Química Tecnológica - Lista 08 de exercícios extras - (Pilhas)

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1 
Eletroquímica – Pilhas 
 
 
 
 
Colégio Salesiano Sagrado Coração 
 
Aluna(o): _____________________________________________ Nº: _________ Turma: 3º ano ________ 
Recife, ______ de ________________ de 2013 
Disciplina: Química Professor: Eber Barbosa 
Eletroquímica – Pilhas 
] 
 
01 – Introdução 
 
 Eletroquímica é o estudo das relações existentes entre os fenômenos elétricos e as reações químicas. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
02 – Conceitos Fundamentais 
 
 Corrente Elétrica – Movimento ordenado de cargas (elétrons, cátions, ânions). Esse deslocamento de cargas pode 
ser obtido, por exemplo, durante as reações químicas em que átomos cedem e recebem 
elétrons, conforme ilustrado abaixo... 
 
 Na + C Na+C– 
 
 
 
 
 
 Oxidação – É a perda de elétrons acompanhada de aumento de carga. 
 
 Redução – É o ganho de elétrons acompanhado de redução de carga. 
 
 Reação de oxi-redução – É aquela em que ocorre oxidação e redução, simultaneamente, ou seja, ocorre 
transferência de elétrons gerando um fluxo de elétrons 
 
 Agente oxidante – Reagente que provoca a oxidação de outra espécie. Oxidante é a espécie que sofre redução. 
 
 Agente redutor – Reagente que provoca a redução de outra espécie. Redutor é a espécie que sofre oxidação. 
 
Agente oxidante = Espécie reduzida 
Agente redutor = Espécie oxidada 
 
Exemplo: Cu+2(aq) + Zn
0
(s) ⇄ Cu
0
(s) + Zn
+2
(aq) 
 
 
 
 
 
Observações: Um bom agente redutor apresenta forte tendência de se oxidar, ou seja, elevado potencial de oxidação. 
 Um bom agente oxidante apresenta forte tendência de se reduzir, ou seja, elevado potencial de redução. 
Reação Química Corrente Elétrica 
Pilha 
(Espontâneo, ΔG < 0) 
Eletrólise 
(Não espontâneo, ΔG > 0) 
 
Redução do nox = redução 
Aumento do nox = oxidação 
Cu+2(aq) = é o agente oxidante. 
 
Zn0(s) = é o agente redutor 
Consumo de energia livre. 
Liberação de energia livre, que possibilita realização 
de trabalho útil. 
Ganhou elétron = Redução 
Perdeu elétron = Oxidação 
RECIFE 
 
 2 Eletroquímica – Pilhas 
 Potencial de redução (Ered) – Valor numérico que expressa, relativamente, a tendência de ganhar elétrons 
apresentada por uma espécie química. 
 
 Potencial de oxidação (Eoxid) – Valor numérico que expressa, relativamente, a tendência de perder elétrons, 
apresentada por uma espécie química. 
 
 Ânodo – Região que emite elétrons. 
 
 Cátodo – Região que recebe elétrons. 
 
 Eletrôdo – É o conjunto formado por uma barra metálica* e uma solução de um de seus sais. O objetivo do sal é 
 fornecer cátions do mesmo elemento químico da barra metálica. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Exemplo: Eletrodo de prata = placa de prata metálica mergulhada em 
 solução aquosa de cátions prata. 
 
 
 
 
 Pilha – Também chamada de célula ou cela galvânica é o dispositivo espontâneo que produz corrente 
elétrica a partir de reações de oxi-redução. 
 
 
03 – Pólos Positivos e Negativos 
 
 
 Em processos espontâneos 
 
 
 
 
 
 Em processos não espontâneos 
 
 
Demonstrações: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
* Nem sempre o eletrodo é 
metálico, como ocorre no 
eletrodo padrão de hidrogênio 
que será posteriormente 
estudado. 
Ag0(S) 
Ag+(aq) 
Solução de um sal do metal M 
MxAy 
M
+y
(aq) 
A–x(aq) 
Placa metálica do 
metal M 
No ânodo ocorre oxidação. 
No cátodo ocorre redução. 
Importante: 
Elétrons, que são cargas negativas, se afastam do pólo negativo. 
Dessa forma o pólo negativo é chamado de ânodo. 
 
Elétrons, que são cargas negativas, se aproximam do pólo positivo. 
Dessa forma o pólo positivo é chamado de cátodo. 
 
Elétrons, que são cargas negativas, se aproximam do pólo negativo. 
Dessa forma o pólo negativo é chamado de cátodo. 
 
Elétrons, que são cargas negativas, se afastam do pólo positivo. 
Dessa forma o pólo positivo é chamado de ânodo. 
 
Atuando como câtodo 
porque dele se 
aproximam os elétrons 
Atuando como ânodo 
porque dele se 
afastam os elétrons 
Processo espontâneo – Pilha 
Pólo 
positivo 
Pólo 
negativo 
 – 
Elétron Deslocamento 
espontâneo 
 – 
Pólo 
positivo 
Pólo 
negativo 
Elétron Deslocamento 
forçado 
Atuando como ânodo 
porque dele estão se 
afastando os elétrons 
Atuando como câtodo 
porque dele se 
aproximam os elétrons 
Processo não espontâneo – Eletrólise 
 
 
 3 Eletroquímica – Pilhas 
04 – Interpretando as Reações de Oxi–redução 
 
4.A – Redução de Cátions Metálicos 
 
 Zn+2(aq) + 2 e
– ⇆ Zn0(s) .... podemos imaginar uma solução aquosa de cátions zinco recebendo 
elétrons através de um material condutor, produzindo zinco sólido... 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
4.B – Oxidação de Metais 
 Zn0(s) ⇆ Zn
+2
(aq) + 2 e
– 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Não esqueça: 
 
Zn+2(aq) + 2 e
– ⇆ Zn0(s) Zn
0
(s) ⇆ Zn
+2
(aq) + 2 e
– 
 
 
 
 
4.C – Oxi–reduções 
 
Nas reações de oxi-redução a variação da carga está relacionada à quantidade elétrons transferidos. 
 
 Cu+2(aq) + Zn
0
(s) ⇄ Cu
0
(s) + Zn
+2
(aq) 
 
 
 
 
Esses cátions zinco ganham elétrons e 
são retirados da solução. 
 
Com o tempo essa solução torna-se 
menos concentrada em cátions zinco. 
 
O metal zinco se forma à medida que 
os cátions são retirados da solução 
 
Ocorre um acúmulo de massa de 
zinco sólido. 
e
–
 
e
–
 
e
–
 
Zn+2(aq) 
Cátions zinco estão se 
formando e “mergulhando” na 
solução, aumentando cada vez 
mais a concentração da solução 
aquosa de cátions zinco. 
 
Os cátions 
não são sólidos. 
e– e– 
Zn0(s) 
Início 
Fim 
Fim 
Imagine agora uma placa de zinco sólida 
perdendo elétrons e se desmanchado, se 
desfazendo e caindo na solução na forma de 
cátions... 
(coitadinha da placa de zinco). 
 
Nas equações químicas: 
elétron escrito nos reagentes significa 
elétron absorvido 
 
Zn0(s) 
Zn
+2
(aq) 
Importante não esquecer: a 25oC e 1atm 
 
 O metal neutro é sólido. 
 
 O cátion metálico é aquoso. 
Nas equações químicas: 
elétron escrito nos produtos significa 
elétron liberado 
 
Zn+2(aq) 
e– 
e– 
e– 
Zn+2(aq) 
Zn+2(aq) 
Zn+2(aq) Início 
 
O cátion cobre ganhou 2 e–. 
O metal zinco perdeu 2 e
–
. 
1 mol de metal zinco 
perdeu 2 mol de elétrons para 
1 mol de cátions cobre 
 
 4 Eletroquímica – Pilhas 
05 – Tabela de Potenciais de Redução 
 
 Expressa matematicamente a tendência relativa de ganhar elétrons das espécies químicas. 
 
A+3(aq) + 3 e
– ⇄ A (s) Ered = – 1,66 volts 
Fe
+2
(aq) + 2 e
–
 ⇄ Fe(s) Ered = – 0,44 volts 
Ag
+1
(aq) + 1 e
–
 ⇄ Ag(s) Ered = + 0,80 volts 
 
 
 O cátion alumínio em comparação com os demais cátions... 
 
O cátion alumínio apresenta a menor tendência de ganhar elétrons (menor potencial de redução). 
Conseqüentemente apresenta um elevado potencial de oxidação, ou seja, possui forte tendência de ceder 
elétrons para as demais espécies desta tabela. A(s) ⇄ A
+3
(aq) + 3 e
–
 Eoxid = + 1,66 volts 
Seo cátion alumínio tem forte tendência de sofrer oxidação, deve ser um bom agente redutor. 
 
 Com relação ao cátion prata comparado aos demais cátions da tabela acima.... 
 
O cátion prata apresenta a maior tendência de ganhar elétrons (maior potencial de redução). 
Conseqüentemente apresenta um baixo potencial de oxidação, ou seja, não tende a ceder elétrons para as 
demais espécies desta tabela (deve ser um bom agente oxidante). 
 
 Vamos nos certificar de que você entendeu. Para isso considere uma lâmina de alumínio adequadamente 
interligada a uma lâmina de ferro (considere as lâminas mergulhadas em soluções aquosas de seus sais). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Comentários Adicionais: 
 
Reação anódica: A0(s) ⇆ A
+3
(aq) + 3 e
– Eoxi = + 1,66 volts (O metal Aℓ(s) cede elétrons e sofre oxidação). 
 
Reação catódica: Fe
+2
(aq) + 2 e
– ⇆ Fe0(s) Ered = – 0,44 volts (O ânion Fe
+2
(aq) absorve elétron e sofre redução). 
 
Importante: Para se obter a equação global deve-se igualar o número de elétrons das duas reações parciais porque a 
quantidade de eletros cedidos é igual à quantidade de elétrons recebidos. 
 
 2 A0(s) ⇆ 2 A
+3
(aq) + 6 e
– Eoxi = + 1,66 volts
 
 
 3 Fe+2(aq) + 6 e
– ⇆ 3 Fe0(s) Ered = – 0,44 volts 
 
Reação global: 2 A0(s) + 3 Fe
+2
(aq) ⇆ 2 A
+3
(aq) + 3 Fe
0
(s) ΔE = + 1,22 volts 
 
 
Leitura dessa reação global: 2 mols de alumínio sólido cedem 6 mols de elétrons para 3 mols de cátions ferro... 
 
e– e– 
Os cátions Fe+2(aq)
 tendem a ganhar elétrons. 
Os cátions Fe+2(aq) sofrem redução. 
Atuam como agente oxidante. 
Cátodo do sistema espontâneo. 
Polo positivo do sistema espontâneo. 
Haverá um acúmulo de massa sobre a placa de ferro. 
Os átomos metálicos Aℓ(s) tendem a perder elétrons. 
Os átomos de Aℓ(s) sofrem oxidação. 
Atuam como agente redutor. 
Ânodo do sistema espontâneo. 
Polo negativo do sistema espontâneo. 
Haverá uma corrosão ou perda de massa da placa de alumínio. 
+ 
Fe+2(aq) Fe
+2
(aq) 
Perceba que os potenciais 
não foram multiplicados ao 
se multiplicar cada reação. 
e– 
Maior ERed 
(Tende a ganhar e–) 
Menor ERed 
(Tende a perder e–) 
Considerando que... 
A+3(aq) + 3 e
– ⇆ A(s) Ered = – 1,66 volts 
 
Fe+2(aq) + 2 e
– ⇆ Fe(s) Ered = – 0,44 volts 
A(s) 
A+3(aq) 
A+3(aq) 
A+3(aq) 
A+3(aq) 
A+3(aq) 
A+3(aq) 
A(s) 
A(s) 
Fe(s) 
Fe+2(aq) 
Fe+2(aq) Fe+2(aq) 
Fe+2(aq) 
 
 
 5 Eletroquímica – Pilhas 
 
 
 
 
01 – (UFPE – 1a fase/2001) As pilhas de níquel-cádmio, que viabilizaram o uso de telefones celulares e computadores 
portáteis, são baseadas na seguinte reação: 
 
Cd(s) + NiO2(s) + H2O(l)  Cd(OH)2(s) + Ni(OH)2(s). 
 
Considerando este processo, quantos mols de elétrons são produzidos por mol de cádmio consumido? 
 
a) 0,5 b) 1 c) 2 d) 3 e) 4 
 
 
02 – (UFPE – Vitória e Caruaru/2007) A história das pilhas é antiga. Em 1600, Otto Von Guericke inventou a primeira 
máquina para produzir eletricidade. Os outros pesquisadores como Galvani, Volta e Daniell também se dedicaram ao 
desenvolvimento de células eletroquímicas. A célula de Daniell (ou pilha de Daniell) é um exemplo antigo de célula 
galvânica. Ela foi inventada pelo químico britânico John Daniell, em 1836. Esta célula pode ser descrita resumidamente 
pela figura a seguir: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Nesta célula o eletrodo de zinco é denominado ânodo ( Zn(s)  Zn
2+ + 2 e–), 
e o eletrodo de cobre é o cátodo ( 2 e– + Cu2+  Cu(s)). 
Neste sistema, o Zn(s) e o Cu
2+ sofrem, respectivamente, um processo de: 
 
a) oxidação e redução. c) redução e redução. e) redução e neutralização. 
b) redução e oxidação. d) oxidação e oxidação. 
 
 
03 – (UFRPE – Garanhuns e Serra Talhada/2008.2) Objetos de prata escurecem, principalmente, devido à formação do 
sulfeto de prata, Ag2S. Eles podem ser limpos eletroquimicamente, sem perda da prata, mergulhando-os em um 
recipiente de alumínio contendo solução quente de bicarbonato de sódio. Nesse processo, a prata e o Ag2S atuam 
como o cátodo, e o alumínio como o ânodo de uma pilha. 
 Assinale a semi-reação que ocorre no cátodo. 
 
a) Ag2S + 2 e
− ⇄ 2 Ag(s) + S
2−
(aq) d) Ag2S ⇄ 2 Ag(s) + S(s) 
b) Ag2S + 2 e
− ⇄ 2 Ag(s) + S(s) e) Ag2S ⇄ 2 Ag(s) + S
2−
(aq) 
c) Ag2S ⇄ 2 Ag(s) + S
2−
(aq) + 2 e
− 
 
 
04 – (UPE – Quí. I/2010) Sabe-se que objetos de prata perdem o brilho pelo contato com o oxigênio e com compostos 
sulfurados presentes na atmosfera. O processo de escurecimento consiste na formação sobre a superfície do objeto de 
uma camada de sulfeto de prata que lentamente se deposita com o passar do tempo. Verificou-se que, imergindo o 
objeto de prata escurecido em um recipiente revestido com papel alumínio, contendo uma solução de cloreto de 
sódio, ele volta ao brilho original. É CORRETO afirmar que, no processo de limpeza da superfície metálica do objeto, 
ocorre a reação representada pela equação: 
 Dados: { Ag2S(S) + 2 e
–  2 Ago(S) + S
2–
(aq) E
0 = – 0,70V } { Aℓ+3(aq) + 3 e
–  Aℓ0(S) E = – 1,68V } 
 
a) Ag2S(S) + Aℓ
0
(S) ⇄ 2 Ag
1+
(aq) + Aℓ
+3
(aq) + S
2–
(aq) 
b) Ag2S(S) + 2 Aℓ
0
(S) ⇄ Ag
1+
(aq) + S
2–
(aq) + 2 Aℓ
+2
(aq) 
c) 3 Ag2S(S) + 2 Aℓ
0
(S) ⇄ 6 Ag
0
(S) + 2 Aℓ
+3
(aq) + 3 S
2–
(aq) 
d) Ag2S(S) + Aℓ
0
(S) ⇄ 2 Ag
0
(aq) + Aℓ
+3
(aq) + S
0
(aq) 
e) 3 Ag2S(S) + 2 Aℓ
3+
(aq) ⇄ 6 Ag
0
(aq) + 2 Aℓ
0
(aq) + 3 S
2–
(aq) 
Zn
+2
(aq) Cu
+2
(aq) 
Zinco Cobre 
Elétrons 
 
Testes de 
Vestibulares 
 
 6 Eletroquímica – Pilhas 
05 – (Enem – 1
a
 prova/2009) Pilhas são dispositivos tão comuns em nossa sociedade que, sem percebermos, carregamos 
vários deles juntos ao nosso corpo; elas estão presentes em aparelhos MP3, relógios, rádios, celulares etc. As 
semireações descritas a seguir ilustram o que ocorre em uma pilha de óxido de prata. 
 
 Zn(S) + 2 OH
– (aq) ⇄ ZnO(S) + H2O(ℓ) + 2 e
– 
 
 Ag2O(S) + H2O(ℓ) + 2 e
– ⇄ 2 Ag(S) + 2 OH
–
(aq) 
 
Podemos afirmar que esta pilha 
 
a) é uma pilha ácida. 
b) apresenta óxido de prata como o ânodo. 
c) apresenta o óxido de zinco como o agente oxidante. 
d) tem como reação da célula a seguinte reação: Zn(S) + Ag2O(S) ⇄ ZnO(S) + 2 Ag(S). 
e) apresenta fluxo de elétrons na pilha do eletrodo de Ag2O para o Zn. 
 
 
06 – (UFPE – 1a fase/94) A tabela abaixo apresenta os potenciais – padrão de redução de alguns elementos. 
 
Li+ + e–  Li – 3,05 V 
A+3 + 3 e–  A – 1,66 V 
Zn
+2
 + 2 e
–
  Zn – 0,77 V 
Fe
+2
 + 2 e
–
  Fe – 0,41 V 
Cu+2 + 2 e–  Cu + 0,34 V 
 
Qual desses elementos é mais facilmente oxidado?a) Li b) A c) Zn d) Fe e) Cu 
 
 
07 – (UFPE – 1a fase/89) Mergulhando uma lâmina de zinco numa solução contendo cátions Cu++, ocorre a seguinte 
reação: 
 Cu++(aq) + Zn(s)  Cu(s) + Zn
++
(aq) 
 
 Assinale a alternativa correta: 
 
a) O cátion cobre é o redutor porque se reduz. d) O cátion cobre é o oxidante porque se reduz. 
b) O zinco é o redutor porque se reduz. e) O zinco é o oxidante porque se oxida. 
c) O zinco é o oxidante porque se reduz. 
 
 
08 – (UFPE – 2a fase/2000) Uma pilha é construída associando-se uma semicélula com um eletrodo de A em solução de 
A+3 e uma semicélula com eletrodo de Ag em solução de Ag+. Qual a massa perdida pelo eletrodo de alumínio quando 
1,0 mol de Ag
+
 reduz-se a prata metálica ? 
 (Dado: A = 27 g/mol) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Resoluções de Testes 
Comentários Adicionais 
 
 
 
 7 Eletroquímica – Pilhas 
06 – Pilha de Danniel 
 
 Pilha ou célula galvânica é a denominação dada ao dispositivo que aproveita a transferência de elétrons, em 
uma reação de oxi-redução, para propiciar, assim, o aparecimento de uma corrente elétrica através de um fio condutor. 
 
Pilha = Dispositivo que converte energia química em energia elétrica. 
 
 A Pilha de Daniel é formada por um eletrodo de zinco e outro eletrodo de cobre... 
 
 Dados os potenciais de redução dos cátions zinco e cobre... 
 
 
 Zn+2(aq) + 2 e
– ⇆ Zn(s) Ered = – 0,76 volts (Menor Ered = ocorrerá o inverso da reação) 
 
 Cu+2(aq) + 2 e
– ⇆ Cu(s) Ered = + 0,34 volts (Maior Ered = tenderá a atrair e
–
, puxar e
–
) 
 
 
 
6.A – Estado Inicial da Pilha 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6.B – Estado Final da Pilha 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
6.C – Notação da Pilha 
 
 
 
 
e– 
e
–
 
CuSO4 
1,0 M 
ZnSO4 
1,0 M Zn
+2
(aq) Cu+2(aq) 
SO4
–2
(aq) 
SO4
–2
(aq) 
e– 
e– 
No eletrodo de zinco: 
 
O metal zinco perde elétrons... 
Ânodo da pilha 
Pólo negativo 
O metal zinco se oxida (agente redutor) 
Sofrerá corrosão ou perda de massa 
No eletrodo de cobre: 
 
O cátion cobre ganha elétrons... 
Cátodo da pilha 
Pólo positivo 
O cátion cobre se reduz (agente oxidante) 
Sofrerá acúmulo de massa 
Zn
0
(s) / Zn
+2
(aq) // Cu
+2
(aq) / Cu
0
(s) 
 Polo negativo, oxidação: ânodo 
 
Cátodo: polo positivo, redução. 
Ponte 
Salina 
Irá atrair elétrons = será o cátodo. 
Irá ceder elétrons = será o ânodo. 
Zn(s) + Cu
+2
(aq) ⇆ Zn
+2
(aq) + Cu(s) 
SO4
–2
(aq) Zn
+2
(aq) 
SO4
–2
(aq) 
Cu
+2
(aq) 
Zn(s) 
e– 
 e– 
 
e– 
 
e– 
 
e– 
 
e– 
 
Zn(s) Cu(s) 
A solução aquosa torna-se 
mais concentrada 
em cátions Zn
+2
(aq) 
A solução aquosa torna-se 
menos concentrada 
em cátions Cu+2(aq) 
Baixo potencial de redução 
Elevado potencial de oxidação 
 
 8 Eletroquímica – Pilhas 
07 – Ponte Salina 
 
 Composição – Tubo de vidro encurvado contendo uma substância gelatinosa (ou algodão) saturada com uma 
solução salina (Ex.: KNO3). 
 
 Objetivo – Manter a neutralidade da pilha, permitindo o fluxo de cargas (íons) entre os eletrodos. A ponte salina 
evita o acúmulo de cargas nas soluções dos eletrodos. 
 
 Fluxo de Cargas na Ponte Salina 
 
Cátions = Migram em direção ao cátodo 
Ânions = Migram em direção ao ânodo 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Importante: 
Concentração de cátions no ânodo = Aumenta com o tempo. 
Concentração de ânions no cátodo = Diminui com o tempo. 
 
 Observações: Fluxo de elétrons = do ânodo para o cátodo 
 Corrente elétrica = do cátodo para o ânodo 
 
O sentido convencional da corrente elétrica é o inverso do sentido real do fluxo de elétrons. 
 
Importante: A ponte salina também pode ser uma membrana semi-permeável. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
e– e
– 
Zn
+2
(aq) 
Cu+2(aq) 
SO4
–2
(aq) 
SO4
–2
(aq) 
Cátions Zn+2 são lançados na solução. Para 
evitar o acúmulo de cargas positivas, esses 
cátions migram pela ponte salina. 
Cátions Cu+2 são retirados da solução. Para evitar 
o excesso de cargas negativas (SO4
–2), esses ânions 
migram pela ponte salina. 
Zn0(s) 
Zn+2(aq) 
Cátodo 
Polo (+) 
Ânodo 
Polo (–) Cu
0
(s) 
Cátions (Zn
+2
) 
Ânions (SO4
–2) 
Ponte Salina: 
Membrana 
semi-permeável 
Perceba que, no circuito interno da 
pilha (ponte salina), a corrente 
elétrica não é um fluxo de elétrons. 
Dentro da pilha a corrente elétrica é 
o movimento de íons. X+(Aq) 
Y
-
(Aq) 
e– 
e– 
 
 
 9 Eletroquímica – Pilhas 
08– Determinação da DDP 
 
8.A – Determinação da Equação da Pilha 
 
 A equação da pilha é obtida da seguinte forma: 
 
1
o
 ) Repete-se a equação da espécie com maior potencial de redução, determinando-se a reação catódica. 
 
2
o 
) Inverte-se o sentido da equação com menor potencial de redução, determinando-se a reação anódica. Neste caso o 
sinal do potencial de redução deve ser invertido, passando a ser agora um potencial de oxidação. 
 
3o ) Ajusta-se o número de elétrons das duas equações multiplicando-as por valores que igualem as quantidades de 
elétrons. Os potenciais padrão de redução e de oxidação não são multiplicados nem divididos. 
 
4
o
 ) As equações são somadas, cancelando-se os elétrons cedidos e recebidos. A equação obtida corresponde à equação 
de descarregamento da pilha, pois quando a pilha funciona ela se descarrega. 
 
Importante: Ao somar as equações, anódica e catódica, o somatório dos potenciais das duas equações fornecerá a 
diferença de potencial (DDP) da pilha. 
 
No caso da Pilha de Daniel (Zn e Cu) 
 
 Zn+2(aq) + 2 e
– ⇆ Zn (s) Ered = – 0,76 volts 
 Temos: 
 Cu+2(aq) + 2 e
– ⇆ Cu(s) Ered = + 0,34 volts 
 
 
 
Zn (s) ⇆ Zn
+2
(aq) + 2 e
– Eoxi = + 0,76 volts 
 
Cu+2(aq) + 2 e
– ⇆ Cu(s) Ered = + 0,34 volts 
 
 
 
 
 
 
 
 Importante: Dada a equação da pilha: 
 
Zn(s) + Cu
+2
(aq) ⇆ Zn
+2
(aq) + Cu(s) 
 
 
 
 
 
8.B – Determinação do Potencial da Pilha 
 
 A DDP da pilha (E ou força eletromotriz) pode ser determinada pela seguinte equação: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Funcionamento da pilha = descarregamento 
 
 Carregamento da pilha 
Reação direta 
Reação inversa 
Cuidado: nessa expressão devem ser utilizados os dois 
potenciais de redução que foram dados 
originalmente para os dois materiais empregados na 
montagem da pilha. 
 O cálculo pode ser realizado também com os dois 
potenciais de oxidação, caso esses sejam fornecidos. 
No caso da pilha de Danniel, onde os potenciais de 
redução são –0,76 e + 0,34, a expressão do ΔE será... 
 
E = Emaior – EMenor 
ΔE = (+0,34) – (–0,76) 
ΔE = + 1,10 V 
Menor potencial 
 A equação será invertida 
Maior potencial 
 A equação será mantida como está. 
Zn(s) + Cu
+2
(aq) ⇆ Zn
+2
(aq) + Cu(s) 
Reação 
global 
E = Emaior – EMenorDDP da pilha 
ou força eletromotriz E = + 1,10 volts 
E = Eoxidação + Eredução 
Reação 
anódica 
Reação 
catódica 
Conhecendo-se as reações anódica e catódica com seus 
respectivos potenciais de oxidação e redução, a DDP da pilha 
pode ser determinada pela soma desses potencias. 
Para várias pilhas associadas em 
série os potenciais se somam Para 1 pilha zinco/cobre. 
 
 10 Eletroquímica – Pilhas 
 
 
 
 
 
01 – (UFPE – 2a fase/2003) O desenvolvimento de novas baterias recarregáveis é importante para a miniaturização de 
equipamentos portáteis (celulares) e médicos (marca-passos). A escolha dos materiais ativos destas baterias envolve 
inúmeras variáveis, como, diferença de potencial gerada, toxicidade, custo etc. Considere o esquema de uma pilha 
apresentado abaixo e os dados de potenciais padrão de eletrodos (E0), do quadro a seguir: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Com relação a esta pilha, após o interruptor ser fechado, julgue as afirmativas abaixo se baseando nos dados de 
potencial padrão: 
 
I II 
0 0 quando M = Zn(s), o alumínio se reduzirá 
1 1 quando M = Ag(s), o voltímetro marcará o valor 0,86 V 
2 2 quando M = Mg(s), ocorrerá um fluxo de elétrons do eletrodo de Mg para o de Al 
3 3 quando M = Pb(s), o eletrodo de Pb será consumido 
4 4 quando M = Cu(s), a seguinte semi-reação ocorrerá: Cu(s) → Cu
2+
(aq) + 2 e
– 
 
 
02 – (UFPE – 1a fase/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 Mg
2+
 diminui com o tempo. 
 
 
03 – (UFPE – 2
a
 fase/99) Uma célula eletroquímica é constituída por uma meia célula, com uma placa de Cd em solução 
1.0M de Cd
+2
(aq) e outra meia célula, com uma placa de Ag em solução 1,0M de Ag
+
(aq). Os potenciais padrão de meia 
célula são dados abaixo, em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio: 
 
Cd+2(aq) + 2 e
–  Cd(s) 
O = – 0,4 V 
Ag+(aq) + e
–  Ag(s) 
O = + 0,8 V 
 
Qual a diferença de potencial, em volts, que se obtém pela associação em série de dez dessas células ? 
 
 
04 – (UFPE – 2a fase/2002) A pilha secundária ou bateria de sódio-enxofre, utilizada no carro elétrico Ford Ecostar, é uma 
das mais intrigantes, pois os reagentes são líquidos e o eletrólito é sólido. As semi-reações e seus potenciais de 
redução padrão são, respectivamente, 
 
 Na
+
 + e
 –
 Na –2,7 V 
 S8 + 16 e
– 8 S2– –0,5 V 
 
Qual é o potencial, em Volts, gerado pela associação em série de cinco destas baterias (pilhas secundárias)? 
 
Semi-reação E
0
 (V) 
Ag
+
(aq) + e
–
 → Ag(s) +0,80 
Cu2+(aq) + 2e
– → Cu(s) +0,34 
2H+(aq) + 2e
– → H2(g) 0,00 
Pb2+(aq) + 2e
– → Pb(s) –0,13 
Sn2+(aq) + 2e
– → Sn(s) –0,14 
Zn2+(aq) + 2e
– → Zn(s) –0,76 
Al
3+
(aq) + 3e
–
 → Al(s) –1,66 
Mg
2+
(aq) + 2e
–
 → Mg(s) –2,36 
 
 
Testes de 
Vestibulares 
 
 
 11 Eletroquímica – Pilhas 
05 – (UFPE – 2
a
 fase/2001) Neste ano comemoramos o bicentenário da invenção da pilha feita pelo italiano Alessandro 
Volta. Os princípios das pilhas, baterias e acumuladores continuam os mesmos, mas os avanços tecnológicos nesse 
campo foram significativos. Atualmente, as baterias recarregáveis de lítio estão-se tornando importantes, 
principalmente devido ao seu potencial econômico e às vantagens ambientais. Pode-se construir uma destas baterias, 
baseando-se nas semi-reações indicadas a seguir, juntamente com seus respectivos potenciais padrão de redução (E0): 
 
 Li
+
(aq) + e
– 
  Li(s) E
0
 = –3,05 V, 
 Cu2+(aq) + 2 e
–  Cu(s) E0 = +0,35 V. 
 
Sobre esta bateria, pode-se afirmar que: 
 
I II 
0 0 Nas condições padrão, esta bateria gera uma diferença de potencial de +3,40 V. 
1 1 Durante o seu carregamento, íons cúpricos são formados. 
2 2 A equação química balanceada que descreve esta bateria é: 
 Cu2+(aq) + Li(s)  Cu(s) + Li
+
(aq). 
3 3 Durante o seu funcionamento, o eletrodo de lítio metálico é consumido. 
4 4 Esta bateria produz um mol de elétrons por mol de lítio metálico. 
 
 
06 – (UFPE – 2
a
 fase/91) Abaixo estão representadas, em notação simbólica, duas pilhas com seus respectivos potenciais 
padrão (
O
). 
 
 A(s) / A
+3
(aq) // Fe
+3
(aq) / Fe
+2
(aq) 
O
 = 3,00 V 
 Fe+2(aq) / Fe
+3
(aq) // H2O2() / H2O() 
O = 1,00 V 
 
 Qual a diferença de potencial , em volts, fornecido por 10 pilhas A(s) / A
+3
(aq) // H2O2() / H2O() associadas em série ? 
 
 
07 – (UFPE – 1ª fase/2009) Soluções de dicromato de potássio (K2Cr2O7), juntamente com ácido sulfúrico, têm sido 
tilizadas, na lavagem de vidrarias de laboratório, particularmente, por serem sistemas bastante oxidantes. O produto 
da reação de oxidação do íon dicromato em meio ácido é o íon Cr3+. Sobre este sistema, podemos afirmar que: 
 
a) na equação balanceada, para a semi-reação de redução do íon dicromato em meio ácido, 3 elétrons são 
transferidos por cada mol de dicromato reduzido. 
b) o íon cromo (III) deve ser um agente redutor forte. 
c) em solução de pH 3, o poder oxidante do dicromato deve ser maior que em pH 1. 
d) o estado de oxidação do cromo, no dicromato de potássio, é +7. 
e) o potencial de redução padrão do íon dicromato deve ser maior que do íon H+. 
 
 
08 – (UNICAP – Quí. I/98) Analisando a pilha abaixo, podemos afirmar que seguem. 
 
 
 
 
 
I II 
0 0 A oxidação ocorre em B. 
1 1 A tem maior potencial de oxidação do que B. 
2 2 Os elétrons fluem do polo positivo para o polo negativo. 
3 3 A é o ânodo da pilha. 
4 4 A solução que contém o cátion A+, à medida que o tempo passa , vai se tornando mais concentrada. 
 
 
09 – (UFPE – Vitória e Caruaru/2009.2) Uma Pilha Voltaica é um dispositivo que utiliza reações de óxido–redução para 
converter energia química em energia elétrica. No caso de uma pilha voltaica que opera com base em duas meias-
reações do tipo: 
 
Cd2+(aq) + 2 e
– ⇄ Cd(s) e Sn
2+
(aq) + 2e
– ⇄ Sn(s), 
 
O potencial-padrão da pilha é: 
Dados:E0red(Cd
2+|Cd) = –0,403 V; E0red(Sn
2+|Sn) = –0,136 V 
 
a) –0,267 V b) +0,267 V c) –0,534 V d) –0,539 V e) +0,539 V 
 
 
 
 
B 
A
+
 
A 
B+ 
 
 12 Eletroquímica – Pilhas 
10 – (UNICAP – Quí. II/2001) Analisando a pilha abaixo, podemos afirmar que seguem. 
 
I II 
0 0 Em geral, a redução catódica ocorrerá com o cátion de menor potencial padrão de redução. 
1 1 Pilhas galvânicas (voltaicas) são sistemas onde há produção de corrente elétrica através de reações de oxi-
redução. 
2 2 Em uma pilha M / M2+ // B+ / B, no ânodo, a concentração de M2+ vai aumentando à medida que o tempo 
passa. 
3 3 Em uma eletrólise, as massas de substâncias depositadas ou liberadas nos eletrôdos são inversamente 
proporcionais à quantidade de corrente elétrica queatravessa o sistema. 
4 4 A semi-reação Cu0  Cu+ + e– apresenta potencial padrão igual a – 0,52 volts. Assim, o potencial padrão 
párea a semi-reação 3 Cu
0
  3 Cu
+
 + 3 e
– 
 é – 1,56 volts. 
 
 
11 – (FESP – PE/89) Considere as semi–reações abaixo: 
 
 Potencial padrão de redução (Volts) 
Ag
+
 + 1e
– 
  Ag
0
 + 0,80 
F2 + 2e
–  2F– + 2,87 
Li
+
 + 1e
– 
  Li
0
 – 3,05 
Cr
3+
 + 3e
– 
  Cr
0
 – 0,74 
Br2 + 2e
–  2Br- + 1,09 
 
Entre as espécies Ag0, F-, Li0, Br- e Cr0 pode-se afirmar que o pior agente redutor é: 
 
a) F– b) Ag c) Li d) Br- e) Cr 
 
 
12 – (Covest – Asces/2009) As pilhas secas de óxido de mercúrio apresentam a grande vantagem de manter a voltagem 
constante durante a descarga e, por essa razão, são usadas em instrumentos sensíveis como aparelhos de surdez. As 
duas semi-reações dessa pilha são: 
 
 HgO(s) + H2O(ℓ) + 2 e
− ⇄ Hg(ℓ) + 2 OH
−
(aq) 
 
 Zn(s) + 2 OH
−
(aq) ⇄ ZnO(s) + H2O(ℓ) + 2 e− 
 
Se o potencial–padrão da célula é 1,350 V, e o potencial–padrão da reação catódica é 0,098 V, qual o potencial–padrão 
da reação anódica? 
 
 a) 1,448 V b) 1,374 V c) 1,252 V d) 0,489 V e) 0,157 V 
 
 
13 – (UPE – EAD/2012) Um experimento utilizando limões foi realizado em uma sala de aula. Dois pedaços de metais 
diferentes - cobre e zinco - foram cravados em um limão e conectados com um fio. Repetiu-se esse procedimento em 
outros dois limões. Em seguida, os seis eletrodos foram conectados entre si, na seguinte série: cobre-zinco-cobre-
zinco-cobre-zinco. Depois, os eletrodos das extremidades foram conectados a uma pequena calculadora, fazendo-a 
funcionar por alguns minutos. Todas as conexões foram realizadas com um fio de cobre. 
 Algumas considerações são feitas com base nesse experimento. Analise-as a seguir: 
 
I. Os constituintes químicos dessa bateria são idênticos aos das baterias automotivas. 
II. O relógio funcionaria por um tempo bem maior, caso os eletrodos fossem constituídos, apenas, de um tipo de 
elemento químico. 
III. O limão contém íons positivos e negativos, que migram para os eletrodos, possibilitando o transporte de carga 
elétrica no seu interior. 
IV. A corrente elétrica é gerada a partir dos potenciais elétricos dos metais dos eletrodos e flui pelo circuito quando se 
conectam os eletrodos à calculadora. 
V. O material de um dos eletrodos se oxida espontaneamente, liberando elétrons, enquanto o material do outro 
eletrodo se reduz, usando esses elétrons. 
 
 Estão CORRETAS 
 
 a) I, II e III. b) I, III e V. c) II, IV e V. d) II, III e IV. e) III, IV e V. 
 
 
 13 Eletroquímica – Pilhas 
14 – (UPE – SSA 3º Ano/2011) Uma representação esquemática de um experimento eletroquímico é mostrada abaixo. Ele 
fornece condições suficientes para o acendimento de uma pequena lâmpada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Adaptado de http://www.diaadiaeducacao.pr.gov.br/diaadia/diadia/arquivos/File/ 
livro_e_diretrizes/livro/quimica/Acesso em 18/06/2011. 
 
Considerando-se os dados fornecidos acima, para que seja produzida uma maior voltagem a fim de acender a lâmpada, 
as condições I, II, III, IV e V desse sistema podem ser completadas, de forma CORRETA e na mesma sequência, pela 
opção 
 
a) I – Ânodo; II – Cátodo; III – Placa de zinco; IV – Placa de cobre; V – Solução de NaCℓ. 
b) I – Ânodo; II – Cátodo; III – Placa de cobre; IV – Placa de zinco; V – Solução de NaCℓ. 
c) I – Ânodo; II – Cátodo; III – Placa de zinco; IV – Placa de cobre; V – Solução de CuSO4. 
d) I – Cátodo; II – Ânodo; III – Placa de cobre; IV – Placa de zinco; V – Solução de CuSO4. 
e) I – Cátodo; II – Ânodo; III – Placa de zinco; IV – Placa de cobre; V – Solução de CuSO4. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Resoluções de Testes 
Comentários Adicionais 
 
 
 14 Eletroquímica – Pilhas 
09 – Análise da Espontaneidade das Reações de Oxi–Redução 
 
 Considere as seguintes reações: 
 
 Ag0(s) + Li
+
(aq)  Ag
+
(aq) + Li
0
(s) Ag
+
(aq) + Li
0
(s)  Ag
0
(s) + Li
+
(aq) 
 
 Qual dessas reações deve ocorrer espontaneamente e por quê? 
 
 Para responder essa pergunta devemos observar os potenciais de redução dos cátions Ag+(aq) e Li
+
(aq). 
 
Ag+(aq) + 1e
–  Ag0(s) + 0,80 V 
Li+(aq) + 1e
–  Li0(s) – 3,05 V 
 
1ª resposta: Se o cátion Ag+(aq) apresenta o maior potencial de redução então será espontânea a reação que apresentar o 
Ag+(aq) nos reagentes sofrendo redução. 
 Será espontânea a reação Ag+(aq) + Li(s)  Ag(s) + Li
+
(aq). 
 
Será espontânea a reação 
que apresentar nos reagentes o cátion de maior potencial de redução. 
 
2ª resposta: Será espontânea a reação que apresentar ΔE > 0 
 
Para determinar o ΔE da 1ª reação devemos somar as seguintes reações... 
 
 Ag0(s)  Ag
+
(aq) + 1e
– – 0,80 V 
 Li+(aq) + 1e
–  Li0(s) – 3,05 V 
 
 Ag0(s) + Li
+
(aq)  Ag
+
(aq) + Li
0
(s) ΔE = – 3,85 V ΔE < 0 ...... Reação não espontânea 
 
 
 Porém para determinar o ΔE da 2ª reação... 
 
 Ag+(aq) + 1e
–  Ag0(s) + 0,80 V 
 Li0(s)  Li
+
(aq) + 1e
– + 3,05 V 
 
 Ag
+
(aq) + Li
0
(s)  Ag
0
(s) + Li
+
(aq) ΔE = + 3,85 V ΔE > 0 ...... Reação espontânea 
 
 
10 – Implicações Termoquímicas 
 
Sistema Diferença de potencial Variação da energia livre Espontaneidade 
Pilha E > 0 G < 0 Espontâneo 
Eletrólise E < 0 G > 0 Não espontâneo 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Comentários Adicionais 
 
 
 
 15 Eletroquímica – Pilhas 
 
 
 
 
 
 
01 – (UFPE – 2
a
 fase/2005) Considerando os potenciais-padrão a 25C 
 
Semi-reação Potenciais-padrão, E, V 
Ag+(aq) + e
  Ag(s) 0,80 
Cu2+(aq) + 2e
  Cu(s) 0,34 
2 H
+
(aq) + 2e
  H2(g) 0 (por definição) 
Fe2+(aq) + 2e
  Fe(s) -0,44 
Zn2+(aq) + 2e
  Zn(s) -0,76 
 
e supondo todas as substâncias no estado-padrão: 
 
I II 
0 0 o íon ferroso é um oxidante em presença de zinco metálico, mas não reage com cobre metálico. 
1 1 na pilha Cu Cu2+ Ag+ Ag o eletrodo de cobre é o ânodo, e o eletrodo de prata é o cátodo. 
2 2 o cobre metálico reage espontaneamente com uma solução de ácido clorídrico. 
3 3 o zinco metálico é um agente redutor mais forte que o ferro metálico. 
4 4 ao se mergulhar uma placa de ferro numa solução de nitrato de prata, poderá ocorrer a seguinte reação 
espontânea: 
 Fe(s) + 2 Ag
+
(aq)  Fe
2+
(aq) + 2 Ag(s) 
 
 
02 – (UFPE – 2a fase/2006) O ânio Pp– pode participar de reações de óxido-redução produzindo tanto o Pp2–, quanto a 
espécie neutra Pp, ambos inócuos. Analisando a Tabela, avalie as afirmações abaixo. 
 
Ag+(aq) + e
–  Ag(s) E
o = +0,80 V 
Pp– (aq)
 + e–  Pp2– (aq) E
o =+0,40 V 
Cu2+(aq)
 + 2–  Cu(s) E
o = +0,34 V 
Sn2+(aq) + 2e
–  Sn(s) E
o = –0,14 V 
Ni2+(aq) + 2e
–  Ni(s) E
o = –0,23 V 
Pp(aq) + e
–  Pp– (aq) E
o = –0,51V 
Zn
2+
(aq) + 2e
– 
  Zn(s) E
o
 = –0,76 V 
 
I II 
0 0 O potencial-padrão para a reação de Pp– com cobre metálico é negativo, Eo = – 0,06V. 
1 1 A reação do Pp– com o cobre será espontânea. 
2 2 A presença de íons Ni
2+
 no meio poderia tornar o Pp
–
 inócuo. 
3 3 A equação Pp– (aq) + Sn(s)  Pp
2–
 (aq) + Sn
2+
(aq) está balanceada. 
4 4 O íon Pp– pode sofrer tanto oxidação quanto redução, dependendo das condições. Resposta: FVVFV 
 
 
03 – (UFPE – 1a fase/2006) O ácido ascórbico, mais conhecido por vitamina C, é uma substância que apresenta atividade 
redox. Sendo o potencial de redução do ácido ascórbico, em pH 7, igual a 0,06 V, podemos compará-lo com outras 
substâncias conhecidas, cujos potenciais de redução a pH 7 são também apresentados: 
 
O2(g) + 4e
– + 4H+(aq)  2H2O(l) E = 0,816 V 
Fe
3+
(aq) + e
–
  Fe
2+
 (aq)
 
E = 0,77 V 
2H+(aq) + 2e
–  H2(g) E = – 0,42 V 
 
Com base nessas informações, podemos afirmar que o ácido ascórbico deve ser capaz de: 
 
a) Reduzir o íon Fe
3+
. b) Oxidar o íon Fe
2+
. c) Oxidar o O2. d) Reduzir a água. e) Oxidar o íon H
+
. 
 
 
Testes de 
Vestibulares 
 
 16 Eletroquímica – Pilhas 
11 – Eletrodo Padrão 
 
O eletrodo de hidrogênio foi escolhido como eletrodo padrão. Este eletrodo é constituído por uma solução 
1,0 M de ácido, contendo uma lâmina de platina... 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Para o eletrodo padrão de hidrogênio foi adotado potencial igual a zero. 
 
 Quando um eletrodo apresentar potencial de redução maior que o potencial de redução do hidrogênio, esse 
potencial terá sinal positivo. No caso dos eletrodos com potenciais de redução menores que do hidrogênio, seus valores 
serão negativos. 
O POTENCIAL DE ELETRODO é, por definição, um POTENCIAL DE REDUÇÃO. Potencial de oxidação é o 
potencial de uma semi-reação escrita no sentido oposto. O sinal será oposto àquele de redução, mas a MAGNITUDE DELE 
SERÁ IDÊNTICA. 
 
 
11.A – A Influência das concentrações no potencial de eletrodo 
 
O efeito da concentração na voltagem pode ser calculado a partir da EQUAÇÃO DE NERNST. Segundo Nerst, 
sendo o potencial de eletrodo uma medida da força química propulsora de uma semi-reação, ele deve ser afetado pela 
concentração. Assim, apenas como exemplo, a tendência dos íons Cu+2(aq) a serem reduzidos para Cu
0
(s) elementar é 
MUITO MAIOR em soluções concentradas que em soluções diluídas. 
Considerando que durante o funcionamento da pilha ocorrem variações nas concentrações de cátions nas 
soluções dos eletrodos, entendemos que a DDP da pilha não se mantém constante durante o seu 
funcionamento, tendendo a diminuir. 
 
 
12 – Equilíbrio Químico da Pilha 
 
 O funcionamento de uma pilha é explicado através de reações reversíveis. Considerando que toda reação 
reversível, em sistema fechado, caminha para um estado de equilíbrio, podemos afirmar que, durante seu funcionamento, 
a pilha tende a um estado de equilíbrio químico. 
Um voltímetro mede, durante todo tempo de funcionamento da pilha, a diferença de potencial, ddp, entre 
os dois metais. Esta ddp é uma medida da tendência da reação na célula a ocorrer desde uma condição de NÃO-
EQUILÍBRIO para um ESTADO DE EQUILÍBRIO 
À medida que a reação se processa, esta tendência, e também o potencial, diminuem continuamente e se 
aproximam de zero conforme se aproxima o estado de equilíbrio da reação global. 
 
Tomando a pilha de Danniel como exemplo, quando ΔE = 0 V, as concentrações de Cu+2 e Zn+2 terão valores 
que satisfazem a expressão da constante de equilíbrio: 
 Keq = 
][
]Zn[
2
2


Cu
 
Neste ponto, não mais ocorrerá fluxo líquido de elétrons. 
 
Quando a pilha atinge o estado de equilíbrio químico não há corrente elétrica. 
 
H2(g) 
Platina 
H+(aq) 
Eletrodo padrão de hidrogênio: EO = 0 
 
H2(g)  2 H
+
(aq) + 2 e
-
 
 
PH2 = 1 atm 
[ H
+
 ] = 1,0 M 
T = 25
o
C 
Condições padrão 
 
 
 17 Eletroquímica – Pilhas 
 
 
 
04 – (UFPE – 2a fase/95) Considere uma cela galvânica formada por semicelas padrão de cobre e de zinco, cujos potenciais 
de redução são os seguintes: 
 
Cu+2 + 2 e–  Cu O = + 0,34 V 
Zn
+2
 + 2 e
–
  Zn 
O
 = – 0,77 V 
 
 É correto afirmar que: 
 
I II 
0 0 Os elétrons no circuito externo fluirão do eletrodo de cobre para o eletrodo de zinco. 
1 1 O potencial padrão da cela é – 0,42 V. 
2 2 Quando o equilíbrio for atingido não haverá diferença de potencial entre os eletrodos. 
3 3 Os íons zinco são reduzidos a zinco metálico. 
4 4 O eletrodo de cobre é o cátodo. 
 
 
05 – (UFPE – 2
a
 fase/94) A tabela abaixo apresenta os potenciais padrão de redução de alguns elementos. 
 
Li+ + e–  Li – 3,05 V 
A+3 + 3 e–  A – 1,66 V 
Zn+2 + 2 e–  Zn – 0,77 V 
Fe+2 + 2 e–  Fe – 0,41 V 
Cu+2 + 2 e–  Cu + 0,34 V 
 
Com base nestes dados, podemos afirmar: 
 
I II 
0 0 A força eletromotriz de uma pilha Li / Li+(1,0 M) // Cu++(1,0 M) / Cu é 3,39 V. 
1 1 Em uma pilha A / A+++(1,0 M) // H+(1,0 M) / H2 ocorre redução do A
+++ a A. 
2 2 A força eletromotriz fornecida pela pilha A / A+++(1,0 M) // H+(1,0 M) / H2 é maior que a fornecida pela pilha Li / 
Li+(1,0 M) // Cu++(1,0 M) / Cu. 
3 3 Em uma pilha H2 / H
+(1,0 M) // Cu++(1,0 M) / Cu ocorre oxidação do H2 a H
+. 
4 4 Li é o mais poderoso redutor entre os elementos relacionados na tabela acima. 
 
 
06 – (FESP – UPE/97) 
 
I II 
0 0 Uma pilha voltáica é um dispositivo que possibilita a obtenção de corrente elétrica, através de uma reação de 
dupla-troca, não espontânea. 
1 1 A reação que ocorre na descarga de uma pilha é espontânea e é acompanhada de liberação de energia livre. 
2 2 Na pilha de DANIELL, há o transporte de dois mols de elétrons dos átomos de cobre para os cátions de zinco. 
3 3 O eletrodo padrão de hidrogênio é uma semipilha constituída por uma lâmina de platina mergulhada numa 
solução 1mol/L de hidróxido de sódio. 
4 4 Na pilha de DANIELL, quanto maior for a concentração dos cátions zinco, maior será a voltagem da pilha. 
 
 
07 – (UFPE – CTG/2011.2) Observando os potenciais padrão de redução apresentados abaixo, 
 
O2(g) + 4H
+
(aq) + 4e
– ⇄ 2 H2O(ℓ) E
0 = 1,23 V 
2 H+(aq) + 2 e
– ⇄ H2(g) E
0 = 0 V 
Zn2+(aq) + 2 e
– ⇄ Zn(s) E
0 = –0,76 V 
2 H2O(ℓ) + 2 e
– ⇄ H2(g) + 2 OH
–
(aq) E
0 = –0,83 V 
Li+(aq) + e
– ⇄ Li(s) E
0 = –3,0 V 
 
podemos afirmar que: 
 
I II 
0 0 o íon lítio é um agente oxidante mais forte que o íon hidrogênio. 
1 1 o zinco metálico é um agente redutor mais forte que o lítio metálico. 
2 2 a água é um agente redutor mais fraco que o hidrogênio molecular. 
3 3 uma célula com um cátodo contendo íon hidrogênio e um ânodo de zinco deve apresentar um potencial padrão 
de célula maior que zero. 
4 4 o lítio metálico deve reagir espontaneamente com água e produzir gás hidrogênio. 
 
Testes de 
Vestibulares 
 
 18 Eletroquímica – Pilhas 
13 – Aplicações no Cotidiano 
 
13.A – Metal de Sacrifício 
 
Metal que protege outros metaisda oxidação (corrosão). 
 
O metal de sacrifício deve apresentar um potencial de oxidação maior que o potencial de 
oxidação do metal a ser protegido. 
Dessa forma o metal de sacrifício fornece elétrons ao metal protegido, impedindo-o de sofrer oxidação 
(corrosão). 
 
Exemplo: O magnésio pode proteger da oxidação uma tubulação de ferro exposta a umidade do ambiente... 
 
Mg2+(aq) + 2e
–  Mg(s) E(red) = –2,36 Mg(s)  Mg
2+
(aq) + 2e
– E(oxid) = +2,36 V 
Fe+2(aq) + 2 e
–  Fe(s) E(red) = – 0,41 V Fe(s)  Fe
2+
(aq) + 2e
– E(oxid) = +0,41 V 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
13.B – Solução Aquosa em Recipiente Metálico 
 
 Solução de uma espécie química com potencial de redução maior que o potencial do recipiente metálico: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Solução de uma espécie química com potencial de redução menor que o potencial do recipiente metálico: 
 
 
 
 
 
 
 
 
M+(aq) 
M+(aq) 
X+(aq) 
X
+
(aq) 
 A solução corrói o recipiente metálico. 
 A solução fica contaminada pelo metal que constitui o 
recipiente. 
 Com o passar do tempo os cátions da solução aquosa 
passam a revestir as paredes internas do recipiente 
metálico. 
Recipiente de metal M 
X0(s) 
Fe(s) 
Mg(s) 
e– 
O Mg fornece elétrons sofrendo oxidação, ou seja, o magnésio 
se desgasta, sofre corrosão (por isso é chamado metal de 
sacrifício) ... 
 
 Mg(s)  Mg
+2
(aq) + 2 e
– 
 
Com esse fornecimento de elétrons, o Mg abastece o Fe com 
elétrons, impedindo que a tubulação sofra oxidação. 
 
e– 
O Ferro recebe elétrons sofrendo redução... 
 
 Fe+2(aq) + 2 e
– 
 Fe(s) 
 
Com esse recebimento de elétrons, a tubulação de ferro 
está protegida da corrosão. 
 
M 
O magnésio tem potencial de oxidação maior que o ferro. 
Então o magnésio pode proteger o ferro, doando elétrons para o 
ferro. 
Solução com cátions de 
elevado potencial de 
redução 
 
 
 19 Eletroquímica – Pilhas 
 
 
 
 
 
08 – (UPE – Seriado 3º Ano – 1º dia/ 2010) 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. 
 
 
09 – (UPE – Seriado 2º Ano/2010) Entre as afirmativas abaixo relacionadas ao estudo da eletroquímica, assinale a 
alternativa VERDADEIRA. 
 
a) O potencial padrão de redução da prata é +0,80V, e o do Zinco é –0,76V. Isso significa que o cátion prata em 
solução aquosa, na presença de uma chapa de zinco, será reduzido à prata metálica. 
b) O eletrodo padrão de hidrogênio consiste em uma placa de zinco mergulhada numa solução 1 mol/L de íons Zn2+ a 
25oC. 
c) Na pilha de Daniell, sempre a reação de redução ocorre no ânodo, e a de oxidação, no cátodo. 
d) Os potenciais eletroquímicos independem da natureza dos reagentes e dos produtos da reação, dependendo, 
apenas , das quantidades de materiais consumidos. 
e) O processo de enferrujamento de uma peça metálica requer inicialmente que esta esteja seca, em ambiente não 
úmido e sem contato direto com o oxigênio do ar. 
 
 
10 – (UNICAP – Quí. I/2002) Segundo os potenciais de redução abaixo 
 
 Zn2+(aq) + 2 e
–  Zn0(s) E
0 = –0,76 V. 
 Cu
2+
(aq) + 2 e
–
  Cu
0
 (s) E
0
 = +0,34 V. 
 
I II 
0 0 Uma solução de sulfato cúprico pode ser armazenada num tanque de zinco sem risco de reação química; 
1 1 A pilha formada por zinco e cobre terá uma voltagem negativa; 
2 2 Existindo uma tubulação de cobre, o zinco poderia ser utilizado como metal de sacrifício; 
3 3 A reação Cu0(s) + Zn
2+
(aq)  Zn
0
 (s) + Cu
2+
(aq) tem um potencial negativo; isto implica que a reação jamais 
ocorrerá; 
4 4 Na pilha Zn0 (s) / Zn
2+
(aq) // Cu
2+
(aq) / Cu
0
(s) , o zinco metálico irá se oxidar e será a espécie consumida no processo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Testes de 
Vestibulares 
Resoluções de Testes 
Comentários Adicionais 
 
 
 20 Eletroquímica – Pilhas 
14 – Pilhas e Baterias Comerciais 
 
 As pilhas se tornaram tão importantes em nosso cotidiano que merecem um estudo especial. São elas as 
responsáveis pelo funcionamento de computadores portáteis, relógios, telefones, calculadoras, rádios, e até na medicina, 
em marca-passos cardíacos. 
 
14.A – Pilha de Leclanché 
 
 A pilha seca ácida foi desenvolvida em 1866, pelo 
químico francês George Leclanché (1839-1882). Ela é a pilha 
mais comum hoje em dia, pois é a mais barata e a mais usada 
em lanternas, rádios, equipamentos portáteis e aparelhos 
elétricos como gravadores, flashes e brinquedos. 
 Essa pilha na verdade não é seca, pois dentro dela 
há uma pasta aquosa, úmida, mas ela recebeu esse nome para 
diferenciá-la (porque era revolucionária, na época em que foi 
criada) das primeiras pilhas até então conhecidas, como a pilha 
de Daniell (imagem abaixo), que utilizavam recipientes com 
soluções aquosas. 
 A pilha seca produz uma voltagem de apenas 1,5 
V, mas pode ser melhorada com seu uso descontínuo, ou seja, 
alternar períodos de uso com repouso fora do produto. 
 
A sua composição é dada segundo o esquema básico das partes principais da reação eletroquímica a seguir: 
 Dentro da pilha temos o ânodo (polo negativo) e o cátodo (polo positivo), que são formados por: 
 
Ânodo: Oxidação que ocorre no zinco metálico que fica no envoltório da pilha 
 
 
 
 
Cátodo: Redução do manganês de NOX +4 (MnO2) para +3 (Mn2O3) presente na pasta úmida* que fica na parte interna. 
d pilha. 
 
2 MnO2(aq) + 2 NH4
1+
(aq) + 2 e
–  1 Mn2O3(s) + 2 NH3(g) + 1 H2O(ℓ) 
 
*Essa mistura pastosa é constituída de cloreto de amônio (NH4Cℓ), óxido de manganês (MnO2) e carbono 
pulverizado. O zinco transfere os seus elétrons para o manganês por meio da barra de grafita central, que em razão disso é 
considerada o polo positivo do circuito externo da condução dos elétrons. 
 
 Assim, temos como reação global de funcionamento da pilha seca ácida: 
 
Zn(s) + 2 MnO2(aq) + 2 NH4
1+
(aq)  Zn
2+
(aq) + 1 Mn2O3(s) + 2 NH3(g) 
 
 Seu funcionamento cessa definitivamente quando todo o dióxido de manganês é convertido em 
trióxido de manganês. Essa reação é irreversível, por isso essas pilhas são não recarregáveis. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Camada 
isolante 
de areias 
NH4Cℓ 
ZnCℓ2 
MnO2 
(+) Cátodo 
( –) Ândodo 
Cobertura 
de aço 
Lacre de cera 
Bastão de grafite 
Separação porosa 
Folha de zinco 
Envoltório externo 
Zn(s)  Zn
2+
(aq) + 2 e
– 
 
 
 
 21 Eletroquímica – Pilhas 
14.B – Pilha seca alcalina 
 
 O mais popular tipo de pilha é, sem dúvida, a alcalina. a pilha alcalina. As 
pilhas alcalinas recebem este nome por que são feitas a partirde bases, 
possuem d.d.p de 1,5 V e não são recarregáveis. 
 
A pilha alcalina é uma pilha seca de Zn e MnO2, 
com solução eletrolítica é base forte (KOH). 
 
 Sua voltagem também é de 1,5V, porém sua duração é cinco vezes maior que 
a pilha seca de Leclanché. Seu funcionamento é explicado pelas seguintes reações: 
 
Ânodo: Oxidação do zinco metálico a cátion zinco que é convertido em hidróxido de zinco e, em seguida, transformado 
em óxido de zinco... 
 
 
Cátodo: Redução do manganês de NOX +4 (MnO2) para +3 (Mn2O3). 
 
 
 
 Reação global: Zn(S) + 2 MnO2(s)  ZnO(s) + Mn2O3(s) 
 
 
14.C – Quais as diferenças entre pilhas ácidas e alcalinas? 
 
1. Composição: A pilha alcalina é composta por uma mistura eletrolítica: pasta básica de NaOH (hidróxido de sódio - bom 
condutor eletrolítico) ou KOH. Já a pilha seca comum contém cloreto de amônio NH4Cℓ (sal de caráter 
ácido) e recebe a classificação de ácida. 
 
2. Aplicação: A pilha seca é usada para produzir correntes pequenas em serviços contínuos, sendo por isso indicada para 
rádios portáteis, telefones, campainhas, lanternas, serviços de sinalização, etc. A pilha alcalina, por sua vez, 
é apropriada para equipamentos que requerem descargas de energia rápidas e fortes, como brinquedos, 
câmeras fotográficas digitais, MP3 players, etc. 
 
3. Durabilidade: As pilhas alcalinas duram cerca de cinco vezes mais que as ácidas. O Hidróxido de sódio possui maior 
condutividade elétrica e consequentemente vai transportar energia mais rapidamente que o Cloreto de 
amônio. Esta reação rápida em pilhas básicas proporciona maior vida útil aos seus constituintes. 
 
Por Líria Alves 
Graduada em Química 
Equipe Brasil Escola 
http://www.brasilescola.com/quimica/pilhas-alcalinas.htm 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Zn(s)  Zn
2+
(aq) + 2 e
– 
 
Zn2+(aq) + 2 OH
–1
(aq)  Zn(OH)(s)  ZnO(s) + H2O 
 
2 MnO2 + H2O + 2 e
–  Mn2O3 + 2 OH
–1 
 
 22 Eletroquímica – Pilhas 
14.D – bateria de chumbo (bateria de automóvel) 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 As baterias dos automóveis possuem normalmente essa força eletromotriz de 12 V, pois são compostas de 6 
pilhas ou células de chumbo-ácido. E elas são também denominadas como baterias de chumbo, porque o seu ânodo (pólo 
negativo) são as placas de chumbo e o seu cátodo (pólo positivo) são as placas de chumbo com óxido e chumbo IV (PbO2). 
Essas baterias possuem altas correntes, que permitem dar partida em motores graças aos elevados valores de densidade 
de potência que apresentam. 
 Como se observa na figura abaixo, as placas de chumbo revestidas de PbO2 (placas negativas) são ligadas ao 
conector positivo. Enquanto que as placas de chumbo (placas negativas) são ligadas ao conector negativo. Elas são 
separadas por algum papelão, plástico ou algum papel separador microporoso. 
Esse conjunto é colocado no compartimento da bateria e mergulhado em uma solução aquosa de ácido sulfúrico (H2SO4) 
com uma densidade de aproximadamente 1,28 g/cm3. 
 
 As semi-reações e a reação global que ocorrem nessa bateria são: 
 
Ânodo: Pb + HSO4
1– + H2O ⇄ PbSO4 + H3O
1+ + 2e– 
 
Cátodo: PbO2 + HSO4
1– + 3 H3O
1+ + 2 e– ⇄ PbSO4 + 5 H2O 
 
Reação global: Pb + PbO2 + 2 HSO4
1– + 2 H3O
1+
 ⇄ 2 PbSO4 + 4 H2O 
 
 Como pode ser observado pela seta dupla acima, essas reações são reversíveis, o que significa que é 
possível recarregar novamente as baterias de chumbopor se fornecer energia ao sistema, ou seja, é possível passar uma 
corrente elétrica fornecida por um gerador de corrente contínua. Desse modo, o sentido dessas reações é invertido, 
ocorrendo a regeneração de grande parte do ácido sulfúrico e carregando, assim, a bateria. No automóvel, essa diferença 
de potencial que fornece energia e recarrega a bateria é feita pelo dínamo ou pelo alternador. 
 
 A densidade do ácido sulfúrico ajuda a identificar se a bateria está descarregada. Visto que sua densidade é 
1,28g/cm- ; se este valor estiver abaixo de 1,20 g/cm3, significa que o ácido sulfúrico foi consumido e a bateria está 
descarregada. Por isso, essas baterias são muito duráveis. 
 
Por Jennifer Fogaça 
Graduada em Química 
Equipe Brasil Escola 
 
 
 
 
 
Eletrodo positivo de 
placas múltiplas. 
Os eletrodos negativos e positivos, 
de elementos vizinhos, estão ligados 
entre si para aumentar a voltagem. 
Eletrodo negativo 
de placas múltiplas. 
Separadores 
Divisores dos 
elementos 
Caixa da bateria 
 
 
 As baterias de chumbo utilizadas em automóveis são muito duráveis, com uma voltagem de 12 V, 
compostas de 6 pilhas ou células. Seu ânodo (polo negativo) corresponde às placas de chumbo; e o seu cátodo (polo 
positivo), às placas de chumbo com óxido e chumbo IV (PbO2). 
As placas de chumbo 
liberam elétrons 
O revestimento de óxido plúmbico 
recebe elétrons. 
 
 
 23 Eletroquímica – Pilhas 
14.D – Células de Combustível 
 
Há vários tipos de pilhas de combustível, conforme o eletrólito e demais materiais de sua constituição, 
funcionando umas a baixa e outras a alta temperatura. Dentre os vários tipos, as “Polymer Electrolyte Membrane Fuel 
Cells” (PEMFC ou PEM) e as “Solid-Oxide Fuel Cells” (SOFC) 
As PEM são alimentadas com hidrogênio puro e funcionam a baixa temperatura (cerca 
80
o
C), sendo indicadas para uso em automóveis, como ocorre em veículos de uso pessoal, disponibilizados por Mercedes, 
Hyunday, Toyota, General Motors, híbridos da Audi e Ford e as scooter da Honda, quer de transporte público, como é o 
caso de alguns ônibus que circulam na cidade de Londres. Estas pilhas de combustível podem ainda ser usadas em 
sistemas de produção de eletricidade a nível doméstico ou em pequena escala. Outro exemplo é o uso em computadores 
portáteis e celulares, em que um tipo de PEM que usa metanol em vez de hidrogênio, substitui as baterias. 
As SOFC são mais flexíveis em termos de combustível, pois para além de hidrogênio são ainda 
compatíveis com metano ou monóxido e dióxido de carbono, funcionando a elevada temperatura (700oC – 
1000oC). Devido a esta flexibilidade, e à elevada eficiência, as SOFC são mais indicadas para produção de energia em 
fontes estacionárias. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
14.E – Pilhas recarregáveis 
 
 As pilhas não-recarregáveis, que são aquelas que são utilizadas uma vez e depois são descartadas, são 
chamadas de pilhas primárias. Nessas pilhas os materiais de oxidação e de redução não permanecem no ânodo e no 
cátodo, por isso é impossível reverter o estado final. 
 As pilhas recarregáveis são aquelas que depois de utilizadas pode ser recarregadas e utilizadas 
novamente, estas são chamadas de pilhas secundárias. Nessas pilhas os materiais de oxidação ficam no ânodo e 
os materiais de redução permanecem no cátodo, sendo possível inverter as reações 
 
 Níquel – cádmio ou NiCd (Nickel Cadmium) 
 
 Também chamadas de Níquel Cádmio, esse é o tipo de pilha recarregável que surgiu primeiro. 
Normalmente as pilhas NiCd são mais baratas, porém têm menor tempo de vida útil, além de terem menor capacidade de 
carga. 
 
Problemas no cotidiano: 
 
 As baterias de Níquel Cádmio podem sofrer de um problema chamado "efeito memória". Quando isso 
ocorre, a pilha deixa de ser recarregada totalmente por sua composição química dar sinal de que a carga está completa. 
Para entender melhor, imagine que uma pilha tem um efeito memória que atinge 10% de sua capacidade. Isso indica que 
sua carga será de 90%, pois a pilha indicará que os 10% restantes já estão carregados. 
 O efeito memória acontece quando resíduos de carga na pilha induzem a formação de pequenos blocosde 
cádmio. A melhor maneira de evitar o problema é não fazer recargas quando a bateria está parcialmente descarregada. É 
melhor esperar até a pilha "ficar fraca" e você não conseguir mais utilizá-la em seu aparelho para então recarregá-la. 
 As pilhas NiCd estão cada vez mais em desuso, pois além do efeito memória, de terem menor capacidade e 
menor tempo de vida útil, esse tipo de bateria é muito poluente, já que o cádmio é um elemento químico altamente 
tóxico e prejudicial ao meio ambiente. 
 
 24 Eletroquímica – Pilhas 
 Pilhas de níquel–metalidreto ou NiMH (Níquel-Metal Hydride) 
 
Também denominadas de Níquel Metal Hidreto, as pilhas NiMH são o tipo mais usado atualmente, 
pois oferecem maior capacidade, maior tempo de vida, suportam mais recargas se comparado ao NiCd (dependendo do 
fabricante, isso pode não ser verdadeiro) e são menos poluentes, já que não utilizam materiais pesados, como o cádmio. 
Outra vantagem desse tipo é a não existência do efeito memória. 
 
 
 Pilhas de lítio 
 
O ânodo é feito de metal lítio e o cátodo é de MnO2 ou cloreto de sulfurila (SOCℓ2). 
As pilhas de lítio apresentam uma alta voltagem: 3,4V. 
 
Ânodo: 4 Li(s)  4 Li
+
(aq) + 4 e
– 
 
Cátodo: 2 SOCℓ2 + 4 e
–  4 Cℓ– + S + SO2 
 
 
Vantagens no cotidiano: Sendo o lítio o mais leve metal existente no universo, é possível construir grandes baterias 
de lítio com peso extremamente mais baixo que o peso das demais baterias, de mesmo 
tamanho, fabricadas com outros materiais. Os futuros automóveis elétricos serão movidos 
por bateria de lítio. 
 
14.F – Legislação 
 
 A Resolução nº 257 do CONAMA - Conselho Nacional do Meio Ambiente, que entrou em vigor em julho de 
2000, determinou que os fabricantes, importadores, rede autorizada de assistência técnica e os comerciantes de pilhas e 
baterias ficam obrigados a coletar, transportar e armazenar o material. Os fabricantes e os importadores são os 
responsáveis pela reutilização, reciclagem, tratamento ou disposição final do produto. 
 No Brasil, não é preocupação prioritária a disposição final de pilhas e baterias usadas. A grande maioria dos 
brasileiros não sabe que PILHAS E BATERIAS SÃO LIXO QUÍMICO, QUE PODEM CAUSAR DANOS SÉRIOS À SAÚDE e que 
devem ter uma destinação final diferenciada do lixo comum 
 
 
15 – Alessandro Volta 
 
 Alessandro Giuseppe Antonio Anastasio Volta nasceu em 18 
de fevereiro de 1745, na pequena cidade de Como, próxima de Milão, na 
Itália. 
Estudou boa parte de sua vida no colégio dos jesuítas, mas, aos 16 anos, o 
abandonou para estudar por conta própria, apenas com a assistência de um 
cônego. Esse cônego e amigo de Volta foi Gattoni, que além de lhe ensinar 
os princípios básicos de Física, também lhe forneceu alguns aparelhos 
necessários para suas experimentações. 
 Apesar de seu tio o incentivar a estudar Direito, ele estava 
decido a estudar Física. E, incrivelmente, Volta aprendeu sozinho Física, 
Matemática, Latim, Francês, Alemão e Inglês. 
Mesmo não possuindo um diploma ou não tendo defendido uma tese, 
 Alessandro Volta conseguiu com a ajuda do governador da 
Lombardia austríaca, Carlo di Firmian, um emprego como professor. Com o 
tempo ele passou de professor substituto a professor regente. Além disso, 
também conseguiu a cátedra de professor de Física Experimental nas 
escolas de Como. 
 Ele se tornou um inventor muito notável. Um dos seus 
primeiros inventos foi realizado em 1776, que foi o eudiômetro, um 
aparelho que por meio de uma centelha elétrica causava a reação entre dois 
compostos gasosos. 
Uma das maiores invenções de 
Alessandro Volta foi a pilha elétrica 
+4 0 
 
 
 25 Eletroquímica – Pilhas 
 Volta usou esse aparelho para confirmar as leis das proporções definidas de Proust e as dos gases, incluindo 
a lei da dilatação dos gases submetidos a aquecimento, que foi uma lei que ele próprio determinou, juntamente com Gay-
Lussac. 
 Naquele mesmo ano, Alessandro Volta isolou o gás metano, descoberta que aumentou ainda mais a sua 
fama, tanto que ele foi escolhido para lecionar na Universidade de Pávia, em 1779, da qual posteriormente se tornou o 
reitor. 
 Ele também sugeriu a produção industrial de vacinas, difundiu o uso do amianto para a indústria, difundiu 
também a cultura controlada do bicho-da-seda e racionalizou o cultivo do lúpulo e da batata. 
 Entretanto, a invenção que mais lhe trouxe créditos foi a pilha elétrica, em 1800. Ele causou uma 
enorme agitação no mundo científico quando empilhou discos alternados de zinco e cobre, separando-os por pedaços de 
tecidos embebidos em solução de ácido sulfúrico. Esse aparelho que produzia corrente elétrica, sempre que um fio 
condutor era ligado aos discos de zinco e de cobre das extremidades, passou a ser chamado de pilha de Volta. A partir daí, 
todos os aparelhos que produziam eletricidade por meio de processos químicos passaram a ser denominados pelos 
seguintes nomes: celas voltaicas (em homenagem a Volta), pilhas galvânicas (em homenagem a Luigi Galvani (1737-
1827)) ou, simplesmente, pilhas. 
 
Por Jennifer Fogaça 
Graduada em Química 
Brasil Escola 
http://www.brasilescola.com/quimica/alessandro-volta.htm 
 
 
 
 
 
 
 
 
01 – (ENEM/2011) Um curioso estudante, empolgado com a aula de circuito elétrico que assistiu na escola, resolve 
desmontar sua lanterna. Utilizando-se da lâmpada e da pilha, retiradas do equipamento, e de um fio com as 
extremidades descascadas, faz as seguintes ligações com a intenção de acender a lâmpada: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
GONÇALVES FILHO, A.; BAROLLI, E. Instalação Elétrica: investigando e aprendendo. 
São Paulo: Scipione, 1997 (adaptado). 
 
Tendo por base os esquemas mostrados, em quais casos a lâmpada acendeu? 
 
a) (1), (3), (6) b) (3), (4), (5) c) (1), (3), (5) d) (1), (3), (7) e) (1), (2), (5) 
 
 
02 – (FESP – UPE/2001) Dentre as afirmativas abaixo, assinale a verdadeira. 
 
a) Na pilha de Daniell, o zinco metálico age quimicamente como oxidante. 
b) A finalidade da ponte salina em uma pilha é permitir a passagem de elétrons de uma semipilha para outra. 
c) Uma solução de sulfato de níquel deve ser armazenada em recipiente de alumínio 
( Al3+ + 3e-  Al, E0 = -1,66V; Ni2+ + 2 e-  Ni, E0 = -0,23V ). 
d) No processo de enferrujamento de uma peça de ferro, no ânodo ocorre a oxidação do ferro. 
e) Na pilha alcalina, o cloreto de amônio é substituído pelo hidróxido de amônio; em conseqüência, a durabilidade 
dessa pilha é muito maior que a da pilha comum, tendo em vista a estabilização da corrente elétrica produzida 
pelo hidróxido de amônio. 
 
Testes de 
Vestibulares 
 
 26 Eletroquímica – Pilhas 
03 – (ENEM/2010) O crescimento da produção de energia elétrica ao longo do tempo tem influenciado decisivamente o 
progresso da humanidade, mas também tem criado uma séria preocupação: o prejuízo ao meio ambiente. Nos 
próximos anos, uma nova tecnologia de geração de energia elétrica deverá ganhar espaço: as células de combustível 
hidrogênio/oxigênio. 
 
 
 
VILLULLAS, H. M;TICIANELLI, E. A; GONZÁLEZ, E. R. Química Nova na Escola. Nº 15, maio 2002 
 
Com base no texto e na figura, a produção de energia elétrica por meio da célula a combustível hidrogênio/oxigênio 
diferencia-se dos processos convencionais porque: 
 
a) transforma energia química em energia elétrica sem causar danos ao meio ambiente, porque o principal 
subproduto formado é a água. 
b) converte a energia química contidas nas moléculas dos componentes em energia térmica, sem que ocorra a 
produção de gases poluentes nocivos ao meio ambiente. 
c) transforma energia química em energia elétrica, porém emite gases poluentes da mesma forma que a produção de 
energia a partir dos combustíveisfósseis. 
d) converte energia elétrica proveniente dos combustíveis fósseis em energia química, retendo os gases poluentes 
produzidos no processo sem alterar a qualidade do meio ambiente. 
e) converte a energia potencial acumulada nas moléculas de água contidas no sistema em energia química, sem que 
ocorra a produção de gases poluentes nocivos ao meio ambiente. 
 
 
04 – (UPE – Quí. I/2009) Sobre os aspectos físico-químicos dos sistemas, são apresentadas as afirmativas abaixo. Analise-
as e conclua. 
 
I II 
0 0 É correto afirmar que os incêndios florestais se propagam mais rapidamente, em dias nos quais praticamente 
não venta. 
1 1 Um bloco de gelo a 0oC, quando exposto à temperatura ambiente (27oC), funde. Isso indica que a variação da 
entropia total aumenta. 
2 2 Os valores de KC e KP numa temperatura T são rigorosamente iguais para a transformação H2O(ℓ) ⇄ H2O(g), 
qualquer que seja a pressão de vapor da água. 
3 3 A proteção contra a corrosão do ferro (E
o
Red = – 0,44V) é mais eficaz, utilizando-se o estanho (E
o
Red = – 0,14V) ao 
invés do zinco (E
o
Red = – 0,76V). 
4 4 Na descarga de uma bateria de chumbo, usada nos automóveis como fonte de energia elétrica, ocorre a 
formação do sulfato de chumbo e água. 
 
 
05 – (UPE – Quí. I/2011) As proposições abaixo se referem à eletroquímica. Analise-as. 
 
I. A ponte salina é um tubo que contém um isolante gelatinoso que impede a passagem de elétrons através das 
duas soluções da pilha, evitando a descarga rápida. 
II. Ânodo e cátodo são eletrodos de uma pilha onde ocorrem, respectivamente, as reações de oxidação e redução. 
III. As notações H+(aq)/H2(g)/Pt e Pt/H2(g)/H
+
(aq) referem-se ao eletrodo de hidrogênio escrito como ânodo e cátodo, 
respectivamente. 
IV. Na descarga de uma bateria de chumbo (bateria de automóvel), forma-se o sulfato de chumbo e, na carga entre 
outras substâncias, forma-se o PbO2. 
V. Comparando-se a pilha seca alcalina com a pilha de Leclanché, verifica-se que o cloreto de amônio encontrado na 
pilha de Leclanché é substituído pelo KOH na pilha seca alcalina. 
 
São VERDADEIRAS 
 
a) I, III e IV. b) II, III e IV. c) I, II e III. d) III, IV e V. e) II, IV e V. 
 
 
 27 Eletroquímica – Pilhas 
06 – (UFPE – 1ª Fase/2007) O dióxido de manganês é uma substância utilizada em cátodos de algumas pilhas e baterias. 
Em uma pilha alcalina, a reação produz o hidróxido de manganês (II). 
 Sabendo-se que a massa atômica do manganês e do oxigênio são respectivamente 54,94g/mol e 16,00g/mol, analise as 
afirmativas abaixo. 
 
1) O dióxido de manganês é um agente redutor e, para cada mol dessa substância, 2 mols de elétrons são 
transferidos. 
2) 173,88 g de dióxido de manganês podem trocar no máximo 4 mols de elétrons. 
3) O estado de oxidação do manganês no dióxido de manganês é +4. 
4) A semi-reação de conversão de um mol, de dióxido de manganês a hidróxido de manganês (II), consome dois mols 
de moléculas de água. 
 
Estão corretas: 
 
a) 1, 2, 3 e 4 b) 1 e 3 apenas c) 2 e 3 apenas d) 2, 3 e 4 apenas e) 1 e 4 apenas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Resoluções de Testes 
Comentários Adicionais 
 
 
 28 Eletroquímica – Pilhas 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 (Páginas 05 e 06) 
 
N
o 
Resposta N
o 
Resposta N
o 
Resposta N
o 
Resposta 
 
01 C 04 C 07 D 
02 A 05 D 08 09 
03 A 06 A 
 
 
 (Páginas 10, 11, 12 e 13) 
 
No Resposta No Resposta No Resposta No Resposta 
 
01 FFVFF 06 40 11 A 
02 C 07 E 12 C 
03 12 08 FVFVV 13 E 
04 11 09 B 14 D 
05 VVFVV 10 FVVFF 
 
 
 (Páginas 15, 17 e 19) 
 
No Resposta No Resposta No Resposta No Resposta 
 
01 VVFVV 06 FVFFF 
02 FVVFV 07 FFVVV 
03 A 08 A 
04 FFVFV 09 C 
05 VFFVV 10 FFVFV 
 
 
 (Páginas 25,26 e 27) 
 
No Resposta No Resposta No Resposta No Resposta 
 
01 D 03 A 05 E 
02 D 04 FVFFV 06 D 
 
Comunique-se com seu professor: quimicaeber@hotmail.com 
 
Gabarito de: 
Eletroquímica – Pilhas (38 questões) 
Resoluções de Testes 
Comentários Adicionais