aula 8 pilhas

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Eletroquímica 
Células galvânicas e eletrolíticas 
• Dispositivo no qual uma reação química espontânea 
gera energia elétrica é chamado de célula galvânica 
 – Ex.: pilha 
• Dispositivo no qual energia elétrica é consumida para 
efetuar uma reação química não-espontânea é 
denominado de célula eletrolítica 
 – Ex.: gerador eletrolítico de cloro 
Células galvânicas 
• Como pode uma reação espontânea ser 
usada para gerar uma corrente elétrica? 
A pilha de Daniell 
Introdução 
O que aconteceu nessa experiência? 
Transferência eletrônica direta 
• Processo exotérmico e a maior parte da 
energia liberada é na forma de calor 
Transferência eletrônica direta 
Houve uma reação de oxi-redução 
Zn0  Zn2+ + 2e- (oxidação) 
 
Cu2+ + 2e-  Cu0 (redução) 
a reação Zn0 + Cu2+  Zn2+ + Cu0 é espontânea, enquanto que a reação inversa 
Zn2+ + Cu0  Zn0 + Cu2+ é não espontânea (não ocorre). 
Pillha de Daniell 
• O avanço da telegrafia criou uma necessidade por 
uma fonte elétrica confiável e estável 
• Inventada pelo químico britânico John Daniell em 
1836 
 
Pillha de Daniell 
• Daniell percebeu que esses elétrons poderiam ser 
transferidos do Zn para os íons Cu2+ por um fio 
condutor externo, produzindo CORRENTE 
ELÉTRICA 
Pillha de Daniell 
• Daniell percebeu que esses elétrons poderiam ser 
transferidos do Zn para os íons Cu2+ por um fio 
condutor externo, produzindo CORRENTE 
ELÉTRICA 
Célula de Daniell 
Semi-reação de redução 
2e- + Cu2+(aq)  Cu(s) 
Semi-reação de oxidação 
Zn(s)  Zn
2+(aq) + 2e- 
Células galvânicas 
• Apresentam dois eletrodos imersos em 
soluções de eletrólitos separadas por 
membrana porosa ou ponte salina; 
• O eletrodo onde ocorre oxidação é 
chamado anodo e o elétrodo onde ocorre 
redução é chamado catodo 
Células galvânicas 
• Os compartimentos da célula galvânica são 
chamados de semicélulas; nas semicélulas 
ocorrem as semi-reações de oxidação e 
redução 
• Com o circuito fechado há fluxo de elétrons 
do anodo para o catodo 
Células galvânicas 
Células galvânicas 
Ponte salina: 
Tem a mesma função da membrana porosa: 
manter as soluções eletricamente neutras 
pela troca de íons; 
Os ânions fluem para o anodo, e os cátions 
para o catodo; 
 
Contém um sal (composto iônico) incorporado 
em um gel 
Células galvânicas 
• Há corrosão do eletrodo que sofre oxidação, 
e deposição no eletrodo que sofre redução. 
Notação das células 
• Diagrama de célula 
 Mostra os componentes da célula de maneira 
simbólica 
 Anodo (onde ocorre a oxidação) na esquerda 
 Catodo (onde ocorre a redução) na direita 
• Fronteira entre fases representada por | 
• Fronteira entre meias-células (geralmente a ponte 
salina) representada por || 
Zn(s)|Zn
2+
(aq)|| Cu
2+
(aq)|Cu(s) 
anodo (-) catodo (+) 
Notação das células 
• Força eletromotriz, Ecel 
 É a diferença de potencial entre catodo e 
anodo (medida à corrente = 0) 
 Os elétrons fluem do anodo para o catodo 
devido à diferença na energia potencial. A 
energia potencial dos elétrons é maior no 
anodo do que no catodo 
Zn(s)|Zn
2+
(aq)|| Cu
2+
(aq)|Cu(s) E = + 1,10 V 
ânodo (-) cátodo (+) 
Como escrever a reação de célula a 
partir de um diagrama de célula 
 Procedimento: 
1. Escrever a equação do eletrodo à esquerda do 
diagrama da célula como uma semi-reação de oxidação 
2. Escrever a equação do eletrodo à direita do diagrama 
da célula como uma semi-reação de redução 
3. Balancear o número de elétrons 
 
Se a fem da célula for > 0 = espontânea no sentido escrito 
 < 0 = reação inversa será espontânea 
Notação das células 
Zn(s)|Zn
2+
(aq)|| Cu
2+
(aq)|Cu(s) E = + 1,10 V 
ânodo (-) cátodo (+) 
 
Esquerda: Zn(s)  Zn
2+
(aq) + 2 e
- 
Direita: Cu2+(aq) + 2 e
-  Cu(s) 
 
Total: Zn(s) + Cu
2+
(aq)  Zn
2+
(aq) + Cu(s) 
Potencial padrão de eletrodo 
• Não é possível determinar o potencial de um 
 eletrodo individual 
• Escolhe-se, portanto, um zero arbitrário: 
 
o Eletrodo Padrão de Hidrogênio, (EPH) 
Eletrodo padrão de hidrogênio 
Tubo de vidro 
para conter 
H2(g) 
Eletrodo de Pt(s) 
fio de Pt 
bolhas de 
H2 
Diagrama do EPH 
 
quando atua como catodo: 
H+(aq) |H2(g)|Pt(s) 
2 H+(aq) + 2 e
-  H2(g) E° = 0 V 
 
quando atua como anodo: 
Pt(s)|H2(g) | H
+
(aq) 
H2(g)  2 H
+
(aq) + 2 e
- E° = 0 V 
1 atm 
H+ 1 mol/L 
Potencial de eletrodo padrão, E° 
• E° é definido por acordo internacional. 
• É a tendência de um processo de redução 
ocorrer em um eletrodo. 
– Todas as espécies iônicas presentes com 1 
mol/L a 25 oC 
– Todos os gases com pressão de 1 atm a 25 °C 
 
Potencial de eletrodo 
Cu2+ + 2 e- → Cu 
 
Pt (s)| H2(g)| H
+(aq)|| Cu2+ (aq)| Cu(s) Eo = 0,34 V 
 anodo catodo 
 
Eocel = E
o
C - E
o
A 
 
? /
o
2  CuCuE
Potenciais padrão de célula 
Pt (s)| H2(g)| H
+(aq)||Cu2+ (aq)| Cu(s) 
 
 
 
 
 
 
 
 Cu2+ (aq) + H2(g) → Cu(s) + 2 H
+(aq) 
VEocel 34,0
V 0,34 E
V 0 - E V 34,0
E -E E
E - E E
o
/CuCu
o
/CuCu
o
/HH
o
/CuCu
o
cel
o
A
o
C
o
cel
2
2
2
2







Potenciais padrão de célula 
Zn(s) |Zn2+ (aq) ||H+(aq) |H2(g)|Pt (s) 
 
 
 
 
 
 
 
 
Zn(s) + 2 H+(aq) → Zn2+(aq) + H2 (g) 
V 0,76 - E
E - V 0 V 76,0
E- E E
E - E E
o
/ZnZn
o
/ZnZn
o
/ZnZn
o
/HH
o
cel
o
A
o
C
o
cel
2
2
2
2







VEocel 76,0
Determinação do potencial de 
redução padrão 
anodo catodo anodo catodo 
Agentes oxidantes e redutores 
• Quanto mais positivo o Ered, mais forte é o agente 
oxidante 
• Quanto mais negativo o Ered , mais forte é o agente 
redutor 
 
Utilizando potenciais padrão, (Eo) 
Baterias ou pilhas 
Algumas baterias são: 
• pilhas primárias 
• A reação na célula não é reversível (não podem ser 
recarregadas) 
• pilhas secundárias 
• A reação da célula pode ser revertida passando-se uma 
corrente elétrica pela célula (recarga) 
• células a combustível 
• Materiais atravessam a bateria, que converte energia 
química em eletricidade 
Célula de Leclanché (seca) 
Célula de Leclanché (seca) 
Oxidação: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e- 
 
Redução: 2 MnO2(s) + H2O(l) + 2 e
-→ Mn2O3(s) + 2 OH
- 
 
Reação ácido-base: NH4
+ + OH-→ NH3(g) + H2O(l) 
 
Reação de precipitação: 4NH3 + Zn
2+(aq) + Cl- → 
 [Zn(NH3)4]Cl2(s) 
Proteção catódica 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Mg2+(aq) + 2e-  Mg(s) Ered = -2,36 V 
Fe2+(aq) + 2e-  Fe(s) Ered = -0,44 V 
Proteção de um metal contra corrosão 
tornando-o catodo em uma cela eletroquímica 
é conhecida como proteção catódica. O metal 
que é oxidado enquanto protege o catodo é 
chamado de anodo de sacrifício. 
Anodo circundado por uma mistura de gesso 
natural, sulfato de sódio e argila para 
promover a condutividade dos íons. 
Eletrólise 
• Reação não espontânea provocada pela energia 
elétrica proveniente de um gerador 
• Processo inverso ao da pilha. 
 
Célula Galvânica: 
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) Ecel= 1,103 V 
 
Célula Eletrolítica: 
Zn2+(aq) + Cu(s) → Zn(s) + Cu2+(aq) Ecel= -1,103 V 
Eletrólise – célula voltaica 
Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s) Ecel = 1,10 V 
Eletrólise 
• Célula eletrolítica 
• e- é o reversode 
 uma célula voltaica 
• a bateria deve ter uma 
 voltagem superior a 
 1,10 V de modo a 
 forçar a reação 
 não-espontânea 
 
Eletrólise 
Nas células eletrolíticas, o ânodo é positivo e o cátodo é 
negativo. (Em células galvânicas, o ânodo é negativo e o 
cátodo é positivo.) 
Eletrólise 
Dois tipos: 
ígnea 
Nas condições ambiente os compostos iônicos são sólidos 
Não conduzem corrente elétrica 
Por aquecimento os compostos iônicos fundem-se e, no estado fundido, 
conduzem corrente elétrica. 
Eletrólise – produção de sódio 
Catodo: 2Na+(l) + 2e-  2Na(l) 
Anodo: 2Cl-(l)  Cl2(g) + 2e
- 
 2Na+(l) + 2Cl-(l)  2Na(l) + Cl2(g) 
 
Polo negativo Polo positivo