que ele já foi acertado. 
 
 
 
 
 Estão faltando apenas os coeficientes do H2SO4 no 1º membro e do H2O no 2º membro. Contando os radicais 
SO4
2-, no 2º membro, encontramos 7; temos então: 
 
 
 
OBSERVAÇÃO 
 Se você acertou o coeficiente do H2O contando os átomos de hidrogênio, o balanceamento já está 
encerrado. No entanto recomenda-se também a contagem dos átomos de oxigênio simplesmente para conferir o 
balanceamento. Não se esqueça de que a equação só estará corretamente balanceada se houver uma igualdade do 
número de átomos de todos os elementos, no 1º e no 2º membro. 
 
 
 
 Note que agora estamos calculando o ∆ no 2º membro da equação. É indiferente calcular o ∆ no 1º ou no 2º 
membro da equação; noentanto é preferível calcular o ∆ do lado em que há maior número de átomos do elemento 
que estamos considerando. No caso, há um átomo de iodo (I-) no 1º membro e dois átomos de iodo (I2) no 2º 
membro. Isso evita, em geral, o aparecimento de coeficientes fracionários no decorrer do balanceamento. 
 
 
 
12 
 
 
 
OBSERVAÇÃO 
 Em uma equação iônica, corretamente balanceada, o total de cargas elétricas deve ser igual no 1º e no 2º 
membro da equação. No exemplo anterior: 
 
1º membro: 2 x (-1) + 10 x (-1) + 16 x (+1)= + 4 
2º membro: 2 x (+2)= + 4 
 
 Se essa igualdade não existir, podemos afirmar que o balanceamento está errado. Além disso, essa igualdade 
pode, em certas ocasiões, ajudar durante o processo de balanceamento da equação iônica. 
 
 Resumindo o que acabamos de aprender, podemos afirmar que as etapas para o balanceamento 
das equações de oxi-redução são: 
 
1ª etapa: procurar todos os elementos que sofrem oxi-redução e determinar seus NOx. antes e depois da reação 
(variações dos NOx.). 
 
2ª etapa: calcular a variação total (∆) do NOx. do oxidante e do redutor, da seguinte maneira: 
 
 
 
(Esse cálculo pode ser feito no 1º ou no 2º membro da equação, de preferência onde o ∆ for maior,mas tenha o 
cuidado de só calcular o ∆ nos casos em que os átomos realmente sofrem oxi-redução.) 
3ª etapa: tomar o ∆ do oxidante como coeficiente do redutor e vice-versa (é a regra do xis). 
4ª etapa: prosseguir o balanceamento com o objetivo de igualar o número total de átomos de cada elemento, no 1º 
e no 2º membro da equação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
13 
 
 VARIAÇÃO DO NOX NAS REAÇÕES DE ÓXIDO-REDUÇÃO 
 Tomando o exemplo da reação entre o cobre e a solução aquosa de nitrato de prata e associando-o ao 
conceito de NOx, temos: 
 
 
 
 A semi-reação em que ocorre perda de elétrons é denominada reação de oxidação. 
A semi-reação em que ocorre ganho de elétrons é denominada reação de redução. 
 Neste exemplo, o cobre (Cu) sofre oxidação e é denominado agente redutor, pois, ao ceder elétrons aos íons 
prata (Ag+), provoca sua redução. 
 Os íons prata (Ag+) sofrem redução e agem como agente oxidante, pois, ao receberem elétrons do cobre 
(Cu), provocam sua oxidação. 
 Para esta reação, temos: 
 Cu: perde elétrons → sofre oxidação → agente redutor 
 Ag+: ganha elétrons → sofre redução → agente oxidante 
 
EXERCICIOS 
• Nox e agentes oxidantes, redutores e equações de oxi-redução 
 
1) O enxofre é um sólido amarelo encontrado livrena natureza, em regiões nas quais ocorreram fenômenos 
vulcânicos. Suas variedades alotrópicas são: (α) rômbico e (β) monoclínico. 
O enxofre participa da constituição de várias substâncias e íons, tais como: S8, H2S, SO2, H2SO3, SO3, H2SO4 ,SO4
2–, 
Na2S2O3 e Al2(SO4)3. Determine o Nox do enxofre em cada uma dessas espécies químicas. 
 
2) (Puccamp-SP) Descobertas recentes da Medicina indicam a eficiência do óxido nítrico (NO) no tratamento de 
determinado tipo de pneumonia. Sendo facilmente oxidado pelo oxigênio e NO2, quando preparado em laboratório, 
o ácido nítrico deve ser recolhido em meio que não contenha O2. Os números de oxidação do nitrogênio no NO e 
NO2 são, respectivamente: 
a) +3 e +6. b) +2 e +4. c) +2 e +2. d) zero e +4. e) zero e +2. 
 
3) (Vunesp-SP) No mineral perovsquita, de fórmula mínima CaTiO3, o número de oxidação do titânio é: 
a) +4. b) +2. c) +1. d) –1. e) –2. 
 
4) (UFPA) Nas substâncias: 
Cl2 KCl NaClO4 AlCl3 os números de oxidação do cloro são respectivamente: 
a) 0, –1, +7, –3. 
b) 0, –1, +7, –1. 
c) –1, +1, –1, +7. 
d) –1, 0, –7, +1. 
e) 0, +1, –7, +3. 
 
5) (Fuvest-SP) Na reação: H2S + I2 → S + 2 HI 
as variações dos números de oxidação do enxofre e do iodo são, respectivamente: 
a) +2 para zero e zero para +1. 
b) zero para +2 e +1 para zero. 
c) zero para –2 e –1 para zero. 
d) zero para –1 e –1 para zero. 
e) –2 para zero e zero para –1. 
 
 
14 
 
6) (UFRS) Por efeito de descargas elétricas, o ozônio pode ser formado, na atmosfera, a partir da seqüência de 
reações representadas a seguir: 
I — N2 + O2 → 2 NO 
II — 2 NO + O2 → 2 NO2 
III — NO2 + O2 → NO + O3 
 Considerando as reações no sentido direto, pode-se afirmar que ocorre oxidação do nitrogênio: 
a) apenas em I. b) apenas em II. c) apenas em I e II. d) apenas em I e III. e) em I, II e III. 
 
7) (Cesgranrio-RS) Observe a reação: SnCl2 + 2 HCl + H2O2 → SnCl4 + 2 H2O. 
A partir dela, podemos afirmar corretamente que: 
a) o Sn e o Cl sofrem oxidação. 
b) o Sn sofre oxidação, e o O, redução. 
c) o Sn sofre oxidação, e o HCl, redução. 
d) a H2O2 sofre redução, e o Cl, oxidação. 
e) a H2O2 sofre oxidação, e o Sn, redução. 
 
8) (UFRS) A cebola, por conter derivados de enxofre, pode escurecer talheres de prata. Este fenômeno pode ser 
representado pela equação: 4 Ag(s)+ 2 H2S(g)+ O2(g) → 2 Ag2S(s)+ 2 H2O(l) 
A respeito deste fato, pode-se afirmar que: 
a) a prata sofre redução. 
b) a prata é o agente redutor. 
c) o oxigênio sofre oxidação. 
d) o H2S é o agente oxidante. 
e) o enxofre sofre redução. 
 
9) (Cefet-RJ) Qualquer atividade agrícola ou industrial, no campo da metalurgia, da indústria química, da construção 
civil ou do cultivo da terra, utiliza minerais e seus derivados. É cada vez maior a influência dos minerais sobre a vida e 
o desenvolvimento de um país. Como exemplo de mineral, podemos citar a pirita — FeS2 (sulfeto ferroso), usada na 
fabricação de ácido sulfúrico, e que, por sua cor amarela e brilhometálico, recebe, no Brasil, a denominação popular 
de ouro dos trouxas. No mineral, qual é o número de oxidação do enxofre? 
a) -2 
b) - 1 
c) zero 
d) +3 
e) + 5 
 
10) Quais são os números de oxidação do enxofre nos íons 
a) S2- 
b) SO3
2- 
c) SO4
2- 
d) CrO4
2- 
e) Cr2O7
2- 
 
11) (Fuvest-SP) Considere as transformações químicas abaixo: 
 I. 3 NO2 + H2O → 2 HNO3 + NO 
 II. 2 AgNO3 + 2 NaOH → Ag2O + 2 NaNO3 + H2O 
 III. CaCO3 → CaO + CO2 
Ocorre óxido-redução apenas em: 
a) I b) II c) III d) I e III e) II e II 
 
 
 
 
 
 
15 
 
12) (UFV-MG) Escolha a alternativa que apresenta a equação da reação em que o átomo de enxofre sofreu oxidação. 
a) H2(g) + S(s) → H2S(g) 
b) 2 HCl(g) + FeS (s) → FeCl2(s) + H2S(g) 
c) SO3(g) + Na2O (s) → Na2SO4(s) 
d) 2 ZnS(s) + 3 O2(g) → 2 ZnO(s) + 2 SO2(g) 
e) 3 Na2S(s) + 2 FeCl3(s) → 6 NaCl(s) + Fe2S3(s) 
 
13) (Unirio-RJ) Analise as seguintes reações: 
I. 2 HCl + 2 HNO3 → 2 NO2 + Cl2 + 2 H2O 
II. Cl2 + H2O2 → 2 HCl + O2 
III. Zn + 2 MnO2 → ZnO + Mn2O3 
Os agentes oxidantes das reações I, II e III são, respectivamente: 
a) HCl; Cl2; Zn 
b) HCl; H2O2; MnO2 
c) HNO3; H2O2; MnO2 
d) HNO3; H2O2; Zn 
e) HNO3; Cl2; MnO2 
 
14) (UFRRJ) As reações químicas de oxi-redução, basicamente, são constituídas de espécies que podem perder e 
receber elétrons simultaneamente. 
Na reação 
K2Cr2O7 + Na2C2O4 + H2SO4 → K2SO4 + Cr2(SO4)3 + Na2SO4 + H2O + CO2 
qual é o agente redutor? 
a) K2Cr2O7 
b) Na2C2O4 
c) H2SO4 
d) K2SO4 
e) Cr2(SO4)3 
 
15) (AMAN-RJ) Ajuste, por oxi-redução, os coeficientes da reação: 
 H2SO4 + Cu → CuSO4 + SO2 + H2O 
Se você somar os coeficientes encontrados, obterá o seguinte valor: 
a) 10. b) 9. c) 6. d) 7. e) 8. 
 
16) (AMAN-RJ) Ajuste, por oxi-redução, os coeficientes da reação: 
 KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → K2SO4 + MnSO4 + H2O + Fe2(SO4)3 
Se você somar os coeficientes encontrados, obterá o seguinte valor: 
a) 13. b) 36. c) 22. d) 11. e) 9. 
 
• Balanceamento 
 
1) Al(s) + NH4NO3(s) → N2(g) + H2O(g) + Al2O3(g) 
 
2) Fe2O3 + C → CO2 + Fe 
 
3) S + HNO3 → NO2 + H2O + H2SO4 
 
4) C + HNO3 → NO2 + H2O + CO2 
 
5) HNO3 + I2 → HIO3 + NO + H2O 
 
6) K2Cr2O7 + KI + H2SO4 → I2 + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O16 
 
7) KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + H2O + Cl2 
 
8) CuS + HNO3 → Cu(NO3)2 + S + H2O + NO 
 
9) P + HNO3 + H2O → H3PO4 + NO 
 
10) Ag + HNO3 → AgNO3 + NO + H2O 
 
11) Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO3 + H2O 
 
12) As2S3 + HNO3 + H2O → H3AsO4 + H2SO4 + NO 
 
13) Cr2(SO4)3 + H2O2 + KOH → K2CrO4 + K2SO4 + H2O 
 
14) MnO4
– + C2O4
2– + H+ → Mn2+ + H2O + CO2 
 
15) K2Cr2O7 + H2S + H3PO4 → K3PO4 + CrPO4 + S + H2O 
 
16) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O 
 
17) Ag + H2SO4 → Ag2SO4 + H2O + SO2 
 
18) Ag + HNO3 → AgNO3 + NO2 + H2O 
 
19) Fe + HNO3 → Fe(NO3)3 + NH4NO2 + H2O 
 
20) MnO2 + HCl → MnCl2 + H2O + Cl2 
 
21) KClO3 + H2SO4 → HClO4 + ClO2 + K2SO4 + H2O 
 
22) NO2 + NaOH → NaNO2 + NaNO3 + H2O 
 
23) KClO3 → KCl + KClO4 
 
24) Na2SO3 + H2O2 → Na2SO4 + H2O 
 
25) MnO4
– + H2O
2 + H+ → Mn2+ + O2 + H2O 
 
26) Cr2O7
2– + SO3
2– + H+ → Cr3+ + SO4
2– + H2O 
 
27) MnO2 + As2O3 + H
+ → Mn2+ + As2O5 + H2O 
 
28) CuS + H+ + NO3
– → Cu2+ + NO + S + H2O 
 
29) MnO4
– + NO2
– + H+ → Mn2+ + NO3
– + H2O 
 
30) I– + NO2
– → I2 + NO (solução ácida) 
 
31) MnO4
– → MnO4
2– + O2 (solução alcalina) 
 
32) Cr2O7
2– + I– + H+ → Cr3+ + I2 + H2O 
 
 
 
 
17 
 
1. FUNDAMENTOS DA ELETROQUÍMICA 
 
1.1. HISTÓRICO DA ELETROQUÍMICA 
 
O desenvolvimento dos conceitos da eletroquímica e da corrosão se confundem, pois a corrosão começou a 
ser estudada e entendida pelos mesmos cientistas que participaram do desenvolvimento da eletroquímica. 
Uma revisão sucinta do início do estudo da eletroquímica pode ser resumida pelas datas a seguir: 
 1788 - Austim, observou que a água pura, após algum tempo de contato com um pedaço de ferro, tende a 
ficar alcalina. 
 Explicação conhecida tempos depois: O consumo dos íons hidrogênio por reações eletroquímicas que ocorrem 
na interface metal/solução provoca uma elevação do pH da água. 
 1800 - Nicholson e Carlishe, estabeleceram uma relação entre as reações químicas e os fenômenos elétricos, 
através da construção de uma célula eletrolítica como a mostrada no esquema da figura abaixo, onde dois 
eletrodos de platina (metal inerte) são parcialmente mergulhados em água natural (não tratada). Essa 
experiência levou-os a seguinte conclusão final: Quando a água é colocada num circuito de condutores 
elétricos, em contato com dois eletrodos, se a energia for suficiente para oxidar um dos eletrodos no outro 
ocorrerá desprendimento de hidrogênio molecular . 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
- Célula eletroquímica similar a usada por Nicholson e Carlishe 
 
 
 
 
 
 
e 
LÂMPADA ACENDE 
LÂMPADA ACENDE 
Pt 
H2O 
GERADOR 
DE C.C. 
i 
 = bolhas de gás hidrogênio, 
que é uma união de 
várias moléculas de H2. 
Pt 
 
 
18 
 
A tabela abaixo resume as principais constatações da experiência representada acima. 
OBSERVAÇÃO EXPLICAÇÃO CONCLUSÃO 
1. BORBULHAMENTO AO REDOR 
DE UM DOS ELETRODOS. 
NA INTERFACE ELETRODO / 
SOLUÇÃO OCORRE UMA REAÇÃO 
ELETROQUÍMICA DE REDUÇÃO DO 
H+ A SUA FORMA MOLECULAR H2, 
QUE EVOLUI NA FORMA DE GÁS. 
COMO A REAÇÃO SÓ OCORRE 
QUANDO SE FECHA O CIRCUITO 
DA CÉLULA - A CORRENTE 
ELÉTRICA É QUEM PROVOCA A 
REAÇÃO. 
2. AS DUAS LÂMPADAS SE 
ACENDEM 
A CORRENTE ELÉTRICA ESTÁ 
PASSANDO DE UM ELETRODO DE 
PLATINA PARA O OUTRO ATRAVÉS 
DA ÁGUA. 
A ÁGUA CONDUZ A CORRENTE 
ELÉTRICA. 
- Resumo das principais observações da experiência desenvolvida por Nicholson e Carlishe 
 
NOTA:. A TODOS OS FENÔMENOS DESSE TIPO (CORRENTE ELÉTRICA GERANDO REAÇÃO ELETROQUÍMICA), 
CHAMA-SE ELETRÓLISE. 
 1801 - Davy, estabeleceu uma relação entre o efeito elétrico e as reações químicas que ocorrem numa célula 
eletrolítica e concluiu que existe uma dependência mútua. 
 
 1819 - Nos E.U.A cientistas observaram que uma chapa de ferro não reage com a água, em temperatura 
ambiente, quando ambos estão puros. Mas uma vez que tenha sido iniciado a reação por algum motivo, ela 
continuará só pela ação da água. 
 
 1826 - Davy, após várias experiências com células eletrolíticas, concluiu que: Quando metais diferentes são 
colocados no interior de um eletrólito e unidos eletricamente, a deterioração de um deles aumenta e a do 
outro é reduzida . 
 
 1827 - Becquerel, mostrou que é possível provocar reações, como as obtidas por Nicholson e Carlishe, 
unindo-se metais e fluídos iguais, apenas com concentrações iônicas diferentes nas soluções. 
 
 1833 -Faraday, realizou estudos quantitativos da eletrólise que culminaram com as Leis de Faraday da 
Eletrólise. 
 
 1844 - Andrews, pela primeira vez mediu potenciais elétricos obtidos por reações químicas que ocorrem na 
interface metal/solução. 
 
 
 
 
 
 
 
 
19 
 
1.2. DEFINIÇÕES BÁSICAS DE FARADAY 
Com o propósito de facilitar a expressão de suas leis, Faraday adotou uma nomenclatura para as células 
eletroquímicas similares as de Nicholson e Carlishe. 
A nomenclatura adotada atualmente no estudo da eletroquímica, eletrólise, corrosão e engenharia 
eletroquímica é derivada da criada por Faraday. 
A seguir está descrita a nomenclatura hoje utilizada no estudo da eletroquímica: 
a) ELETRODOS: São assim chamadas as partes metálicas que estão em contato com a solução dentro de uma célula 
eletroquímica. 
b) ÂNODOS: São os eletrodos pelo qual a corrente elétrica que circula numa célula ENTRA na solução. 
c) CÁTODOS: São os eletrodos pelo qual a corrente elétrica que circula numa célula DEIXA a solução. 
OBS. Lembrando que o sentido convencionalmente adotado para a corrente elétrica é o sentido oposto ao da 
movimentação dos elétrons, ânodo e cátodo podem ser redefinidos como segue: 
 ÂNODO: Eletrodo do qual SAEM os elétrons para o circuito externo da célula. 
CÁTODO: Eletrodo no qual ENTRAM os elétrons através do circuito externo da célula. 
d) ELETRÓLITOS: São assim chamadas todas as soluções que CONDUZEM a corrente elétrica. 
OBS. A quantidade de eletrólito situada ao redor do ânodo é chamada de ANÓLITO e ao redor do cátodo de 
CATÓLITO. 
e) ÍONS: São assim chamadas as partículas carregadas que se movimentam na solução. 
OBS. A palavra íon provém da literatura grega e significa viajante. 
f) CÁTIONS: São os íons com carga POSITIVA. 
g) ÂNIONS: São os íons com carga NEGATIVA. 
OBS. Os íons são diferentes dos elétrons porque sua massa não é desprezível. Assim, uma movimentação de íons 
além de movimentação de carga é também uma movimentação de massa. 
h) 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. 
 
 
 
 
 
 
 
 
20 
 
O esquema da figura abaixo representa uma célula eletroquímica genérica com a nomenclatura descrita acima 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
- Representação esquemática de uma célula eletroquímica padrão, com a sua nomenclatura. 
 
 
1.3. MOVIMENTAÇÃO DE CARGAS NUMA CÉLULA ELETROQUÍMICA 
Conhecendo-se as cargas que estão em movimento nos condutores que constituem uma célula eletroquímica, 
podemos representar esquematicamente esta movimentação, que de maneira simbólica costuma ser representada 
por i , símbolo da corrente elétrica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
- Representação esquemática da movimentação de cargas numa célula eletroquímica 
 
CIRCUITO EXTERNO 
i 
e 
 
N 
O 
D 
O 
C 
Á 
T 
O 
D 
O 
FONTE 
DE DDP 
LEGENDA: 
e= elétron 
i = corrente elétrica 
 = ânion 
 = cátion 
 
 
 
 = ânion 
 
 
 = cátion 
 
ELETRÓLITO 
ÂNODO 
 e 
 
 e 
 
 e 
 e 
 
 e 
 
 e 
+ - + - 
 
 + - - - - 
 
 + + - - 
 
- - + - - 
 + - 
 - + 
E L E T R Ó L I T O 
GERADOR DE 
C.C. 
+ - 
CÁTODO 
e e 
i 
 
 
21 
 
CONCLUSÕES: 
1. Numa célula eletroquímica os eletrodos são condutores eletrônicos e o eletrólito um condutor iônico; 
2. As reações que ocorrem na superfície dos eletrodos (interface eletrodo/solução) são reações eletroquímicas e 
podem ser também chamadas de reações eletrodicas; 
3. O sentido convencional da corrente elétrica i é adotado internacionalmente, como sendo o sentido oposto ao 
da movimentação dos elétrons e igual ao da movimentação dos cátions. 
 
 
1.4. DEFINIÇÃO DO FENÔMENO ELETROQUÍMICA 
O fenômeno da eletroquímica, a exemplo de outros, pode ser definido de diversas maneiras, dependendo do 
enfoque que se deseja dar ao seu estudo. Entretanto, todas as definições devem levar ao leitor o mesmo conceito. 
As definições mais usuais da eletroquímica são: 
 
 DEFINIÇÃO TERMODINÂMICA: Eletroquímica é a ciência que estuda a transformação da energia elétrica em 
energia química e vice - versa. 
 DEFINIÇÃO ELÉTRICA: Eletroquímica é a ciência que estuda a transferência de cargas elétricas em interfaces do 
tipo eletrodo / solução. 
 DEFINIÇÃO QUÍMICA: Eletroquímica é a parte da química que estuda o transporte de cargas elétricas em soluções 
e líquidos provenientes da fusão de sólidos de compostos iônicos. 
 DEFINIÇÃO DE ENGENHARIA: Eletroquímica é a parte da engenharia que estuda as reações eletródicas, ou seja, as 
reações que ocorrem nas interfaces eletrodo / solução. 
 
1.5. TIPOS DE CÉLULAS ELETROQUÍMICAS 
 Dependendo do motivo que provocou a movimentação de cargas numa célula eletroquímica, estas podem 
ser classificadas em dois tipos: células eletrolíticas ou pilhas. 
 
1.5.1. CÉLULAS ELETROLÍTICAS 
 São assim chamadas as células eletroquímicas cuja movimentação de cargas na pilha é provocada por uma 
fonte externa à pilha, como um gerador de corrente, um transformador etc. Nesses casos, o sentido de 
movimentação de cargas na pilha é o IMPOSTO pela fonte externa. 
 Esse tipo de célula é utilizado para desenvolver o estudo dos conceitos básicos da eletroquímica, no estudo 
da eletrólise, da eletrodeposição e do eletrorrefino. 
 
1.5.2. PILHAS 
 São assim chamadas as células eletroquímicas em que, a movimentação de cargas é gerada 
espontaneamente pela diferença de potencial NATURAL, existente entre os dois eletrodos da célula. Nessas células o 
sentido de movimentação de cargas é ESPONTÂNEO. 
 Este tipo de célula é o existente nos processos corrosivos e caracteriza-se, principalmente por ser um 
fenômeno espontâneo. 
 
 
22 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
- Esquema representativo de uma célula eletrolítica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
- Esquema representativo de uma pilha. 
 
 
 
 
 
 
 
 e 
 e 
 
 e 
 e 
 e 
 
 e 
 
+ - + - - 
 - 
 + - - - 
 
 + + - - 
 
- - + - - 
 + - 
 - + 
E L E T R Ó L I T O 
 GERADOR DE C.C. 
+ – 
CÁTODO 
ÂNODO 
e e 
i 
FONTE EXTERNA 
O SENTIDO DA 
MOVIMENTAÇÃO DE 
CARGAS É IMPOSTO 
 + - - 
- + - - 
 - 
+ - + - 
 - + 
 - + - 
 
- + 
 + - 
 e 
 e 
e 
e 
i 
O SENTIDO DA 
MOVIMENTAÇÃO DE 
CARGAS É ESPONTÂNEO. CÁTODO ÂNODO 
 e 
e 
 e 
 
 
23 
 
1.6. PILHA DE DANIELL 
 
O NASCIMENTO DAS PILHAS ELÉTRICAS 
 O médico italiano Luigi Aloisio Galvani nasceu em 1737 e faleceu em 1798. Em 1786, ao tocar comum 
bisturi a perna de uma rã morta e dissecada 
que estava próxima a um gerador eletrostático, 
notou que a perna do animal sofria fortes 
contrações. Fez experiências com pernas de rãs 
em face de descargas atmosféricas e observou 
as mesmas contrações. Finalmente, registrou 
fenômeno idêntico quando a perna da rã 
estava pendurada num gancho de cobre e, ao 
ser balançada pelo vento, tocava uma 
estrutura de ferro. Pensando como médico, Galvani criou uma teoria admitindo a existência de uma eletricidade 
animal, que seria responsável pelas contrações observadas. 
 Do nome de Galvani derivam termos atualmente muito usados, como: células galvânicas, para as pilhas; 
galvanômetros, para os aparelhos que indicam a existência de uma diferença de potencial; galvanoplastia, para os 
recobrimentos metálicos obtidos por eletrólise; etc. 
 O físico italiano Alessandro Volta nasceu em 1745 e faleceu em 1827. Volta refutou as idéias de Galvani 
sobre a existência de uma eletricidade animal. Para Volta, a perna da rã era simplesmente um 
condutor de eletricidade, que se contraía quando entrava em contato com dois metais 
diferentes. Estudou, então, a reatividade de vários metais, notando que uns erammais reativos 
que outros; essa constatação foi, sem dúvida, o embrião da fila de reatividade dos metais que 
hoje conhecemos. Aprofundando suas pesquisas, Volta construiu, em1800, a primeira pilha 
elétrica, empilhando discos de cobre e de zinco, alternadamente, separados por pedaços de 
tecido embebidos em solução de ácido sulfúrico (foi desse empilhamento que surgiu o nome 
pilha). Desse modo, o ser humano conseguiu, pela primeira vez, produzir eletricidade em fluxo 
contínuo. Essa experiência foi apresentada em Paris, em 1801, a Napoleão, que distinguiu Volta 
com a medalha da Legião de Honra. 
 O sucesso da invenção de Volta foimuito grande: imediatamente, muitos cientistas passaram a construir 
pilhas cada vez maiores para suas experiências; um exemplo foi a pilha de 2.000 pares de placas, construída pela 
Sociedade Real de Londres. Isso propiciou descobertas muito importantes nos campos da Física e da Química. Assim, 
por exemplo, o cientista inglês Humphry Davy (1778-1829) conseguiu, em 1807, isolar pela primeira vez o sódio e o 
potássio, por meio de eletrólises; no ano seguinte,Davy isolou o bário, o estrôncio, o cálcio e o magnésio; foram 
então isolados seis novos elementos químicos em apenas dois anos! Em 1834, Michael Faraday (1791- 
1867) conseguiu determinar as leis quantitativas da eletrólise. 
 Do nome de Alessandro Volta derivamos termos: volt,medida de diferença de potencial; voltímetro, aparelho 
para a medida da diferença de potencial; célula voltaica, para as células eletrolíticas; etc. 
 O químico inglês John Frederic Daniell nasceu em1790 e faleceu em1845.Daniell inventou o higrômetro de 
condensação e a pilha elétrica que já descrevemos e que leva seu nome. O ponto importante foi ele ter substituído, 
nas pilhas, as soluções ácidas, que produziam gases tóxicos, pelas soluções de sais. 
REVISÃO: 
A oxidação ocorre quando uma substância perde elétrons. Estes são capturados por outras substâncias. 
Esta reaçãoconsiste na chamada redução. Ambas as últimas reações descritas ocorrem em conjunto. 
A corrosão ocorre nas superfície dos metais, reagindo estes metais, por exemplo, com o ar atmosférico. 
A eletrólise ocorre quando uma corrente elétrica atravessa um composto químico, fazendo com que os 
elementos desse composto sejam separados em partes mais simples. 
 
 
24 
 
2. REATIVIDADE DE METAIS 
 
Os metais que têm maior tendência de ceder elétrons são mais reativos e aparecem no início da fila de 
reatividade dos metais. Os metais menos reativos, com menor tendência de ceder, aparecem no final da fila. Os 
metais reativos doam elétrons para os menos reativos espontaneamente, estabelecendo assim, as reações 
espontâneas. Quando ocorre o inverso, ou seja, um metal menos reativo cede elétrons para um metal mais reativo, 
constitui-se uma reação não espontânea 
Tabela de reatividade: 
 
Mais reativo (menos nobre) 
Cs - Li - Rb - K - Ba - Sr - Ca - Na - Mg - Be - Al - Mn - Zn - Cr - Fe - Cd- Co - Ni - Sn - Pb - H - Sb - Bi - Cu - Hg - Ag - Pd - Pt – Au 
 Menos reativo (mais nobre) 
 
 
A eletroquímica é a parte da Química que estuda não só os fenômenos envolvidos na produção de corrente 
elétrica a partir da transferência de elétrons em reações de óxido-redução, mas também a utilização de corrente 
elétrica na produção dessas reações. 
 
O seu estudo pode ser dividido em duas partes: pilhas e baterias, e eletrólise. 
 
Pilhas e baterias são dispositivos nos quais uma reação espontânea de óxido-redução produz corrente elétrica. 
Eletrólise é o processo no qual uma corrente elétrica produz uma reação de óxido-redução. 
 
 
 
A primeira pilha elétrica foi criada em 1800 pelo cientista italiano Alessandro Volta. Essa pilha era constituída 
por um conjunto de duas placas metálicas, de zinco e cobre, chamadas eletrodos 
(do grego, percurso elétrico), e por algodão embebido em solução eletrolítica, ou 
seja, que conduz corrente elétrica. Cada conjunto de placas e algodão forma uma 
célula ou cela eletrolítica. 
Nessa cela, os elétrons fluem da lâmina de zinco (Zn) para a de cobre (Cu), 
mantendo a lâmpada acesa durante um pequeno intervalo de tempo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
25 
 
Essa descoberta foi aperfeiçoada em1836 por John Frederick Daniell, que dividiu a cela eletrolítica de sua 
pilha em duas partes (duas semicelas). 
Na pilha de Daniell, os dois eletrodos metálicos eram 
unidos externamente por um fio condutor, e as duas 
semicelas eram unidas por uma ponte salina, contendo 
uma solução saturada de K2SO4(aq). Inicialmente, o 
sistema apresentava o aspecto ao lado: 
Após certo tempo de funcionamento, a pilha 
apresenta o seguinte aspecto: 
 
 
 
 
Após certo tempo de funcionamento da pilha, teremos: 
 A chapa de zinco foi corroída; 
 A solução de CuSO4 ficou mais diluída; 
 A solução de Zn SO4 ficou mais concentrada; 
 A massa do eletrodo de cobre aumentou 
 
 
 
 
 
26 
 
E uma conseqüência da reação global de funcionamento da pilha: 
 Zn0 + CuSO4 → Zn SO4 + Cu
0 
 corroído concentração concentração aumento da massa 
 oxidação diminuindo aumentando redução 
 
Pela análise dessas duas semi-reações, podemos concluir que os elétrons fluem, no circuito externo, do 
eletrodo de zinco para o eletrodo de cobre, ou seja, os elétrons, por apresentarem carga negativa, migram para o 
eletrodo positivo (pólo positivo), que, nesse caso, é a lâmina de cobre. 
Entretanto, com o passar do tempo, notamos que a voltagem da pilha vai diminuindo, o que indica que a 
reação é reversível 
Como toda reação ela atingirá um equilíbrio, que será indicado pela voltagem zero da pilha. 
A equação global dos processos ocorridos nessa pilha pode ser obtida pela soma das duas semi-reações: 
 
Oficialmente, por convenção mundial, as pilhas são representadas da seguinte maneira: 
 
Usando essa notação, a pilha estudada pode ser representada por: 
Zn0 / Zn2+ // Cu2+ / Cu0 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
27 
 
EXERCICIOS 
 
Considere o esquema referente a pilha a seguir e 
responda as questões: 
 
 
 
a) O eletrodo B está sofrendo uma oxidação ou uma redução? 
b) O eletrodo B é denominado cátodo ou ânodo? 
c) O eletrodo B é o pólo positivo ou o negativo? 
4) Escreva a semi-reação que ocorre no eletrodo B. 
e) A concentração (quantidade) de íons B3+ aumenta ou diminui? 
f) Ocorre deposição sobre o eletrodo B ou sua corrosão? 
g) O eletrodo A está sofrendo uma oxidação ou uma redução? 
h) O eletrodo A é denominado cátodo ou ânodo? 
i) O eletrodo A é o pólo positivo ou o negativo? 
j) Escreva a semi-reação que ocorre no eletrodo A. 
k) A concentração (quantidade) de íons A2+ aumenta ou diminui? 
l) Ocorre deposição sobre o eletrodo A ou sua corrosão? 
m) Escreva a equação que representa a reação global da pilha. 
n) Escreva a notação oficial que representa a pilha. 
o) A pilha é um processo espontâneo ou não-espontâneo? 
 
2) Considere a pilha esquematizada na figura a seguir, montada com barras metálicas de mesmas dimensões. 
O interruptor I foi fechado e, após algum tempo de funcionamento 
do circuito, observou-se a diminuição da massa da lâmina de zinco e 
o aumento da massa da lâmina de cobre. 
a) Explique, através de reações químicas, por que ocorrem variações 
das massas das duas lâminas. 
b) Qual é o sentido do fluxo de elétrons pelo circuito externo que 
liga as lâminas de zinco e cobre? Justifique. 
 
 
 
28 
 
3) Deixando funcionar a pilha esquematizada na figura a seguir, a barra de zinco vai se desgastando e a de chumbo 
fica mais espessa, em conseqüência da deposição de átomos neutros de Pb. 
No início do experimento, as duas barras apresentavam 
as mesmas dimensões. Represente, através de 
equações, o desgaste da barra de zinco e o 
espessamento da barra de chumbo. Indique o sentido 
do fluxo de elétrons no fio metálico. 
 
4) Considere a pilha Zn / Zn2+(aq) // Ag
+
(aq) / Ag
0
(s) 
 
a) Escreva as semi-reações e reação global 
b) Esquematize essa pilha, indicando os pólos elétricos e a direção do fluxo de eletrons 
 
5) Considere a seguinte reação de oxidação Mg(aq) + I2(aq) → Mg
2+
(aq) + 2 I
-
(aq) 
a) Qual a semi reação catódica? 
b) Qual a semi reação anodica? 
c) Qual o pólo positivo? 
d) Qual o pólo negativo? 
 
6) Sabendo que o cobalto pode ceder elétrons espontaneamente para os íons Au3+ e considerando a pilha: 
 Co0 / Co2+ // Au3+ / Au0 responda às seguintes perguntas: 
a) Qual é a reação global do processo? 
b) Quais as semi-reações? 
c) Quem se oxida? 
d) Quem se reduz? 
e) Qual é o eletrodo positivo ou cátodo? 
f) Qual é o eletrodo negativo ou anodo? 
g) Em que sento flui os elétrons pelo fio? 
h) Qual eletrodo será gasto? 
i) Qual eletrodo terá sua massa aumentada? 
j) Qual das duas soluções irá diluir-se, e concentrar-se? 
k) Quais os íons em transito na solução? Em que sentido? 
 
7) As relações existentes entre os fenômenos elétricos e as reações químicas são estudadas: 
a) na termoquímica. 
b) na eletroquímica. 
 
 
29 
 
c) na cinética química. 
d) no equilíbrio químico. 
e) na ebuliometria. 
 
8) Em uma pilha de zinco e chumbo, a reação que ocorre é a seguinte: 
 
 Pb(aq)
2+ + Zn(s) → Pb(s) + Zn(aq)
2+ 
 
Assinale a proposição falsa: 
a) O pólo negativo é o eletrodo de zinco. 
b) O cátodo é o eletrodo de zinco. 
c) O eletrodo de zinco sofrecorrosão. 
d) No circuito externo, os elétrons fluem do eletrodo de zinco para o eletrodo de chumbo. 
e) Na solução a corrente elétrica é formada por íons. 
 
 
9) Na pilha Zn, Zn2+ // Cu2+, Cu, teremos: 
a) O Zn ganha elétrons. 
b) A placa de zinco aumenta de massa. 
c) A placa de zinco é o pólo positivo. 
d) Os elétrons fluem pelo fio do zinco para o cobre. 
e) A placa de cobre é o pólo negativo. 
 
10) O pólo onde saem os elétrons, em uma pilha, é: 
 a) cátodo. 
b) pólo positivo. 
c) ânodo. 
d) o eletrodo que aumenta a massa. 
e) o que ocorre redução. 
 
 
11) Uma determinada pilha consiste em uma semicela, na qual um fio de prata está mergulhado numa solução 
1 mol/L de nitrato de prata (AgNO3), e em outra, onde o fio de cobre está mergulhado numa solução 1 mol/L de 
sulfato de cobre (CuSO4). Na pilha descrita ocorre a seguinte reação: 
 
 2 Ag+(aq) + Cu(s) → 2 Ag(s) + Cu
2+
(aq) Nesta pilha: 
a) O metal prata é o ânodo. 
b) O metal prata é oxidado. 
c) A concentração dos íons prata aumentará durante o processo. 
d) O fluxo de elétrons é no sentido do metal prata para o cobre. 
e) O metal prata é o pólo positivo. 
 
 
 
 
 
 
 
30 
 
12) 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. 
 
13) (Covest-2005) 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. 
 
14) Indique a alternativa falsa, baseando-se nas afirmações referentes à pilha de Daniell: 
a) É considerado pólo negativo o eletrodo de maior potencial de oxidação. 
b) Os elétrons migram do eletrodo de maior para o de menor potencial de oxidação. 
c) No eletrodo positivo ocorre corrosão e no negativo, aumento de massa. 
d) A ponte salina permite a mobilidade dos elétrons. 
e) O movimento dos elétrons do ânodo para o cátodo é chamada corrente elétrica. 
 
15) Para recuperar prata de soluções aquosas contendo íons Ag+, costuma-se adicionar zinco metálico às soluções, 
pois a transformação: 2 Ag+ + Zn0 → 2 Ag0 + Zn2+ é espontânea. Pode-se concluir que: 
 
a) O potencial de redução do Ag+ / Ag0 é maior do que o do Zn2+ / Zn0. 
b) Ocorre transferência de elétrons do Ag+ para o Zn0. 
c) O Zn0 atua como oxidante e o Ag+ como redutor. 
d) O Zn0 é menos redutor do que Ag0. 
e) Ocorre eletrólise do Ag+ e do Zn0. 
 
16) (UFMG) Mergulhando uma placa de cobre dentro de uma solução de nitrato de prata, observa-se a formação de 
uma coloração azulada na solução, característica da presença de Cu+2(aq), e de um deposito de prata. Sobre essa 
reação, pode-se afirmar corretamente que: 
a) A concentração dos íons nitrato diminui no processo. 
b) O cobre metálico é oxidado pelos íons prata. 
c) O íon prata cede elétrons à placa de cobre. 
d) O íon prata é o agente redutor. 
e) Um íon prata é reduzido para cada átomo de cobre arrancado da placa. 
 
 
 
 
 
 
 
31 
 
17) (Vunesp) A equação seguinte indica as reações que ocorrem em uma pilha: 
 
Zn (s) + Cu2+(aq)→ Zn
2+
(aq) + Cu(s) Podemos afirmar que: 
 
a) o zinco metálico é o cátodo. 
b) o íon cobre sofre oxidação. 
c) o zinco metálico sofre aumento de massa. 
d) o cobre é o agente redutor. 
e) os elétrons passam dos átomos de zinco metálico aos íons de cobre. 
 
 
18) (Ceeteps-SP) No sistema ilustrado na figura abaixo, ocorre a interação de zinco metálico com solução de sulfato 
de cobre, havendo passagem de elétrons do zinco para os íons Cu2+ por meio de fio metálico. 
 
Assim, enquanto a pilha está funcionando, é correto afirmar que: 
 
a) a lâmina de zinco vai se tornando mais espessa. 
b) a lâmina de cobre vai se desgatando. 
c) a reação catódica (pólo positivo) é representada por: 
Cu(s) → Cu
2+
(aq) + 2e 
d) a reação catódica (pólo negativo) é representada por: Zn2+(aq) + 2e → Zn(s) 
e) a reação da pilha é representada por: Zn(s) + Cu
2+
(aq) → Zn
2+
(aq) + Cu(s) 
 
 
19) (UFRGS-RS) O ferro galvanizado apresenta-se revestido por uma camada de zinco. Se um objeto desse material 
for riscado, o ferro ficará exposto às condições do meio ambiente e poderá formar o hidróxido ferroso.Nesse caso, 
o zinco, por ser mais reativo, regenera o ferro, conforme a reação representada abaixo. 
 Fe(OH)2 + Zn → Zn(OH)2 + Fe 
Sobre essa reação, pode-se afirmar que: 
a) o ferro sofre oxidação, pois perderá elétrons. 
b) o zinco sofre oxidação, pois perderá elétrons. 
c) o ferro sofre redução, pois perderá elétrons. 
d) o zinco sofre redução, pois ganhará elétrons. 
e) o ferro sofre oxidação, pois ganhará elétrons. 
 
 
20) (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. 
 
 
 
32 
 
21) (Mackenzie-SP) Relativamente à pilha abaixo, começando a funcionar, fazem-se as afirmações: 
I. A reação global da pilha é dada pela equação: 
 Cu + 2 Ag+ → Cu2+ + 2 Ag 
II. O eletrodo de prata é o pólo positivo. 
III. No anodo, ocorre a oxidação do cobre. 
IV. A concentração de íons de Ag" na solução irá diminuir. 
V. A massa da barra de cobre irá diminuir. 
 
São corretas: 
a) III, IV e V somente. b) I, III e V somente. c) II e IV somente. 
 d) I, IV e V somente. e) I, II, III, IV e V. 
 
22) (UFRJ) As manchas escuras que se formam sobre objetos de prata são, geralmente, películas de sulfeto de prata 
(Ag2S) formadas na reação da prata com compostos que contêm enxofre e que são encontrados em certos alimentos 
e no ar. Para limpar a prata, coloca-se o objeto escurecido para ferver em uma panela de alumínio com água e 
detergente. O detergente retira a gordura da mancha e do alumínio, facilitando a reação do alumínio da panela com 
o sulfeto de prata, regenerando a prata, com o seu brilho característico. 
 
a) Escreva a equação da reação de “limpeza da prata” referida no texto. 
b) Com base no processo de “limpeza da prata” descrito, podemos 
construir uma pilha de alumínio e prata, de acordo com o esquema a 
seguir: 
 
 
 
 
3. FORÇA ELETROMOTRIZ (FEM) DAS PILHAS 
 
 
 Quando a água cai espontaneamente, em uma cachoeira, a Física explica o fato dizendo que a água caiu de 
um nível de maior energia para outro, de menor energia (no caso, 
energia potencial). Quanto maior for a quantidade 
de água e maior a altura da queda, maior será a energia liberada pela 
água (que pode ser transformada, por exemplo,em energia elétrica, 
em uma usina hidroelétrica). 
 Fato idêntico ocorre com as pilhas. Dependendo dos materiais 
(metais e eletrólitos) que formam a pilha, ela irá “despejar” uma 
quantidade maior ou menor de elétrons, com mais ou menos energia, 
através do circuito externo: 
•a quantidade de eletricidade (isto é, a quantidade de elétrons) que 
passa por um ponto do fio, na unidade de tempo (por exemplo, 
1 segundo) é o que se denomina intensidade da corrente elétrica; ela é 
medida em ampères, com o auxílio de um aparelho chamado 
amperímetro. 
•a altura da queda de água corresponde, na eletricidade, ao que se 
chama de diferença de potencial (ddp) — ou, mais especificamente, de força eletromotriz (fem) da pilha —, que 
representa a “pressão” que move os elétrons através do condutor externo; ela é medida em volts, como uso de 
 
 
33 
 
voltímetros. Lembre-se de que a “fem é a ddp medida entre os pólos da pilha, quando não há passagem de corrente 
elétrica pelo circuito”. 
 
 No estudo que se segue, é bom não esquecer que a reação química que ocorre em uma pilha é uma reação 
de oxi-redução como outra qualquer. Desse modo, ficará mais fácil entender por que a fem de uma pilha depende: 
•da natureza dos metais formadores da pilha; 
•das concentrações das soluções empregadas; 
•da temperatura em que a pilha estiver funcionando. 
 
 
3.1. 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 da pilha de Daniell: 
Zn0(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu
0
(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 conseqüência, 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. 
 
 
3.2. CALCULO FORÇA ELETROMORIZ (FEM) OU VOLTAGEM (ΔE) DAS PILHAS 
 
O ∆E0 de uma pilha corresponde à diferença entre os potenciais de redução ou de oxidação das espécies 
envolvidas, e seu cálculo pode ser feito pelas equações a seguir: 
 ∆E0 = (E0red maior) – (E
0
red menor) 
Exemplo: Vamos considerar uma pilha formada por eletrodos de alumínio e cobre, cujos E0red são: 
E0Al3+(aq), Al(s) = –1,68 V E
0Cu2+(aq), Cu(s) = + 0,34 V 
Para efetuarmos o cálculo do ∆E0 dessa pilha, podemos utilizar a equação: 
∆E0 = (E0red maior) – (E
0
red menor) 
∆E0 = (+0,34 V) – (–1,68 V) 
∆E0 = +2,02 V 
 
Observando os potenciais, podemos perceber que o cobre, por apresentar o maior potencial de redução, se reduz, 
ao passo que o alumínio se oxida: 
 Cu2+(aq) + 2 e
– → Cu(s) E
0
red = + 0,34 V 
 Al(s) → Al
3+
(aq) + 3 e
– E0oxi = +1,68 V 
 
 
34 
 
A equação global da pilha pode ser obtida pelo uso de coeficientes que igualem o número de elétrons cedidos e 
recebidos nas semi-reações: 
 
 3 Cu2+(aq) + 6 e
– → 3 Cu(s) E
0
red = + 0,34 V 
 2 Al(s) → 2 Al
3+
(aq) + 6 e
– E0oxi = +1,68 V 
 
Note que os valores dos E0 não dependem do número de mol das espécies envolvidas e são sempre constantes nas 
condições-padrão para cada espécie. 
 
Espontaneidade de uma reação 
Todas as pilhas são reações espontâneas, e seu ∆E0 sempre apresenta valor positivo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
35 
 
POTENCIAL DAS PILHAS (ΔE) 
 
TABELA DE POTENCIAIS DE REDUÇÃO E° (V) 
Tabela dos potenciais padrão de eletrodo para soluções aquosas 1 mol/L, a 25°C e 1 atm 
 
Li+ + e−  Li(s) - 3,05 
Rb+ + e−  Rb(s) - 2,98 
K+ + e−  K(s) - 2,93 
Cs+ + e−  Cs(s) - 2,92 
Ba2+ + 2 e−  Ba(s) - 2,91 
Sr2+ + 2 e−  Sr(s) - 2,89 
Ra2+ + 2 e−  Ra(s) - 2,88 
Ca2+ + 2 e−  Ca(s) - 2,87 
Na+ + e−  Na(s) - 2,71 
Mg2+ + 2 e−  Mg(s) - 2,38 
Be2+ + 2e−  Be(s) - 1,87 
Al3+ + 3 e−  Al(s) - 1,66 
Mn2+ + 2 e−  Mn(s) - 1,18 
Zn2+ + 2 e−  Zn(s) - 0,76 
Cr3+ + 3 e−  Cr(s) - 0,74 
S + 2e−  S2- - 0,48 
Fe2+ + 2 e−  Fe(s) - 0,44 
Cr3+ +  e−  Cr2+ - 0,41 
Cd2+ + 2e−  Cd(s) - 0,40 
Co2+ + 2e−  Co(s) - 0,28 
Ni2+ + 2 e−  Ni(s) - 0,25 
Sn4+ + 2 e−  Sn2+ - 0,14 
Pb2+ + 2 e−  Pb(s) - 0,13 
Fe3+ + 3e—  Fe(s) - 0,03 
2 H+ + 2 e−  H2(g) 0 
2 H+ + S + 2 e−  H2S + 0,14 
Sn4+ + 2 e−  Sn(s)
 + 0,15 
Cu2+ + e-  Cu+(aq)
 + 0,16 
Bi3+ + 3 e−  Bi(s) + 0,32 
Cu2+ + 2e−  Cu(s)
 + 0,34 
H2O + ½ O2 + 2 e
−  2OH- + 0,40 
I2 + 2 e
−  2 I−(aq)
 + 0,54 
Fe3+ + e−  Fe2+(aq)
 + 0,77 
Ag+ + e−  Ag(s) + 0,80 
4 H+ + 2NO3
− + 2e−  2H2O + 2NO2 + 0,80 
Hg2+ + 2e—  Hg(s) + 0,85 
Br2 + 2e
—  2 Br—(aq)
 + 1,07 
14 H− + CrO7
− + 6 e−  2Cr3+ + 7 H2O +1,33 
Cl2 + 2e
—  2Cl—(aq)
 + 1,36 
Au3+ + 3 e−  Au(s) + 1,52 
2H+ + H2O2 + 2 e
−  H2O + 1,78 
F2 + 2 e
−  2F−(aq)
 + 2,87 
 
 Dado: oxidação do oxigênio 2O-2  O2 + 4e
-
 
 
 
36 
 
EXERCÍCIOS 
 
1) Consultando a tabela de potenciais normais, faça o esquema da pilha, identifique o ânodo e o cátodo, calcule a 
ddp, descubra a equação da reação global e expresse simbolicamente a pilha constituída por eletrodos de: 
a) magnésio e zinco; b) cromo e níquel. 
 
 
2) Para as seguintes pilhas, escreva as semi-reações, a reação global e a diferença de potencial: 
a) Zinco e Magnésio 
b) Manganês e Mercúrio 
c) Chumbo e Hidrogênio 
d) Cromo e Cobalto 
e) Alumínio e Cromo 
f) Prata e Zinco 
 
 
3) Para a pilha Alumínio e cromo, sabendo-se que cada metal esta mergulhado na solução de 
seu respectivo nitrato, pede-se: 
a) as semi-reações anódicas, catódicas e a reação global. 
b) a variação de energia. 
c) o sentido em que fluem os elétrons pelo fio. 
d) a placa que será gasta e a que terá a sua massa aumentada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4) O valor do ΔE0 para a célula representada pela equação: 2 Ag+(aq) + Mg(s) → 2 Ag(s) + Mg
2+
(aq) 
conhecendo-se os potenciais-padrão de redução: 
Ag+ + e– → Ag(s) E
0 = +0,80 volt, Mg+2 + 2 e– → Mg(s) E
0 = –2,37 volts é igual a: 
a) +3,17 volts. 
b) +1,57 volt. 
c) + 0,77 volt. 
d) –3,17 volts. 
e) –0,77 volt.37 
 
5) Uma célula galvânica é constituída de 2 eletrodos: 
1º eletrodo: 1 lâmina de ferro metálico submersa numa solução de FeSO4 1 M. 
2º eletrodo: 1 lâmina de prata metálica submersa numa solução de AgNO3 1 M. 
Sabendo que os potenciais normais deredução desses dois elementos são: 
Fe+2 + 2 e– → Fe E0 = –0,44 V 
Ag+ + e– → Ag(s) E0 = +0,80 V 
o potencial dessa célula, quando os dois eletrodos são ligados entre si internamente por uma ponte salina e 
externamente por um fio de platina, será: 
a) + 0,36 V. 
b) – 0,36 V. 
c) – 1,24 V. 
d) – 1,36 V. 
e) + 1,24 V. 
 
6) Dadas as reações de meia célula: 
Cu2+ + e– → Cu+ E0 = 0,153 V 
I2 + 2 e
– → 2 I– E0 = 0,536 V 
pede-se: 
a) escrever a equação que representa a reação global da célula; 
b) calcular o potencial de eletrodo global (ΔE0). 
 
 
7) Considere a pilha Zn / Zn2+(aq) // Ag
+
(aq) / Ag
0
(s) 
a) Escreva as semi-reações 
b) Escreva a reação global 
b) Esquematize essa pilha, indicando os pólos elétricos e a direção do fluxo de elétrons 
c) Calcule a ddp 
 
8) Sabendo que o cobalto pode ceder elétrons espontaneamente para os íons Au3+ e considerando a pilha: 
Co0/Co2+//Au3+/Au0 
 Responda às seguintes perguntas: 
 a) Qual a reação global do processo? Quais as semi-reações? 
 b) Quem se oxida? Quem se reduz? 
 c) Qual é o eletrodo positivo ou cátodo? Qual é o negativo ou ânodo? 
 d) Em que sentido fluem os elétrons pelo fio? 
 e) Qual eletrodo será gasto? Qual terá sua massa aumentada? 
 
 
 
9) Você já deve ter sentido uma “dor fina” ao encostar-se a sua obturação metálica (amálgama de mercúrio e prata) 
um talher de alumínio ou mesmo uma embalagem que contenha revestimento de alumínio. O que você sente é 
resultado de uma corrente elétrica produzida pela pilha formada pelo alumínio e pela obturação. 
 Considere as informações a seguir e marque a opção que apresenta a ddp ou fem da pilha, o cátodo e o 
 
 
38 
 
ânodo, nessa ordem. 
Dados: Al3+ + 3 e– → Al(s) E
0= – 1,66 V 
 Hg2+ + 2 e– → 2 Hg (liga com prata) E0= + 0,85 V 
 
 ddp cátodo ânodo 
a) + 0,81 V Hg2
2+ Al(s) 
b) – 0,81 V Al3+ Hg(s) 
c) – 2,51 V Hg2
2+ Al(s) 
d) + 2,51 V Al3+ Hg(s) 
e) + 2,51 V Hg2
2+ Al(s) 
 
10) Nas semi-reações: 
 Au0 → Au3+ + 3 e– 
 Cu0 → Cu2+ + 2 e– 
 O ânodo, o cátodo e a ddp da pilha são, respectivamente: 
 Dados: E0 red,Au = + 1,50 V 
 E0 red,Cu = + 0,34 V 
a) cobre, ouro e + 1,16 V. 
b) ouro, cobre e + 1,16 V. 
c) ouro, cobre e – 2,32 V 
d) cobre, ouro e – 2,32 V 
e) ouro, cobre e – 1,16 V 
 
11) Uma pilha funciona com base nos seguintes valores de potenciais padrão de oxidação: 
 Al → Al3+ + 3 e– E° = + 1,66 V 
 Cu → Cu2+ + 2 e– E° = – 0,34 V 
 É incorreta afirmar que: 
a) A placa de cobre está diminuindo de massa. 
b) Na reação total da pilha, o alumínio é o agente redutor. 
c) O eletrodo de alumínio funciona como ânodo. 
d) A d.d.p. da pilha é igual 2,0 V. 
e) Os íons cúpricos em solução estão sofrendo redução. 
 
12) (UFPE) Considere uma cela galvânica formada por semicelas padrão de cobre e de zinco, cujos potenciais de 
redução são os seguintes: 
Cu2+ + 2 e– → Cu E0 = + 0,34 V 
Zn2+ + 2 e– → Zn E0 = – 0,76 V. 
É correto afirmar que: 
a) Os elétrons no circuito externo fluirão do eletrodo de cobre para o eletrodo de zinco. 
b) O potencial padrão da cela é – 0,42 V. 
c) Quando o equilíbrio for atingido não haverá diferença de potencial entre os eletrodos. 
d) Os íons zinco são reduzidos a zinco metálico. 
e) O eletrodo de cobre é o cátodo. 
 
 
 
 
 
39 
 
13) Uma célula galvânica é constituída de 2 eletrodos: 
 
1º eletrodo: 1 lâmina de ferro metálico submersa numa solução de FeSO4 1 mol/L. 
2º eletrodo: 1 lâmina de prata metálica submersa numa solução de AgNO3 1 mol/L. 
 
Sabendo que os potenciais normais de redução desses metais são: 
Fe2+ + 2 e– → Fe E0 = – 0,44 V. 
Ag+ + 1 e– → Ag E0 = + 0,80 V. 
 O potencial dessa célula, quando os dois eletrodos são ligados entre si internamente por uma ponte 
salina e externamente por um fio de platina, será: 
a) + 0,36 V. 
b) – 0,36 V. 
c) – 1,24 V. 
d) – 1,36 V. 
e) + 1,24 V. 
 
14) Quando uma porção de bombril é mergulhada numa solução 0,10 mol/L de sulfato de cobre, durante um 
dia, todas as observações a seguir podem ser confirmadas, exceto: 
Dados: Fe3+ + 3 e– → Fe E0 = – 0,04 V. 
 Cu2+ + 2 e– → Cu E0 = + 0,34 V. 
a) O bombril permanecerá inalterado. 
b) Os íons sulfato permanecerão na solução. 
c) A solução conterá íons Fe3+ e Cu2+. 
d) A solução de sulfato de cobre mudará de cor. 
e) O bombril será recoberto por uma substância avermelhada. 
 
15) (SSA – 2010.3º) Duas barras de ferro, uma revestida com uma camada de zinco, e a outra, com uma camada de 
estanho, são riscadas e colocadas ao relento. Em relação à corrosão a que as barras de ferro estão sujeitas, é 
CORRETO afirmar que 
 Os potenciais padrão de redução do Zn, Sn e Fe são, respectivamente , – 0,76V, – 0,14V e – 0,44V. 
a) o zinco age sobre a barra de ferro riscada, impedindo que a corrosão, uma vez iniciada, continue. 
b) o zinco só age como inibidor de corrosão, se a barra de ferro não for riscada. 
c) o estanho é um redutor mais eficiente que o zinco, razão pela qual a barra de ferro riscada revestida com estanho 
não se oxida. 
d) é de se esperar que a corrosão, uma vez iniciada, continue, independentemente de o revestimento ser de zinco ou 
estanho. 
e) em ambiente marinho, na presença da água do mar, a corrosão da barra de ferro é inibida pela ação química dos 
cloretos. 
 
16) (Fatec-SP) Marca-passo é um dispositivo de emergência para estimular o coração. A pilha utilizada nesse 
dispositivo é constituída por eletrodos de lítio e iodo. 
A partir dos valores dos potenciais-padrão de redução, afirma-se: 
I. O fluxo eletrônico da pilha irá do lítio para o iodo, pois o lítio tem o menor potencial de redução. 
II. A semi-reação de oxidação pode ser representada pela equação: 2 Li+ + 2e- → 2 Li 
III. A diferença de potencial da pilha é de -3,05 V. 
IV. O iodo, por ter maior potencial de redução que o Li, tende a sofrer redução, formando o pólo positivo da pilha. 
 
 
40 
 
Dados: 
 Li+(aq) + e- → Li(s) E
0= -3,05 V 
 I2 + 2 e
- → 2 I-(aq) E
0= +0,54 V 
Quanto a essas afirmações, deve-se dizer que apenas: 
a) I, II e III são verdadeiras. 
b) I, II e IV são verdadeiras. 
c) I e III são verdadeiras. 
d) II é verdadeira. 
e) I e IV são verdadeiras. 
 
17) (PUC-RJ) É dada a seguinte célula galvânica: 
 Zn(s) / Zn
2+
(aq) // Cd
2+
(aq) / Cd(s) 
Sabendo que os potenciais das semi-reações são: 
Cd2+(aq) + 2e
- → Cd(s) E
0= -0,40 V 
Zn2+(aq) + 2e
- → Zn(s) E
0=-0,76 V 
escolha a única afirmativa correta em relação à reação espontânea que ocorre na célula. 
a) O potencial da reação é -1,16 V. 
b) O potencial da reação é -0,36 V. 
c) O potencial da reação é +1,16 V. 
d) A reação é: Cd2+(aq) + Zn(s) → Zn
2+
(aq) + Cd(s) 
e) A reação é: Zn2+(aq) + Cd(s) → Cd
2+
(aq) + Zn(s)41 
 
4.0. PILHAS EM NOSSO COTIDIANO 
 
 4.1. Pilhas comerciais ou Pilha seca comum 
Esse tipo de pilha foi inventado em 1866 por George Leclanché e é 
atualmente utilizado em rádios portáteis, brinquedos, relógios, lanternas etc. 
As reações que ocorrem quando o circuito está fechado são realmente 
complexas; porém, as mais prováveis são: 
 
 ânodo: Zn → Zn2+ + 2e– 
 
 cátodo: 2NH4
+ + 2e– → 2 NH3 + H2 
 H2 + 2MnO2 → Mn2O3 + H2O 
 
Global: Zn + 2NH4
+ + 2MnO2
+ → Zn2+ +2NH3 + Mn2O3 + H2O 
 
 
 O pólo negativo é o zinco, que constitui o próprio corpo interno da pilha. O pólo positivo é o MnO2, em pó, 
que está presente na pasta interna da pilha. 
 
 4.2. Pilha alcalina 
 É semelhante à pilha de Laclanché. A diferença é que sua mistura eletrolítica contém hidróxido de potássio, 
uma base fortemente alcalina que substitui o NH4Cl das pilhas comuns. 
 
 Em linhas gerais, suas reações são: 
 
 anodo: Zn + 2OH– → Zn(OH)2 + 2e
– 
 
 catodo: 2MnO2 + H2O + 2e
– → Mn2O3 + 2OH
– 
 
 Global: Zn + 2MnO2 + H2O → Zn(OH)2 + Mn2O3 
 
 4.3. Pilha de mercúrio 
 É muito utilizada em relógios, câmeras fotográficas, aparelhos para melhorar a audição, calculadoras etc. 
 
 
 
42 
 
A reação que ocorre nessas pilhas pode ser representada por: 
 
Anodo: Zn + 2OH– → Zn(OH)2 + 2e
– 
 
Catodo: HgO + H2O + 2e
– → Hg + 2OH– 
 
Global: Zn + HgO + H2O → Zn(OH)2 + Hg 
 
 
 
 4.4. Pilha de níquel-cádmio 
 
- É utilizada em filmadoras, aparelhos eletrônicos portáteis, 
telefones celulares etc. - Essas pilhas dão voltagem de 1,4 V, 
que se mantém constante até a descarga e, quando fora de 
uso, demoram mais tempo para se descarregarem. - A grande 
vantagem é que elas podem ser recarregadas até 4.000 vezes 
 
 
A pilha de níquel-cádmio é baseada nas seguintes reações em 
meio alcalino (KOH) A reação que ocorre nessas pilhas pode 
ser representada por: 
 
 
 
 
 Anodo: Cd + 2OH– → Cd(OH)2 + 2e
– 
 
 Catodo: 2 NiO(OH) + 2H2O + 2e
– → 2Ni(OH)2 + 2OH
– 
 
 Global: Cd + 2 NiO(OH) + 2H2O → Cd(OH)2 + 2Ni(OH)2 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
43 
 
 4.5. Pilha ou célula de combustível 
 - Pilhas desse tipo foram usadas nas espaçonaves 
Gemini, Apolo e, agora, nos ônibus espaciais. 
 - Elas funcionam pela reação de combustão entre o 
hidrogênio e o oxigênio, produzindo água. 
 - A grande vantagem da célula de combustível é seu 
funcionamento contínuo e a produção apenas de água, que não 
polui o meio ambiente (nas espaçonaves, essa água é usada pela 
tripulação). 
 - Outra vantagem é ser mais leve do que, por exemplo, 
as baterias de chumbo. 
 Sua principal desvantagem ainda é seu alto custo. 
 
 O H2 é injetado num compartimento e o O2, em outro. 
 Esses gases se difundem pelos eletrodos e reagem com 
uma solução eletrolítica de caráter básico contida no 
compartimento central. 
 
 A reação que ocorre nessas pilhas pode ser representada por: 
 
 Anodo: H2 + 2OH
 – → 2H2O + 2e
– 
 
 Catodo: ½ O2 + H2O + 2e
– → 2OH – 
 
 Global: H2 + ½ O2 → H2O 
 
 
 
4.6. Acumulador ou bateria de automóvel ou bateria de chumbo (Inventado pelo francês Gaston Planté em 1860) 
 
 - A bateria comum de automóvel geralmente gera 6 ou 12 
volts, dependendo do número de celas usadas em sua construção. 
 - Internamente, a bateria contém um certo número de 
celas, ligadas em série, cada uma gerando 2 volts. 
 - Nessa bateria o ânodo é feito de chumbo e o cátodo, de 
óxido de chumbo IV (PbO2), ambos mergulhados em uma solução 
aquosa de ácido sulfúrico [H2SO4(aq)], de concentração igual a 30% 
em massa, o que corresponde a uma densidade de 1,28 g/cm3. 
 
 O ácido sulfúrico é consumido durante a descarga e, com 
isso, a concentração da solução diminui gradativamente. Além 
disso, o PbSO4 deposita-se, aos poucos, sobre os eletrodos. A 
recarga da bateria é feita pela aplicação de uma diferença de 
potencial de uma outra fonte, invertendo-se os pólos. Desse 
modo, grande parte do H2SO4 consumido na descarga será 
regenerada, o que é feito pelo dínamo ou alternador do automóvel. 
 
 
44 
 
A reação que ocorre nessas pilhas pode ser representada por: 
 
Anodo: Pb + SO4
2 → PbSO4 + 2e
– 
 
Catodo: PbO2 + SO4
2- + 4H+ + 2e– → PbSO4 + 2H2O 
 
Global: Pb + PbO2 + 2H2SO4 → 2PbSO4 + 2H2O 
 
Observe na reação global, que o H2SO4 vai sendo consumido, o que causa a diminuição da densidade da solução; é 
por isso que se pode testar a carga da bateria com um densímetro 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
45 
 
5. INTRODUÇÃO AO ESTUDO DA CORROSÃO 
5.1. HISTÓRICO 
A palavra CORROSÃO provém da palavra latina CORRODERE, cujo significado é destruir rapidamente deixando 
uma superfície irregular , chega-se a essa conclusão quando se procura a tradução da palavra CORRODERE, como 
mostra a figura abaixo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura - Tradução da palavra latina CORREDERE. 
Esta palavra CORRODERE foi traduzida para o Inglês como CORROSION e depois trazida para a língua 
Portuguesa como CORROSÃO, palavra que nos dias atuais virou um sinônimo genérico de destruição. 
O estudo da corrosão envolve conhecimento de vários campos entre os quais pode-se destacar: 
- Eletroquímica 
- Metalurgia 
- Termodinâmica 
- Físico - química 
 
 
5.2. DEFINIÇÃO DE CORROSÃO 
Tudo no universo caminha ou tende para uma situação de menor energia. Por isso, os metais encontram-se na 
natureza sob a forma de compostos, como óxidos, sulfetos etc. Esse fato leva os metais beneficiados (purificados) a 
retornarem a sua forma original de óxidos ou outro composto espontaneamente, quando expostos ao tempo. 
 
Por exemplo: O Ferro quando exposto ao oxigênio e/ou meios aquosos se enferruja, objetos de prata 
escurecem, enquanto que os de latão, ficam esverdeados. Essas transformações são na 
verdade uma volta do metal que foi beneficiado à sua origem. A isso se chama CORROSÃO. 
O estudo da CORROSÃO não se limita a responder porque ocorre, mas também se preocupa com o 
desenvolvimento de metais e métodos de proteção que mantenham o metal puro por maior tempo. 
CORRODERE 
COR ROD ERE 
CONSUMIR COMO RATO RAPIDAMENTE 
 
 
46 
 
Com base nos conceitos iniciais expostos acima existem várias maneiras, mais elegantes, de se definir o 
fenômeno CORROSÃO que dependem da formação de cada observador: 
- PARA QUÍMICOS: A corrosão pode ser definida como um processo de óxido-redução, provocado pela 
diferença de eletronegatividade dos elementos químicos. 
- PARA MÉDICOS: A corrosão é uma doença incurável onde a única possibilidade é se pesquisar métodos de 
prolongar a vida do paciente (os metais). 
- PARA O POVO EM GERAL: Popularmente a corrosão é definida como um processo de deterioração. 
- PARA OS METALURGISTAS: Corrosão é a reversão do processo de produção do metal 
 
 
 
 
 
 
 
 - Diferença entre metalurgia e corrosão. 
 
No estudo do fenômeno CORROSÃO a definição considerada mais aceita é a seguinte: CORROSÃO É A 
DETERIORAÇÃO DAS PROPRIEDADES ÚTEIS DE