ELETROQUIMICA 1

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DA PARAÍBA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
DISCIPLINA – FISÍCO-QUÍMICA III
ELETROQUIMICA
PROF. – CONCEIÇÃO MACHADO
SISTEMA ELETROQUÍMICO
DEFINIÇÃO – Sistema em que existe uma diferença de potencial elétrico entre duas ou mais fases. 
 ELETROQUÍMICA
É o ramo da química que trabalha com o uso de reações químicas espontâneas para produzir eletricidade e com o uso da eletricidade para forçar as reações químicas não-espontâneas acontecerem.
Estudo da interação da eletricidade com as reaçõe s químicas.
CÉLULA ELETROQUÍMICA
Dispositivo constituído por dois eletrodos, ou condutores metálicos, em contato com um eletrólito, ou contudor iônico (solução, líquido ou sólido). O eletrodo metálico e o eletrólito constituem o compartimento eletródico (P. Atkins, 2008). 
CÉLULA ELETROLÍTICA - célula na qual um suprimento externo de energia elétrica é usado para realizar uma transformação física ou química.
PILHA GALVÂNICA – usada para fornecer energia elétrica, isto é, quando converte a energia livre de uma transformação física ou química em energia elétrica.
Transferência de elétrons de um reagente para outro
 2 Ag+ + Cu(s) Ag(s) + Cu2+
São estas trocas de elétrons explicam as reações eletroquímicas.
Esta reação pode ser realizado por dois caminhos fisicamente diferentes
		
Caminho 1: Colocar os reagentes em contato direto
Cuo
Ag+
Ag+
Cuo
Ago
Cu2+
Reações de Oxi-Redução
Célula Eletroquímica
Caminho 2: Separar os reagentes em um arranjo apropriado
Componentes de uma Célula Eletroquímica
Eletrodo de Cobre
e-
e-
Eletrodo de Prata
Ponte
Salina
(KCl sat.)
Cu(s) 
Cu2+ + 2e-
Ag+ + e-
Ag(s) 
[Cu2+] = 1.00 mol/L
[Ag+] = 1.00 mol/L
 2 condutores imersos em uma solução contendo eletrólitos (eletrodos)
 1 condutor eletrônico externo para permitir o fluxo de elétrons
 1 condutor iônico para evitar o contato direto dos reagentes e permitir o fluxo de íons
Ânodo (oxidação)
Cátodo (redução)
Célula Eletroquímica – Movimento de cargas
e-
e-
K+
K+
Cl-
Cl-
e-
e-
e-
e-
e-
Cu2+
Cu2+
Cu2+
SO4
2-
SO4
2-
-
Ag+
Ag+
NO3
NO3
NO3
e-
e-
e-
e-
e-
e-
Oxidação
Interface Eletrodo/solução
Interface Eletrodo/solução
Redução
AgNO3
CuSO4
 Elétrons deixam a célula galvânica no anodo (-), atravessam o circuito externo e entram no catodo (+). A fonte de elétrons é a oxidação no anodo, no caso acima, do Zn(s), que passam pelo circuito externo e causam redução no catodo, no caso acima, do Cu2+ (aq). O circuito é completado na célula pela migração dos íons através de uma parede porosa (1) ou de uma ponte salina (2).
Pilha de Daniel
(1)
(2)
Reação da célula
A reação que tende a processar-se espontaneamente numa célula é a soma de uma reação espontânea de oxidação no ânodo (terminal negativo) e de uma reação espontânea de redução no cátodo (terminal positivo).
Assim para a célula descrita no exemplo acima se tem a seguinte reação:
 Cu2+ + 2e-  Cu (s) (semi-reação de redução)  Catodo
 Zn (s)  Zn2+ + 2e- (semi-reação de oxidação)  Anodo
 Zn (s) + Cu2+ (aq)  Zn2+ (aq) + Cu (s)
Esta é a reação espontânea da célula e a queda de energia livre que lhe corresponde gera uma fem (tensão) positiva.
Se a reação da célula for invertida, Zn2+ (aq) + Cu (s)  Zn (s) + Cu2+ (aq), para a qual G  0 a fem correspondente terá um sinal negativo. 
Força eletromotriz (fem) ou potencial da célula, ().
Fem de uma célula  diferença de potencial elétrico entre os dois eletrodos quando a célula está em equilíbrio termodinâmico, isto é, em determinadas condições de temperatura, pressão e composição. Por isso, mede-se a fem em regime quase–estático (reversível), de modo que a corrente seja reduzida ao mínimo. Se a célula descarrega, sua composição se altera e com ela a fem.
Mede a tendência dos e- fluírem do ânodo para o cátodo através do circuito externo. Uma fem positiva é associada a uma reação espontânea e uma fem negativa a uma reação não espontânea.
Matematicamente temos:
		 célula = cátodo - ânodo
		
onde: cátodo  potencial de redução do cátodo
 ânodo  potencial de redução do ânodo
Quando duas soluções eletrolíticas de diferente composição são colocadas em contato, um potencial de desenvolve na interfase entre as duas soluções, o potencial de junção.
O potencial de junção tem sua origem na distribuição não equivalente de cátions e ânions na região de fronteira devido às diferenças nas velocidades de migração das espécies.
Ïons H+ e Cl- tenderão a difundir da região mais concentrada para a menos concentrada.
As setas indicam a mobilidade de cada íon.
Como a mobilidade do H+ é maior do que a do Cl- teremos uma diferença de cargas entre as duas regiões, surgindo assim uma diferença de potencial, Ej, que pode chegar a 30 mV ou mais.
Potencial de Junção Líquida
A contribuição da junção líquida ao potencial da pilha pode ser reduzida acoplando-se os compartimentos eletródicos a uma ponte salina.
Uma ponte salina, consiste em um tubo em U cheio de uma eletrólito forte, como KCl. O potencial de junção líquida depende da diferença entre o número de transporte do ânion e do cátion do sal. Se os números de transporte não forem muito diferentes, o potencial de junção líquida será pequeno (cerca de 1 ou 2mV) .
	
A ponte salina preenche três funções: 
Separa fisicamente os compartimentos eletródicos;
Provê a continuidade elétrica na célula;
Reduz o potencial de junção líquida. 
Potencial de Junção Líquida
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Diagrama da pilha de Daniel:
			Zn (s) | Zn2+ (aq) | Cu2+ (aq) | Cu (s)
Cada símbolo e fórmula representam a fase em que a substância ou espécie se encontra e as linhas verticais representam interfases ou junções. Geralmente se apresenta o ânodo na esquerda do diagrama. Isto significa que os e- deixam a célula para entrar no circuito externo, partindo de eletrodo que está escrito à esquerda. 
Quando uma ponte salina está presente para minimizar o potencial de junção líquida, escreve-se uma linha dupla vertical para dizer que a junção foi eliminada.
			Zn (s) | Zn2+ (aq) || Cu2+ (aq) | Cu (s)
Representação convencional da célula – Diagrma de célula
Classificação das células eletroquímicas
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
e-
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zn2+
Zinco Metálico
Solução de Zn2+
Interface Eletrodo-Solução 
Zn2+(metal) + 2e-(metal) 
Zn2+(sol.) + 2e-(sol.) 
Um sistema eletroquímico é um sistema heterogêneo onde existe uma diferença de potencial elétrico entre duas fases 
Potencial do eletrodo
Diferença de potencial entre as fases que o constituem, isto é,	
Seja um eletrodo constituído de um metal imerso na solução dos respectivos cátions (M|Mz+). A difusão de íons do sólido para a solução deixa e- excedentes no metal, enquanto a solução se carrega positivamente. 
 
M  Mz+ + ze- 
A diferença de potencial assim criada entre a solução e o metal tende a reduzir a velocidade desta reação de oxidação e acelerar a reação inversa de redução: 
Mz+ + ze-  M 
 Estabelecendo o equilíbrio 
Mz+ + ze- M
O eletrodo adquire um potencial de equilíbrio chamado potencial do eletrodo reversível, que fica determinado pela dupla capa elétrica que se instala na interface metal-solução. 
Potencial do eletrodo
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O potencial do eletrodo depende não só da natureza química das espécies em equilíbrio, mas também da sua atividade (concentração) e da temperatura.
Comparando o eletrodo de Zn com o de Cu, vê-se que a tendência do Zn libertar íon Zn2+ na solução é maior do que a do Cu libertar os íons Cu2+ nas mesmas condições, ou seja, o Zn se oxida mais facilmente do que o Cu. Portanto, concluímos que o potencial do eletrodo é uma medida que expressa a tendência da dupla redox de perder e-. Deve-se salientar
que é impossível conhecer o valor absoluto do potencial do eletrodo. Entretanto, é possível elaborar uma escala onde se coloca a afinidade por e- das duplas redox. Escolhendo um padrão, ao qual foi atribuído um potencial arbitrário, comparam-se as demais duplas redox com ele. 
 Dupla camada elétrica
Potencial Padrão da célula 
CONDIÇÕES PADRÃO:
atividade unitária para o íon em solução (corresponde ao íon na concentração 1 mol/L em solução ideal), 
1 bar de pressão para os gases,
a forma mais estável a 298 k para os sólidos.
Potenciais padrão do eletrodo (°)
A tensão produzida por um eletrodo não pode ser medida diretamente. O problema é contornado medindo-se a tensão de um dado eletrodo em relação a um eletrodo de referência ao qual se atribui um valor arbitrário. O eletrodo de referência escolhido por consenso internacional é o eletrodo padrão de hidrogênio (EPH), cujo potencial atribuído arbitrariamente é zero ( ).
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 ELETRODO PADRÃO DE HIDROGÊNIO:
Sobre a lamínula de platina flui o hidrogênio gasoso, sob pressão de uma atmosfera, entrando por um tubo lateral C e saindo pelos pequenos orifícios B de um tubo de vidro A que circunda a lamínula. Em virtude da formação periódica de bolhas, o nível do líquido no interior do tubo flutua e uma parte da lamínula fica alternativamente exposta à solução e ao hidrogênio. A parte inferior da lamínula fica continuamente imersa na solução, para evitar a interrupção da corrente elétrica. A ligação entre a lamínula de platina e um circuito externo se faz com mercúrio, que enche o tubo D.
Quando a célula é constituída com o eletrodo padrão de hidrogênio e mais um segundo eletrodo padrão, o potencial medido é atribuído apenas ao segundo eletrodo.
Valores de potenciais padrões de eletrodos são tabelados como potenciais de redução padrão, devido a um acordo internacional. Uma tabela de potencial padrão de redução pode ser empregada para: 
calcular a tensão de uma célula galvânica padrão; 
predizer a espontaneidade de reação, entre outros.
ELETRODOS SECUNDÁRIOS DE REFERÊNCIA
Usam-se preferentemente eletrodos do tipo metal-ânion de sal insolúvel, cujo potencial, numa dada temperatura, depende apenas da atividade dos ânions. O potencial destes eletrodos secundários é determinado, evidentemente, em relação ao EPH. 
Os eletrodos secundários mais usados são os de prata-cloreto de prata, em presença de uma solução saturada de KCl e os eletrodos de calomelano: 
KCl (solução saturada) | Hg2Cl2 | Hg,
 KCl (1N) | Hg2Cl2 | Hg 
KCl (0.1) | Hg2Cl2 | Hg.
KCl (solução saturada) | AgCl | Ag
Para uma reação que ocorre numa pilha, o trabalho elétrico máximo Wmax, elet, que pode ser realizado é igual a fem produzida pela célula multiplicada pela quantidade de carga elétrica, Q, que passa no circuito externo:			
onde: n  quantidade de transportadores de cargas
 F  é a constante de Faraday
Como a diminuição da energia livre (G) para um processo que se realiza a temperatura e pressão constantes é igual ao trabalho máximo teórico, temos que:	
No estado padrão temos:			
Energia livre padrão e fem da célula
Efeito da concentração sobre a tensão da célula - Equação de Nernst
Por definição temos que a variação de energia livre, G, de qualquer reação e a variação de energia livre padrão, G°, estão relacionados por meio da seguinte equação:	
onde Q é um quociente apropriado de atividades. Para uma reação redox: 
Que é a equação de Nernst, para uma reação redox.
Substituindo-se os valores: R = 8,314 J / mol K
	 T = 298,15 K
	 F = 96.487 C
Temos			
	 
Potencial padrão e constante de equilíbrio
Para uma reação redox em equilíbrio temos  = 0 e Q = K. Dessa forma a equação de Nernst torna-se:			
onde K é a constante de equilíbrio da reação química.
Esta equação nos permite prever a constante de equilíbrio a partir do potencial padrão da pilha.
Espécies de eletrodos
ELETRODO METAL – ÍON METÁLICO – consiste em um eletrodo metálico em contato com uma solução contendo íons do metal.
Ex.: prata em uma solução de nitrato de prata. 
Diagrama: Ag+ (aq) | Ag (s), 
semi-reação: Ag+ (aq) + e-  Ag (s)
Reação genérica: Mn+ + ne-  M 
Par redox: Mn+/M
Diagrama: Mn+|M
Equação de Nernst
 
2. ELETRODO GÁS – ÍON – consiste de um gás em contato com seu ânion ou cátion em solução. O gás é borbulhado na solução e o contato elétrico é feito mediante um metal inerte (platina ou ouro).
O exemplo mais importante é o eletrodo de hidrogênio. O gás hidrogênio purificado é borbulhado sobre um eletrodo de platina em contato com uma solução ácida. Na superfície do eletrodo estabelece-se o equilíbrio 
2H+ (aq) + 2e- (Pt) H2 (g)
O diagrama deste equilíbrio quando funciona como cátodo é: H+ (aq) | H2 (g)| Pt (s). 
Reação genérica: X+(aq) + e-  1/2X2(g) 
Par redox: X+/X2
Diagrama: X+(aq)|X2(g)|Pt(s). 
Equação de Nernst
Reação genérica: 1/2X2(g) + e-  X-(aq) 
Par redox: X2/X-
Diagrama: X-(aq)|X2(g)|Pt(s). 
Equação de Nernst
ELETRODO METAL – ÂNION DE SAL INSOLÚVEL - consiste num metal impregnado com um sal insolúvel do metal e imerso numa solução que contém ânions do sal.
 Ex.: eletrodo de prata – cloreto de prata, 
Reação: AgCl (s) + e- Ag (s) + Cl- (aq)
Par redox: AgCl/Ag,Cl-
Diagrama: Cl-|AgCl|Ag (s)
Equação de Nernst
Reação genérica: MX(S) + e-  M(S) + X-(aq) 
Par redox: MX/M,X-
Diagrama: X-(aq)|MX(s)|M(s)
Equação de Nernst
4. ELETRODO DE “ÓXIDO – REDUÇÃO” INERTES – consiste em um pedaço de fio metálico inerte (platina), em contato com uma solução de uma substância em dois estados de oxidação diferentes. Neste eletrodo, ambos os reagentes e produtos se encontram em solução. 
Ex.: eletrodo férrico – ferroso
Reação: Fe3+ (aq) + e-  Fe2+ (aq) 
Par redox Fe3+/ Fe2+
diagrama é. Fe3+, Fe2+ (aq)|Pt (s)
A vírgula na representação do eletrodo indica que ambos os íons férrico e ferroso se encontram na mesma fase, neste caso, a solução.
Equação de Nernst: 		
Reação genérica : M2+ (aq) + e-  M+ (aq) 
Par redox M2+/M+
Diagrama: M2+,M+(aq)|Pt (s)
Equação de Nernst:
Determinação do ° de um eletrodo
Seja por exemplo a determinação do ° para o eletrodo prata – íon prata através da célula: EPH || Ag+ | Ag
A fem da célula e dada por: 
como 
 tem-se que 
A reação da célula é: Ag+ + e-  Ag e a força eletromotriz é dada pela equação de Nernst como:
 
Numa solução iônica, a atividade de um íon pode ser representada pela atividade iônica média 
Se a solução contém apenas íon nitrato, então, 
Dessa forma: 
Se as medidas forem realizadas em soluções suficientemente diluídas para que a lei limite de Debye-Huckel, seja válida, então, 
onde A é uma constante. Assim, podemos reduzir a equação para :
A partir das medidas de  e m, o primeiro membro dessa equação pode ser calculado. O primeiro membro é colocado em função de m1/2; a extrapolação da curva para m1/2 = 0 fornece o valor de ° para o eletrodo prata – íon prata.
Determinação das atividades e dos coeficientes de atividades a partir da fem de células
Seja por exemplo a célula : Pt|H2|H+,Cl-|AgCl|Ag
As reações dos eletrodos são:
 ½ H2 (g) H+ (aq) + e- (Pt)
 
AgCl (s) + e- Ag (s) + Cl- (aq)
Reação global:
AgCl (s) + ½ H2 (g) H+ (aq) + Cl- (aq) + Ag (s) 
A fem da reação pela equação de Nernst é:
Fazendo as atividades das fases sólidas iguais a unidade e escolhendo a pressão de hidrogênio de modo que , obtemos a equação:
Introduzindo a atividade média dos íons
Onde:
A equação do potencial fica:
Tendo-se determinado ° mediante a extrapolação descrita na seção anterior, vemos que os valores de  determinam os valores de  para qualquer valor de m. Este método é importante para se determinar dados precisos de coeficientes de atividade iônicos
Variação da fem da célula com a temperatura
Derivando a equação em relação à temperatura, obtemos: 
Como H = G + TS, temos:
Determinação do pH
"pH" é um termo que expressa a intensidade da condição ácida ou básica de um determinado meio. É definido como o cologarítmo decimal da concentração efetiva ou atividade dos íons hidrogênio.
A determinação do pH é feita com a utilização de um potenciômetro e eletrodos. O princípio da medição é ama relação linear existente entre o pH de uma solução e a fem de uma célula constituída de:
um eletrodo reversível em relação aos íons hidrogênio (eletrodo indicador)
um eletrodo de referência
uma junção liquida.
A sonda de pH é um “eletrodo combinado”, ou seja, um conjunto de dois eletrodos montados no mesmo suporte. O seu funcionamento baseia-se no fato de se estabelecer uma diferença de potencial entre um dos eletrodos sensível à presença de íons H3O+ e os referidos íons em solução. Esta diferença é medida em relação a um eletrodo de referência cujo potencial não varia com o pH
do meio.
O potencial de junção líquida pode ser eliminado ou reduzido mediante uma ponte salina: o seu valor é desconhecido mas pode ser considerado constante. Como o eletrodo de referência também possui um potencial constante, a fem da célula depende apenas do potencial do eletrodo indicador imerso na solução-problema.
Cada potenciômetro define uma escala operacional de pH que se constrói calibrando o aparelho com o auxílio de soluções-tampão de pH conhecido.
Diversos eletrodos reversíveis em relação ao íon hidrogênio podem ser usados como eletrodos indicadores.
Determinação do pH
Eletrodo de hidrogênio 
Como eletrodo reversível aos íons hidrogênio, o mais natural é o próprio eletrodo de hidrogênio. A célula tem como diagrama: Pt|H2(1atm)|H+(sol)||eletrodo de referência, onde o eletrodo de referência é comumente um dos eletrodos de calomelano.
A equação de Nernst para o eletrodo de hidrogênio a esta pressão é:
Determinação do pH
A fem da célula é dada por:
O eletrodo de hidrogênio, no entanto, não é bem adaptado para uso universal especialmente em trabalho de campo ou em soluções contendo espécies químicas contaminantes do eletrodo. 
Assim, um outro eletrodo, o de vidro, é comumente utilizado
Eletrodo de vidro
Quando se interpõe uma fina membrana de vidro entre duas soluções com diferentes concentrações de íons hidrogênio, os íons da solução mais concentrada tendem a migrar através da membrana para a solução mais diluída, originando-se uma fem cuja grandeza depende da diferença de pH entre as duas soluções, segundo uma equação da forma:
Determinação do pH
onde ’ é uma constante que depende das características individuais de cada eletrodo de vidro.
Para medir o pH de uma solução-problema com o auxílio de uma membrana de vidro, a atividade dos íons hidrogênio da outra solução deve ser mantida inalterável. A equação fica, então,
Determinação do pH
Tal como no eletrodo de hidrogênio a fem da célula é dada por:
O eletrodo de vidro constitui-se num dos melhores medidores de pH até o presente. Ele não se envenena facilmente, não é afetado por agentes oxidantes ou redutores, nem por compostos orgânicos. Mas o vidro é atacado por soluções fortemente alcalinas e, alem disso, acima de um pH = 9, o potencial do eletrodo é afetado por outros cátions em solução, principalmente sódio. Todavia, novas composições de vidro têm sido elaboradas que permitem bons resultados ate pH = 13 ou 14.
As células de concentração são constituídas de semicélulas de idêntica natureza química, mas que diferem quanto à concentração de um componente. As reações eletroquímicas que se verificam numa célula de concentração têm como resultado líquido a transferência de um componente da região de maior atividade para a região de menor atividade.
Células de concentração
Células de concentração de eletrodo - eletrodos de amálgama 
O diagrama desta célula - Hg, Zn (a1) | Zn++ | Zn (a2), Hg.
As reações parciais e a reação total da célula são
O potencial padrão da pilha é nulo, pois a pilha não pode gerar corrente através de um circuito esterno quando os dois compartimentos eletródicos forem idênticos. Neste caso, a equação de Nernst para a reação da célula fica:
Células de concentração
Portanto, se a1  a2, a fem da célula será positiva e dependerá apenas da razão entre as atividades do zinco nos eletrodos e não da atividade dos íons zinco na solução. O fenômeno espontâneo, responsável pela fem da célula é simplesmente a transferência do zinco do eletrodo em que sua concentração é maior para o eletrodo em que sua concentração é menor.
Um outro exemplo de célula de concentrado do eletrodo é uma célula constituída de dois eletrodos de um mesmo gás, a diferentes pressões, imersos num mesmo eletrólito. A fem desta célula tem a sua origem na tendência do gás em transferir-se da região de maior pressão para a região de menor pressão.
Células de concentração
Células de concentração de eletrólito sem junção líquida
Seja a célula sem junção líquida: Pt | H2 (1atm) | HCl (sol.) | AgCl | Ag
As reações parciais e a reação total desta célula são:
Duas destas células, diferindo apenas quanto à concentração do eletrólito, ligadas em oposição, Fig. III.8, resultam numa célula de concentração de eletrólito sem junção líquida, cuja diagrama é o seguinte:
 Pt | H2 (1atm) | HCl (a1) | AgCl | Ag - Ag | AgCl | HCl (a2) | H2 (1atm) | Pt
Células de concentração
As reações parciais e a reação total desta célula são:
Como se vê, o efeito líquido das reações da célula é a conversão de um mol de HCL (sol) de atividade (a2) num mol de HCL (sol) de atividade (a1).
Células de concentração
Esquema de célula de concentração de eletrólito sem junção líquida
Células de concentração
A equação de Nernst para a reação da célula na qual ° = 0, sera:
Sendo o HCl um eletrólito forte e uni-univalente, a sua atividade é dada pelo quadrado da atividade iônica média. Neste caso, a equação acima torna-se:
Células de concentração deste tipo podem ser constituídas pela associação de quaisquer células químicas sem junção líquida
Células de concentração
Células de concentração de eletrólito com junção líquida
Estas células são constituídas de duas semicélulas de mesma natureza química, diferindo quanto à concentração das soluções eletrolíticas em contato. Seja a célula representada pelo diagrama: 
Pt | H2 (1atm) | HCl (a1) | HCl (a2) | H2 (1atm) | Pt, onde a2  a1.
A fem desta célula é determinada pelos potenciais dos eletrodos e pelo potencial de junção líquida. A reação global da célula é resultante das reações dos eletrodos e do processo de transferência na junção líquida.
A passagem de um faraday de eletricidade pela célula é acompanhada das seguintes reações:
Células de concentração
Nos eletrodos
Na junção líquida
Um faraday de eletricidade negativa percorre o circuito externo do ânodo ao cátodo e internamente do cátodo ao ânodo. Este faraday é transportado em parte pelo ânion Cl- da direita para a esquerda e em parte pelo cátion H+ da esquerda para a direita.
Células de concentração
1F
t- Cl-
t+ H+
(a1)
(a2)
Essa transferência é representada
pelas equações:
Células de concentração
Somando-se os processos que acompanham a produção de um faraday, temos:
Como t+ + t- = 1, tem-se:
Ou
Portanto, o processo eletroquímico global que acompanha a produção de um faraday é a transferência de t- móis de HCl da solução em que sua atividade é (a2) para a solução em que a atividade é (a1), sendo a2  a1.
A fem da pilha é dada então por:
Células de concentração
Para um eletrólito uni-univalente, tem-se:
Esta é a expressão da fem de qualquer célula de concentração com junção líquida, cujos eletrodos são reversível ao cátion. 
Células de concentração
Analogamente pode-se deduzir que a fem de uma célula de concentração com junção líquida, cujos eletrodos são reversível ao ânion é dada por: 
Neste caso, a1 deve ser maior do que a2 para que a reação seja espontânea. Exemplo deste tipo de célula é:
 
Ag | AgCl | HCl (a1) | HCl (a2) | AgCl | Ag. 
JESUS TE ABENÇOE!