Gabarito AD2 2016 1

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Gabarito AD2 2016-1- QEP 
 
 
1) Defina pilhas galvânicas exemplificando com a pilha de Daniel. Apresente-a e mostre 
todos os processos que ocorrem na produção de energia elétrica e como se calcula a 
força eletromotriz de uma pilha. 
 
A pilha galvânica é um dispositivo onde ocorre espontaneamente uma reação de 
oxidação e redução, capaz de produzir energia elétrica. Um exemplo de pilhas 
Galvânicas seria a Pilha de Daniell que consiste numa reação química de oxidação e 
redução entre zinco e cobre que é capaz de produzir corrente elétrica. 
Zn0 (s) + Cu2+(aq) ↔ Zn2+(aq) + Cu0 (s). 
Para exemplificar a Pilha, Daniell montou um sistema com dois eletrodos interligados, 
constituídos de uma placa de Zinco (Zn) numa solução de ZnSO4 e uma placa de Cobre 
(Cu) numa solução de CuSO4. As duas soluções são ligadas por uma ponte salina, ou 
por uma parede porosa. 
 
O eletrodo de Zinco é o ânodo, com carga negativa - placa de maior potencial de 
oxidação 
O eletrodo de Cobre é o cátodo, com carga positiva - placa de menor potencial de 
oxidação 
 
Os elétrons circulam do eletrodo de maior potencial de oxidação para o de menor 
potencial de oxidação. No caso da pilha de Daniell os elétrons vão do zinco para o 
cobre, ou seja do polo negativo para o polo Positivo. 
 
Ânodo ocorre a reação de oxidação – Zn0 ==> Zn2+ + 2é (Semirreação do ÂNODO) 
Cátodo ocorre a reação de redução - Cu2+ + 2é ==> Cu0 (Semirreação do CÁTODO) 
 
A solução de CuSO4, inicialmente era azul devido a presença dos cátions Cu2+. 
Entretanto, com a ocorrência da reação de redução, a concentração da solução diminui 
e, consequentemente, a solução fica incolor. A redução do Cu2+ forma o Cu0 que se 
deposita na placa de cobre. E, dessa forma, observa-se que a massa da placa de cobre 
fica maior com o passar do tempo. O zinco é o mais reativo e sofre oxidação, doando os 
elétrons para o cobre, diminuindo a massa da placa de zinco. 
 
Somando as duas semirreações, chega-se à reação global da pilha de Daniell: 
Semirreação no ânodo: Zn (s) ↔ Zn2+(aq) + 2e- 
Semirreação no cátodo: Cu2+(aq) + 2 e- ↔ Cu (s) 
Reação Global: Zn (s) + Cu2+( aq) ↔ Zn2+(aq) + Cu (s) 
A pilha de Daniell é representada pela seguinte notação: 
Zn°/Zn2+//Cu2+/Cu° 
Ânodo - Ponte Salina (//) - Cátodo 
 
A força eletromotriz (f.e.m.) é uma grandeza escalar cuja unidade é o volt, designando a 
tensão existente nos terminais de uma bateria ou gerador elétrico. Desse modo, 
conhecendo a f.e.m. de um gerador podemos calcular a energia que ele fornece ao 
circuito durante certo tempo. A f.e.m (∆E0) de uma pilha, em condições-padrão 
(soluções 1mol/L e a 25°C) é a diferença entre o E0 do oxidante (catodo) e o E0do 
redutor (anodo). 
 
Com base nas semirreações da Pilha de Daniell podemos calcular a força eletromotriz 
 
Semirreação no ânodo: Zn( s) ↔ Zn2+(aq) + 2 e- 
Semirreação no cátodo: Cu2+(aq) + 2 e- ↔ Cu(s) 
Para fazer o cálculo utilizamos a tabela de potencial padrão de redução 
Zn2+ + 2e- ==> Zn0 Eo = - 0,76 V 
Cu2+ 2e- ==> Cu0 E0 = + 0,34 V 
Aplica-se a fórmula 
∆E0 = E0 CÁTODO – E0 ÂNODO 
Temos, portanto: 
∆E0 = 0,34 - (- 0,76) 
∆E0 = 0,34 + 0,76 = 1,10 V 
 
Outro modo de explicar 
As Pilhas galvânicas possuem por princípio a transferência de elétrons de forma 
espontânea, através do contato entre dois metais com diferentes potenciais, ocorrendo 
uma reação de oxi-redução, em um meio eletrolítico. 
Exemplo: Pilha de Daniel 
 
 
 
 
 fonte: 
https://eletroquimicas.wordpress.com/pilha-de-daniell/ 
A pilha de Daniel é composta por duas semi-células contendo em uma delas uma barra 
do metal cobre (Cu0) imerso em uma solução de um sal de cobre (Sulfato de cobre 
1mol.L-1) a outra semi-célula é formada por uma barra do metal zinco (Zn0) e um sal de 
zinco (sulfato de zinco 1 mol.L-1). 
As semi-células são interligadas por uma ponte salina contendo uma solução de cloreto 
de potássio, responsável pelo equilíbrio iônico através do transporte dos íons entre as 
duas soluções. 
Um fio condutor liga as duas barras metálicas, através deste fio ocorre a transferência de 
elétrons do pólo negativo (Zn) para o pólo positvo (Cu). 
As reações envolvidas no processo são: 
Polo negativo: Zn0 � Zn+2 + 2e- 
Polo positivo: Cu+2 + 2e- � Cu0 
Equação global: Zn0 + Cu+2 � Zn+2 + Cu0 
A fem ou ddp é calculada através da diferença de potencial entre os dois metais 
ddp = > potencial de redução – < potencial de redução 
 
Para a pilha de Daniel temos: Ered Zn = - 0,76 V Ered Cu = + 0,34 V 
 
ddp Pilha de Daniel = (+0,34) - (-0,76) 
 
ddp igual = 1,1 V 
 
 
 
2) No texto fala-se de região anódica e região catódica. Usando a pilha de Daniel como 
exemplo Quais são essas regiões? Justifique. 
 
De acordo com descrição da pilha de Daniell, a região anódica é onde ocorre a 
semirreação de oxidação e a região catódica é onde ocorre a semirreação de redução. 
Verifica-se pelo texto que a formação da ferrugem é um bom exemplo para descrever as 
regiões anódicas e catódicas pelo processo chamado de corrosão eletroquímica. O ferro 
se oxida facilmente quando exposto ao ar úmido (oxigênio (O2) e água (H2O)). Essa 
oxidação resulta no cátion Fe2+, formando o polo negativo (que perde elétrons) da pilha: 
Ânodo: Fe(s) → Fe2+ + 2e-, semirreação de oxidação 
Entre os vários processos de redução que podem ocorrer a mais significativa é a da 
água: 
Cátodo: 2H2O + 2é � H2 + 2OH–, semirreação de redução 
Enquanto os cátions Fe2+ migram para o polo negativo (cátodo), os ânions OH- migram 
para o polo positivo (Ânodo) e ocorre a formação do hidróxido ferroso [Fe(OH)2]. 
Fe2+ + 2OH– → Fe(OH)2 
Num meio com baixo teor de oxidação, o Fe(OH)2 sofre a seguinte transformação: 
3Fe(OH)2 ==> Fe3O4 + 2H2O + H2 
Caso o teor de oxigênio seja elevado, tem-se 
2Fe(OH)2 + H2O 1/20 O2 ==> 2Fe(OH)3. 
O Fe(OH)3 perde água e se transforma em Fe2O3.H2O, que possui uma coloração 
castanho-avermelhada que é a ferrugem que conhecemos: 
2Fe(OH)3 → Fe2O3.H2O + 2H2O 
 
Outro modo de explicar 
Anódica é a semicélula que contém o eletrodo de zinco, porque é onde ocorre a reação 
de oxiredução (Perde de elétrons). 
Catódica onde se encontra o eletrodo de cobre, porque é onde ocorre a reação de 
redução (recebe elétrons). 
 
 
3) No texto temos a seguinte definição: A corrosão química, também conhecida como 
seca, por não necessitar de água, corresponde ao ataque de um agente químico 
diretamente sobre o material, sem transferência de elétrons de uma área para outra. E dá 
como exemplo: 
No caso de um metal, o processo consiste numa reação química entre o meio corrosivo e 
o material metálico, resultando na formação de um produto de corrosão sobre a sua 
superfície. Um exemplo desse processo é a corrosão de zinco metálico em presença de 
ácido sulfúrico: 
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2. 
 
a) Você concorda com o exposto no texto de que nesta reação não há transferência de 
elétrons? Justifique. 
Há transferência de elétrons sim. 
 Zn + H2SO4 ⇒ ZnSO4 + H2 
ZnO ==> Zn2+ + 2e 
2H+1 + 2e ==> H2 
Há transferência de 2 elétrons 
 
Outro modo de explicar 
Não está correto o exemplo dado da reação do metal (Zn metálico) em presença de 
ácido sulfúrico, pois há transferência de elétrons e consequentemente oxiredução. 
 
b) Essa reação poderia ser usada para gerar energia (fem)? 
De acordo com o potencial padrão de redução temos: 
 Zn0 ==> Zn2+ + 2e ==== E0 = -0,76 V (anodo) 
2H+1 + 2e ==> H2 ==== E0 = 0,0 V (cátodo) 
∆E0 = E0 CÁTODO – E0 ÂNODO 
Temos, portanto: 
∆E0 = 0,0 - (- 0,76) 
∆E0 = + 0,76 V 
 
Outro modo de explicar 
Sim, se usarmos a ddp entre o Zn e o H2 teremos: 
Equação de oxidação: Zn0 � Zn+2 + 2e- 
Equação de redução:2H+1 + 2e- � H20 
Equação Global: Zn0 + 2H+1 � Zn+2 + H20 
Ered Zn = - 0,76 V Ered H = 0 V 
 
ddp reação = (0) - (-0,76 ) 
 
ddp igual = +0,76 V 
 
Resultado positivo indica reação espontânea logo podemos dizer que gera energia 
 
 
4) No texto temos um exemplo de proteção catódica através da fixação do zinco no 
casco de um navio (ferro). Pesquise outro exemplo sobre o uso deste processo, com um 
metal diferente do zinco. Descreva o exemplo, identifique os metais envolvidos 
deixando claro qual deles está servindo como protetor e qual está sendo protegido, 
justifique o uso do metal escolhido para esta proteção através de seu conhecimento 
sobre oxirredução. Coloque as reações envolvidas no processo. Coloque a fonte de sua 
pesquisa. 
 
 
Há dois tipos de proteção catódica para estruturas metálicas: galvânica e por corrente 
impressa. Na galvânica, também chamada de proteção por ânodos de sacrifício, 
utiliza-se um metal mais eletronegativo (ânodo galvânico) que a tubulação, 
observando-se que a perda de elétrons da estrutura para o meio (o que causa a corrosão) 
é compensada pela ligação da estrutura metálica ao ânodo de sacrifício - normalmente, 
um eletrodo de cobre e sulfato ou magnésio. O direcionamento da corrente elétrica 
preserva a tubulação metálica, e a corrosão ocorre no ânodo. 
A Proteção catódica por corrente impressa, baseia-se também em transferir a corrosão a 
um ânodo enterrado. Porém, ele utiliza uma fonte externa de energia, de corrente 
contínua, chamada de retificador. Dessa forma, se faz a ligação entre o ânodo instalado 
no solo e a tubulação (cátodo) a ser protegida. 
Existem vários metais que podem ser utilizadas como ânodo de sacrifício como zinco, 
magnésio, alumínio, etc. Este metal de sacrifício ou ânodo de sacrifício é colocado em 
contato com o objeto que se quer proteger e deve possuir um potencial de oxidação 
maior que o objeto que se quer proteger, para, assim, oxidar-se no lugar dele. 
Exemplos: 
 
1) Utilização do Magnésio (Mg) para proteger o Ferro 
 
De acordo com as semirreações de redução abaixo: 
 
Fe2+ + 2 e- → Fe(s) E0 = - 0,44 V 
Mg2+ + 2 e- → Mg(s) E0 = - 2,37 V 
 
Verifica-se que o magnésio possui potencial de redução menor que o do ferro e, desta 
forma, a tendência do magnésio de se oxidar é maior que a do ferro. Sendo assim, liga-
se uma peça de ferro a esse metal, formando uma pilha galvânica, em que o ferro é o 
cátodo e o magnésio funciona como ânodo. Isso significa que, em contato com o ar, o 
magnésio irá oxidar-se, e não o ferro: 
Mg(s) → Mg2+ + 2 e- 
 
Observa-se que a oxidação do magnésio fornece elétrons, que irão reduzir os íons Fe2+ a 
ferro metálico (Fe(s)), impedindo assim que ele seja corroído: 
Fe2+ + 2 e- → Fe(s) 
Para proteção do Ferro também pode-se utilizar o Zinco, conforme descrito no texto, já 
que o zinco possui potencial de redução menor que o do ferro também. 
Zn2+ + 2 e- → Zn(s) E0 = - 0,76 V 
Bibliografia 
 
PERUZZO. F.M.; CANTO. E.L., Química na abordagem do cotidiano, volume 2, 4ª 
edição, ed moderna, São Paulo, 2006. 
FELTRE, Ricardo. Fundamentos de Química: vol. único. 4ª.ed. São Paulo: Moderna, 
2005. 700 p. 
 
 
Outro modo de explicar 
 
A correção desta questão vai depender da resposta de cada aluno, o importante é 
observar se está correta a relação entre os papéis de cada metal (protetor – o que sofre a 
oxidação) ou protegido. 
A justificativa deve estar associada a diferença de potenciais entre eles observando 
quem terá o maior potencial de oxidação entre os dois escolhidos para que seja usado 
como anodo de sacrifício. 
Por fim observar as reações se estão corretas e balanceadas.