Apostila de Eletroquímica 1

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UNIDADE 6 – ELETROQUÍMICA
CAPÍTULO 1 – CONCEITOS FUNDAMENTAIS ........................................................................................................ 154 
Introdução ..................................................................................................................................................................... 154 
Conceito ................................................................................................................................................................... 154 
Oxidação .............................................................................................................................................................. 154 
Redução ............................................................................................................................................................... 154 
1ª experiência ........................................................................................................................................................... 154 
2ª experiência ........................................................................................................................................................... 155 
3ª experiência ........................................................................................................................................................... 155 
4ª experiência ........................................................................................................................................................... 155 
A série de reatividade química ..................................................................................................................................... 155 
CAPÍTULO 2 – PILHAS ................................................................................................................................................. 157 
Conceito ....................................................................................................................................................................... 157 
Uma curiosidade elétrica .............................................................................................................................................. 158 
Denominações dos eletrodos ........................................................................................................................................ 158 
Potencial de eletrodo .................................................................................................................................................... 159 
1º fator: temperatura ................................................................................................................................................ 159 
2º fator: concentração .............................................................................................................................................. 159 
A medida do potencial .................................................................................................................................................. 160 
A função da ponte salina .............................................................................................................................................. 162 
O funcionamento da pilha ............................................................................................................................................ 162 
A pilha e a espontaneidade ........................................................................................................................................... 165 
A descarga e a carga de uma pilha ............................................................................................................................... 166 
O trabalho elétrico da pilha .......................................................................................................................................... 167 
Aplicações práticas das pilhas ...................................................................................................................................... 167 
1°. Acumulador de chumbo: ....................................................................................................................................167 
CAPÍTULO 3 – ELETRÓLISE ........................................................................................................................................ 169 
Conceito ....................................................................................................................................................................... 169 
Esquema geral .............................................................................................................................................................. 169 
A disputa entre íons ...................................................................................................................................................... 170 
Eletrólise por via aquosa .............................................................................................................................................. 171 
Eletrólise com eletrodos ativos .................................................................................................................................... 172 
Eletrólise ígnea ............................................................................................................................................................. 174 
Estudo quantitativo da eletrólise .................................................................................................................................. 174 
1ª Lei de Faraday ..................................................................................................................................................... 174 
2ª Lei de Faraday ..................................................................................................................................................... 175 
A equação geral da eletrólise ....................................................................................................................................... 175 
EXERCÍCIOS DE APRENDIZAGEM ............................................................................................................................ 177 
EXERCÍCIOS–DESAFIO ................................................................................................................................................ 180 
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO .......................................................................................................................................... 181 
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES ............................................................................................................................ 183 
EXPERIMENTOS ............................................................................................................................................................ 187 
Apostila de Química 2 − Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 154
CAPÍTULO 1 – CONCEITOS FUNDAMENTAIS
Introdução
Conceito
A eletroquímica é a parte da Química que estuda o relacionamento entre a corrente elétrica e as 
reações químicas. Os principais fenômenos estudados por ela são:
 Produção de corrente elétrica, através de uma reação química: pilha.
 Ocorrência de uma reação química pela passagem da corrente elétrica: eletrólise.
Para melhor entender os fenômenos da eletroquímica, vamos recordar algo sobre oxidação e redução.
Oxidação
Quando a espécie química perde elétrons na reação:
Redução
Quando a espécie química recebe elétrons na reação:
Observe as experiências descritas a seguir, e as conclusões a que podemos chegar.
1ª experiência
Preparamos uma solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO4): um sal 
bastante solúvel, que se dissocia em íons Cu2+ e SO42–. Essa solução é de uma 
cor azul característica. A seguir, tomamos uma lâmina de zinco metálico 
(Zn°), que é de cor cinza.
Mergulhamos a lâmina de zinco na solução de sulfato de cobre; 
agora, observemos o sistema atentamente durante alguns minutos. Veremos 
que com o passar do tempo a lâmina e a solução mudam de cor.
Retirando a lâmina de zinco da solução, verificamos que a parte que 
estava submersa está recoberta por uma fina camada vermelho-amarelada — 
que podemos identificar como sendo cobre metálico (Cu°) — e que a solução 
perdeu a cor azul. Uma análise posterior mostrará a existência de íons Zn2+ 
em substituição aos íons Cu2–.
O exame dos fatos observados nos leva a concluir que houve uma reação de oxidação–redução na 
superfície da lâmina de zinco em contato com a solução de sulfato de cobre. 
Essa reação pode ser descrita pela equação:
Os reais participantes dessa reação foram os átomos de zinco da superfície da lâmina e os íons de Cu2+ 
da solução. Os anions sulfato (SO42–) permaneceram inalterados. 
Portanto, a reação pode ser descrita por uma equação 
simplificada:
Apostila de Química 2 − Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 155
A equação anterior nos mostra que o zinco (Zn°) cede elétrons para os íons Cu2+ da solução e estes se 
depositam na lâmina na forma de cobre metálico (Cu°). Evidentemente, os átomos de zinco (Zn°) da lâmina 
que cederam os elétrons convertem-se em íons Zn2+ que passam para a solução:
Zn° é o redutor ou agente redutor.
Cu2+ é o oxidante ou agente oxidante.
Zn° cede elétrons ao Cu2+.
2ª experiência
Preparando uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4) e mergulhando nessa 
solução uma lâmina de cobre (Cu°), observamos que a lâmina de cobre não fica 
recoberta de zinco (Zn°). Isso evidencia que não ocorre a reação.
3ª experiência
Preparamos uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4) e 
mergulhamos nela uma lâmina de alumínio(Al°). Após algum 
tempo, detectamos uma fina película de zinco sobre a lâmina de 
alumínio e o aparecimento de íons Al3+ na solução. Isso evidencia 
que ocorre a reação.
4ª experiência
Preparamos uma solução de sulfato de prata (Ag2SO4) e 
mergulhamos nela uma lâmina de cobre (Cu°). Após algum tempo, 
notamos a formação de uma película de prata sobre a lâmina de cobre 
e o aparecimento de íons Cu2+ na solução. Isso evidencia que ocorre a 
reação.
A série de reatividade química
Analisando em conjunto os resultados obtidos na seqüência anterior de experiências, verificamos que 
existe uma determinada ordem para que a reação ocorra, isto é, não basta simplesmente juntar duas espécies 
químicas: um metal e uma solução. A natureza impõe condições para que haja reação entre um determinado 
par metal/cátion.
Nas experiências que descrevemos, observamos que:
 Al° cede elétrons ao Zn2+
 Zn° cede elétrons ao Cu2+
 Cu° cede elétrons ao Ag+
 Cu° não cede elétrons ao Zn2+.
Podemos dispor esses metais em uma seqüência que indique a preferência em ceder elétrons, ou, como é 
chamada, uma série de reatividade química. Veja:
Apostila de Química 2 − Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 156
Nesta série, os átomos da esquerda cedem elétrons aos cátions 
dos elementos à sua direita. Assim:
 Al° cede elétrons a Zn2+, Cu2+ e Ag+;
 Zn° cede elétrons a Cu2+ e Ag+;
 Cu° cede elétrons a Ag+;
Entretanto, Cu° não cede elétrons ao Zn2+ e nem ao Al3+.
O cientista americano Linus Pauling (1901), através de 
experiências do tipo das que analisamos, conseguiu ordenar os 
metais de acordo com a sua reatividade química, ou seja, 
montou uma série de reatividade química. Nessa série, os 
elementos estão dispostos em ordem decrescente de reatividade. 
Assim, o césio (Cs) é o mais reativo, enquanto o ouro (Au) é o 
menos reativo.
Exercícios resolvidos
ER1. Dada a equação, descobrir se ela representa uma reação 
que pode ser efetuada: Zn° + Fe2+  Fe° + Zn2+.
Resolução: Examinando a série de reatividade química, 
verificamos que o zinco aparece antes do ferro.
Então, a reação pode ser efetuada, pois o Zn° pode ceder 
elétrons aos cátions Fe2+:
Resposta: A reação pode ser efetuada.
ER2. Descobrir se pode ser efetuada a reação representada por Fe2+ + Ni°  Fe° + Ni2+.
Resolução: Na série de reatividade química, o níquel aparece após 
o ferro. Então, a reação não pode ser efetuada, pois o Ni° não pode ceder 
elétrons aos cátions Fe2+: Resposta: A reação não pode ser efetuada
Exercícios: EA1; EA2; EA3; EA4
Apostila de Química 2 − Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 157
CAPÍTULO 2 – PILHAS
Conceito
Pilha é a denominação dada ao dispositivo que aproveita a transferência de elétrons, em uma reação 
de oxidação-redução, para propiciar, assim, o aparecimento de uma corrente elétrica através de um condutor. 
Dessa maneira, a pilha converte energia química em energia elétrica. Então:
Pilha é o dispositivo que converte energia química em energia elétrica.
Em 1800, o físico italiano Alessandro Volta (1745-1827) construiu a primeira pilha. Essa pilha é 
constituída por um conjunto de placas de zinco e cobre, empilhadas alternadamente e separadas por cartões 
embebidos em solução de ácido sulfúrico. As placas de zinco constituem o pólo negativo e as de cobre, o 
pólo positivo.
A “Royal Society” de Londres construiu uma dessas pilhas com dois mil pares de placas, que 
permitiu a Humphry Davy e Michael Faraday realizarem suas pesquisas.
Pilha é, então, um sistema em que uma reação química é aproveitada para produzir energia elétrica.
Você pode montar uma pilha da seguinte maneira:
1. Mergulhe uma barra de zinco em uma solução de sulfato de 
zinco (ZnSO4) e uma barra de cobre em uma solução de sulfato de cobre 
(CuSO4). O conjunto que compreende a barra metálica e a solução de seus 
íons recebe o nome de eletrodo:
2. Em seguida, instale um circuito externo constituído de um fio 
condutor, um led indicador (observar a polaridade do led) e um 
amperímetro ideal (resistência interna desprezível): 
Você vai perceber que o amperímetro não acusa passagem de 
corrente. Conseqüentemente, o led permanece apagado.
3. Finalmente, complete o circuito com um tubo de vidro contendo 
gelatina saturada com um sal (por exemplo, KNO3). Esse tubo de vidro em 
forma de U recebe o nome de ponte salina:
Agora, você perceberá que o led se acende. Então, está construída 
uma pilha. (caso o led não acender, utilize um VU analógico)
Uma pilha com eletrodos de zinco (Zn°/Zn2+ e de cobre (Cu°/Cu2+) foi idealizada e construída pela 
primeira vez pelo químico inglês John F. Daniell por isso, ela é conhecida por pilha de Daniell.
Mas, o que ocorre com a pilha em funcionamento?
Fazendo a observação e uma análise química das 
soluções, notaremos o seguinte:
O led se acende (ou o VU se desloca) , o que prova a 
existência de corrente elétrica.
Após certo tempo, a barra de zinco diminui de tamanho, 
ao passo que a de cobre torna-se maior (fica com massa maior).
A solução de zinco fica mais concentrada, enquanto a 
solução de cobre fica mais diluída.
O amperímetro (ou VU) acusa um fluxo de elétrons pelo 
circuito externo, da barra de zinco para a de cobre.
Como explicar tudo isso?
Todos esses fatos podem ser explicados da seguinte forma: Os átomos de zinco da barra metálica 
passam para a solução na forma de íons Zn2+. Cada átomo, ao passar para a solução, deixa dois elétrons na 
barra.
Apostila de Química 2 − Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 158
Isso explica por que a barra de zinco perde massa e a 
solução de íons Zn2+ fica mais concentrada. Esse processo é 
chamado de semi-reação de oxidação e pode ser expresso pela 
equação:
Os elétrons deixados na barra pelos átomos de zinco percorrem o circuito externo e chegam à barra 
de cobre. Isso explica o aparecimento do fluxo de elétrons acusado pelo amperímetro (VU) ; e é esse fluxo 
que faz com que o led se acenda.
Os elétrons que chegam à barra de cobre, provenientes da barra de zinco, atraem os íons Cu2+ da 
solução. Os íons Cu2+, uma vez em contato com a barra de cobre, recebem esses elétrons e se convertem em 
átomos de cobre Cu°, que se depositam na barra.
Isso explica por que a solução de cobre fica mais diluída, ou 
seja, mais pobre em íons Cu2+, enquanto a barra de cobre aumenta. 
Esse processo é chamado de semi-reação de redução e pode ser 
expresso pela equação:
A soma das equações correspondentes 
às semi-reações fornecerá a equação química 
global da pilha:
As pilhas que possuem reações globais de oxirredução são denominadas pilhas de oxirredução ou 
pilhas reversíveis (a pilha seca não é reversível). Nesta apostila, estudaremos apenas as pilhas de 
oxirredução.
Uma curiosidade elétrica
O cientista italiano Galvani observou que uma rã esfolada e recém-morta, que se achava 
dependurada por um gancho de cobre numa grade de ferro, sofria contrações toda vez que, agitada pelo 
vento, encostava-se à grade. O fenômeno se repetia quando a perna da rã era tocada com o bisturi e o gancho 
de cobre, simultaneamente. Galvani não soube explicar o fato e, assim, atribuiu o acontecimento a uma 
eletricidade produzida pelo animal.
Volta, um outro cientista italiano, discordou, afirmando que a corrente elétrica se explicava pelo 
contato de dois metais ligados entre si pelo condutor úmido, que era a musculatura da rã. Com base nesse 
fato, Volta construiu a primeira pilha constituída por placas de cobre e de zinco separadas por rodelas de 
feltro embebidas em água acidulada, como vimos.
Para você perceber de maneira bastante simples o surgimento da corrente 
elétrica produzida pelo contato indireto entre dois metais, basta amassar umlimão 
com as mãos e, em seguida, introduzir no limão uma lâmina de cobre e outra de 
zinco, separadas e encostar ao mesmo tempo a ponta da língua nas duas lâminas. O 
limão com as lâminas de cobre e de zinco constitui uma pilha.
Denominações dos eletrodos
Você já sabe que o conjunto que compreende a 
barra metálica e a solução de seus íons recebe o nome 
de eletrodo. Os dois eletrodos de uma pilha são 
chamados de ânodo e cátodo:
 Ânodo é o eletrodo que emite elétrons para o 
circuito externo; constitui o pólo negativo da pilha;
 Cátodo é o eletrodo que recebe elétrons do 
circuito externo; constitui o pólo positivo da pilha.
Cada eletrodo de uma pilha recebe também o 
nome de semicela, e o conjunto completo que 
constitui a pilha é chamado de cela eletroquímica.
Exercícios: EA5; EA6.
Apostila de Química 2 − Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 159
Potencial de eletrodo
Vimos, anteriormente, o funcionamento da pilha de Daniell. Vamos, então, rever o que ocorre, agora 
com mais detalhes:
Quando a lâmina de zinco é mergulhada na solução, há um 
princípio de ionização, ou seja, átomos de zinco deixam dois de seus 
elétrons na lâmina e passam para a solução como Zn2+, 
estabelecendo, então, o equilíbrio:
O mesmo ocorre quando a lâmina de cobre é mergulhada na 
solução de sulfato de cobre II, ou seja, átomos de cobre deixam dois 
de seus elétrons na lâmina e passam para a solução como Cu2+, 
estabelecendo, também, o equilíbrio:
Estabelecendo a conexão entre as duas lâminas através de um fio condutor e colocando a ponte 
salina, cada equilíbrio é deslocado no sentido do processo (oxidação ou redução) que possui a maior 
tendência a ocorrer.
No eletrodo de zinco haverá deslocamento no sentido da oxidação. Desse modo, o zinco (Zn°) 
perderá elétrons que fluirão através do fio condutor e chegarão ao eletrodo de cobre, onde os íons de cobre II 
(Cu2+) receberão esses elétrons. Assim, no eletrodo de cobre o equilíbrio será deslocado no sentido da 
redução. Surge, assim, uma corrente elétrica, ou seja, um fluxo de elétrons no fio condutor:
Estes elétrons fluirão através do fio Estes elétrons chegarão através do fio.
A tendência a deslocar o equilíbrio num dos sentidos foi denominada potencial de eletrodo, 
simbolizado por E.
O potencial de eletrodo pode ser:
 potencial de oxidação (Eoxid): indica a tendência maior a deslocar o equilíbrio no sentido da 
oxidação;
 potencial de redução (Ered): indica a tendência maior a deslocar o equilíbrio no sentido da redução.
Alguns fatores podem influenciar o potencial de eletrodo. Dentre eles, vejamos a temperatura e a 
concentração dos íons.
1º fator: temperatura
Um aumento na temperatura do eletrodo favorece a 
perda de elétrons. Então, o equilíbrio se desloca no sentido 
da oxidação, havendo um aumento do potencial de 
oxidação.
Assim, temos:
2º fator: concentração
Um aumento da concentração dos íons na solução 
favorece o recebimento de elétrons por parte desses íons, ou 
seja, o deslocamento do equilíbrio no sentido da redução, 
devido ao efeito do íon comum. Ocorre um aumento do 
potencial de redução ou uma diminuição do potencial de 
oxidação. Assim, temos:
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A medida do potencial
Devido à influência da temperatura e da concentração no potencial de eletrodo, convencionou-se que 
a sua medida seria efetuada à temperatura de 25°C, em solução 1 molar e à pressão de 1 atm. Temos assim, o 
potencial normal de eletrodo, simbolizado por E°. Então:
 E°oxid: potencial normal de oxidação;
 E°red: potencial normal de redução.
Para qualquer medida que desejamos realizar, devemos, antes de tudo, escolher um padrão e uma 
unidade de medida.
Para a medida do potencial de eletrodo, escolheu-se como padrão o eletrodo de hidrogênio como 
unidade de medida o volt (V), que é a unidade convencional para potencial elétrico. Veja:
O eletrodo–padrão de hidrogênio e constituído por uma solução 
1M de ácido, na qual fazemos passar um fluxo, à pressão constante de 1 
atm, de gás hidrogênio, estando o sistema na temperatura de 25°C.
A lâmina de platina, além de propiciar o contato do eletrodo com 
o circuito externo, também facilita a reação de oxidação-redução do 
hidrogênio, pois adsorve o gás em sua superfície. A esse eletrodo foi 
associado o valor de potencial nulo: E° = zero.
Assim, para medirmos o potencial de um eletrodo, usamos o eletrodo-padrão de hidrogênio, 
acoplando-o àquele cujo potencial desejamos conhecer, em uma montagem semelhante à pilha de Daniell.
Vamos, então, medir o potencial normal do eletrodo de zinco? Observe:
O voltímetro acusa uma ddp (diferença de potencial) de 0,76 V e 
indica que o movimento dos elétrons é do eletrodo Zn°/Zn2+ para o 
eletrodo-padrão. 
Concluímos, então, que no eletrodo de zinco está ocorrendo 
oxidação, pois há saída de elétrons. Essa ddp medida é o potencial normal 
de oxidação do eletrodo Zn°/Zn2+, pois ele mostra maior tendência a 
oxidar-se.
 Eletrodo Zn°/Zn2+ ⇒ E°oxid = + 0,76 V
 Eletrodo-padrão ⇒ E°oxid = 0,0 V
Como a tendência a oxidar-se é maior no eletrodo Zn°/Zn2+ (daí o sinal + para o seu potencial), será 
menor a sua tendência a reduzir-se. 
Desse modo, o potencial de redução terá o 
mesmo valor absoluto do potencial de oxidação, porém 
com sinal contrário.
Agora, vamos medir o potencial normal do eletrodo de cobre:
O voltímetro acusa uma ddp de 0,34V e indica que o fluxo de 
elétrons ocorre do eletrodo-padrão para o eletrodo Cu°/Cu2+ Concluímos, 
então, que no eletrodo-padrão está ocorrendo oxidação; desse modo, a 
tendência a ocorrer oxidação é maior no eletrodo-padrão. Logo, no 
eletrodo Cu°/Cu2+ é maior a tendência à redução.
Assim, a medida da ddp obtida é o potencial normal de redução 
do eletrodo Cu°/Cu2+, pois ele mostra maior tendência a reduzir-se.
 Eletrodo Cu°/Cu2+ ⇒ E°red = + 0,34 V
 Eletrodo-padrão ⇒ E°red = 0,0 V
Como a tendência a reduzir-se é maior no eletrodo Cu°/Cu2+ (dai o sinal + para o seu potencial), será 
menor a sua tendência a oxidar-se. 
Apostila de Química 2 − Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 161
Desse modo, o potencial de oxidação terá o 
mesmo valor absoluto do potencial de redução, porém 
com sinal contrário.
Com base no que foi feito, poderíamos até 
começar a construir uma tabela de potenciais normais de 
eletrodo. Veja:
E°red (V) Semi-reação E°oxid (V)
– 0,76 Zn°  Zn2+ + 2e– + 0,76
 0,00 H2(g)  2H+ + 2e– 0,00
+ 0,34 Cu°  Cu2+ + 2e– – 0,34
E foi exatamente dessa maneira (isto é, experimentalmente) que a tabela de potenciais de eletrodo foi 
obtida:
Potenciais de oxidação-redução (E°) (em volts, em solução aquosa 1 M a 25° C e 1 atm)

or
de
m
 c
re
sc
en
te
 d
e 
aç
ão
 re
du
to
ra
 
Potencial de
redução (E°red) Estado reduzido  Estado oxidado
Potencial de
oxidação (E°oxid)
 ordem
 crescente de ação oxidante 

–3,04 Li  Li+ + e– + 3,04
–2,92 K  K+ + e– + 2,92
–2,90 Ba  Ba2+ + 2e– + 2,90
–2,89 Sr  Sr2+ + 2e– + 2,89
–2,87 Ca  Ca2 + 2e + 2,87
–2,71 Na  Na+ + e– + 2,71
–2,37 Mg  Mg2+ + 2e– + 2,37
–1,66 Al  Al3+ + 3e– + 1,66
–1,18 Mn  Mn2+ + 2e– + 1,18
–0,83 H2 + 2(OH)–  2H2O + 2e– + 0,83
–0,76 Zn  Zn2+ + 2e– + 0,76
–0,74 Cr  Cr3+ + 3e– + 0,74
–0,48 S2–  S + 2e– + 0,48
–0,44 Fe  Fe2+ + 2e– + 0,44
–0,28 Co  Co2+ + 2e– + 0,28
–0,23 Ni  Ni2+ + 2e– + 0,23
–0,13 Pb  Pb2+ + 2e– + 0,13
0,00 H2  2H+ + 2e– 0,00
+ 0,15 Cu  Cu2+ + e– –0,15
+ 0,34 Cu  Cu2+ + 2e– –0,34
+ 0,40 2(OH)–  H2O + ½ O2 + 2e– –0,40
+ 0,52 Cu  Cu+ + e– –0,52
+ 0,54 2I–  I2 + 2e– –0,54
+ 0,77 Fe2+  Fe3+ + e– –0,77
+ 0,80 Ag+  Ag+ + e– –0,80
+ 0,85Hg  Hg2+ + 2e– –0,85
+ 1,09 2Br–  Br2 + 2e– –1,09
+ 1,23 H2O  2H+ + ½ O2 + 2e– –1,23
+1,36 2Cl–  Cl2 + 2e– –1,36
+ 2,87 2F–  F2 + 2e– –2,87
No eletrodo Zn°/Zn2+ ocorre oxidação, pois 
o E°oxid é maior, e no eletrodo Cu°/Cu2+ ocorre 
redução, pois o E°red é maior.
Quanto maior é o E°oxid, maior é a tendência 
a ocorrer oxidação; quanto maior é o E°red, maior é a 
tendência a ocorrer redução.
Exercício resolvido
Apostila de Química 2 − Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 162
ER3. Observe a tabela:
a) Quem se oxida mais facilmente?
b) Quem se reduz mais facilmente? 
c) Qual o melhor agente oxidante? 
d) Qual o melhor agente redutor?
Resolução:
a) Oxida-se com maior facilidade quem apresenta maior E°oxid. Então, o alumínio (Al) se oxida mais 
facilmente que o cobalto (Co), pois +1,66 V > +0,28 V.
b) Reduz-se com maior facilidade quem apresenta maior E°red. Então, os íons de cobalto II (Co2+) se reduzem 
mais facilmente que os íons de alumínio III (Al3+), pois –0,28V > –1,66V.
c) O melhor agente oxidante é aquele que se reduz mais facilmente, ou seja, o Co2+. 
d) O melhor agente redutor é aquele que se oxida mais facilmente, ou seja, o Al.
Exercícios: EA7; EA8; EA9; EA10.
A função da ponte salina
Como você já sabe, a ponte salina consiste num tubo de vidro que contém gelatina saturada com um 
sal, como o KNO3, por exemplo. A ponte salina serve para permitir o escoamento de íons de uma semicela 
para a outra.
Vamos admitir a pilha de Daniell (eletrodos de zinco e de cobre).
À medida que a pilha vai funcionando, verifica-se a tendência de se formar um excesso de íons Zn2+ 
no eletrodo de zinco, pois, como você sabe, ocorre a reação de oxidação: Zn°  Zn2+ + 2e–.
Enquanto isso, no eletrodo de cobre há a tendência de ficar um excesso de íons SO42–, pois ocorre a 
reação de redução dos íons Cu2+, tirando-os da solução: Cu2+ + 2e–  Cu°.
Esses excessos de carga bloqueariam a pilha se não existisse a ponte salina, que permite um 
escoamento dos íons em excesso. Com isso, a carga global em cada semicela continua nula. Veja:
Em lugar da ponte salina, podemos usar uma parede porosa para separar as duas soluções. Com isso, 
permitimos o escoamento dos íons de uma para outra solução, a fim de manter sua neutralidade elétrica.
Apostila de Química 2 − Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 163
O funcionamento da pilha
De acordo com o que já estudamos, podemos dizer que na pilha de Daniell o fluxo de elétrons se 
estabelece do eletrodo de zinco (Zn°/Zn2+) para o eletrodo de cobre (Cu°/Cu2+), ou seja, do eletrodo de maior 
para o de menor potencial de oxidação. Veja:
 Eletrodo de zinco (E°oxid = + 0,76 V)
 Eletrodo de cobre (E°red = – 0,34V)
Como os átomos de zinco (Zn°) se 
transformam em íons de zinco (Zn2+) por perda de 
elétrons, os quais são recebidos pelos íons de cobre 
(Cu2+), que se transformam em átomos de cobre (Cu°), 
a pilha de Daniell é representada pela seguinte 
simbologia: Zn°/Zn2+ (1M) // Cu2+ (1M)/Cu°
Assim, para obtermos a equação global de uma pilha, devemos proceder da seguinte forma:
a) Manter a equação de maior E°oxid;
b) Inverter a equação de menor E°oxid;
c) Se necessário, multiplicar as equações por números adequados, para igualar o número de elétrons 
perdidos com o número de elétrons ganhos.
d) Somar membro a membro.
Então, para a pilha de Daniell, temos:
O cálculo da diferença de potencial 
(indicada por ddp ou ΔE° ou força eletromotriz: 
fem) pode ser feito com a fórmula:
Assim, para a pilha de Daniell, temos:
Concluindo, vamos fazer um esquema geral da pilha de Daniell:
Apostila de Química 2 − Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 164
Eletrodo Zn°/Zn2+ Eletrodo Cu°/Cu2+
E°oxid = + 0,76 V E°oxid = –0,34 V
Saem elétrons para o circuito. Chegam elétrons do circuito.
Os átomos Zn° da lâmina perdem elétrons. Os cátions Cu2+ da solução recebem elétrons.
Ocorre oxidação: Zn°  Zn2+ + 2e– Ocorre redução: Cu2+ + 2e–  Cu°
Os cátions Zn2+ formados passam para a solução. Os átomos Cu° formados passam para a lâmina de 
cobre.
Aumenta a concentração dos íons Zn2+ e a 
lâmina de zinco se dissolve,
Diminui a concentração dos íons Cu2+ e a lâmina de 
cobre aumenta.
Os cátions Zn2+ atravessam a parede porosa ou a 
ponte salina para manter o equilíbrio do sistema.
Os ânions SO42– atravessam a parede porosa ou a 
ponte salina para manter o equilíbrio do sistema.
Este eletrodo, por convenção, é denominado 
ânodo e constitui o pólo negativo da pilha. Logo, 
ânodo é o pólo de onde saem os elétrons, ou 
seja, onde ocorre uma oxidação.
Este eletrodo, por convenção, é denominado cátodo e 
constitui o pólo positivo da pilha. Logo, cátodo é o 
pólo aonde chegam os elétrons, ou seja, onde ocorre 
uma redução.
Observação: Além da pilha de Daniell (eletrodos de zinco e de cobre), outras montagens podem ser 
feitas, bastando para isso escolher um par de metais, de modo que um ceda elétrons e o outro os receba.
Na montagem de uma pilha, a escolha do par de metais deve ser feita através de consulta à tabela de 
potenciais normais. Feita a escolha do par de metais, preparamos as soluções dos íons dos respectivos metais 
e mergulhamos nelas as lâminas, numa montagem idêntica à da pilha de Daniell.
Exercícios resolvidos
ER4. Dar a equação global e calcular a diferença de potencial de uma pilha com eletrodos de magnésio e 
chumbo. A seguir, fazer um esquema da montagem dessa pilha.
Resolução: Inicialmente, consultamos a tabela de potenciais normais, procurando as semi-equações das 
semi-reações do magnésio e do chumbo:
Então, temos:
ΔE° = +2,37 – (+0,13) = ÷2,3 – 0,13 = 2,24
ΔE° = 2,24 V
Esquema:
ER5. Dadas as semi-reações, calcular a ddp de uma pilha 
com eletrodos de alumínio e de cobre. Resolução:
Não se esqueça que o ânodo é sempre o de maior E°oxid. 
Então: 
ΔE° = +1,67 – (–0,34) ΔE° = +1,67 + 0,34
ΔE° = + 2,01 V Resposta: ddp = + 2,01 V.
ER6. Fazer o esquema de uma pilha com eletrodos de alumínio e crômio. A seguir, identificar o ânodo e o 
cátodo, calcular a ddp, descobrir a equação da reação global e expressar simbolicamente a pilha.
Apostila de Química 2 − Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 165
Resolução: Inicialmente, consultamos a tabela de potenciais normais, onde encontramos:
ER7. Dadas as semi-reações, determinar a ddp e descobrir a 
equação da reação global da pilha correspondente.
Resolução:
 
Para obtermos a equação da reação global, 
devemos ter nas duas equações das semi-reações o 
mesmo número de elétrons. Quando isto não 
ocorre, essas equações devem ser multiplicadas por 
números apropriados, de modo que o número de 
elétrons se iguale:
ER8. Dadas as semi-reações, descobrir a equação global e 
calcular a diferença de potencial de uma pilha com eletrodos 
de magnésio e níquel.
Resolução: Como são dados os potenciais de redução, vamos convertê-los em potenciais de oxidação:
Então:
 
Resposta: ddp = + 2,14 V
Exercícios: EA11; EA12; EA13; EA14; EA15; EA16; EA17; EA18.
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A pilha e a espontaneidade
São considerados “espontâneos” os processos que ocorrem na Natureza sem intervenção direta do 
cientista. Nesse sentido, as reações que se realizam em uma pilha são espontâneas, pois basta montar a 
aparelhagem para que o processo se efetue por si próprio. Agora, guarde o seguinte:
Em um processo espontâneo, o valor de ΔE° é sempre positivo. (ΔE° > 0)
Isso pode ser facilmente demonstrado através de um 
exemplo. São dados os eletrodos de níquel e estanho:
Como você já sabe, mantemos a primeira equação 
(E°oxid maior), invertemos a segunda (E°oxid menor) e 
somamos membro a membro:
Este processo apresenta um ΔE°que pode ser calculado do seguinte modo:
Você também pode calcular o ΔE° fazendo o seguinte:
Observe que, de qualquer modo, você consegue: Ni° + S2+  Ni2+ + Sn° ΔE° = +0,11 V
Então, todo processo de oxirredução espontâneo apresenta ΔE° positivo. Isso nos permite fazer 
previsões sobre a ocorrência de reações de oxirredução.
Exercícios resolvidos
ER9. Verificar se ocorre a seguinte reação: Cu° + Fe2+  Cu2+ + Fe°
Resolução: Na tabela de potenciais, observamos que:
Para conseguirmos a reação desejada, devemos 
inverter a segunda equação, pois queremos Cu° e Fe2+ no 
primeiro membro.
Somando membro a membro, obtemos: Cu° + Fe2+  Cu2+ + Fe° ΔE° = ?
O valor negativo significa que o processo em questão não ocorre, ou seja, não é espontâneo.
Processo desejado ΔE° Espontaneidade
Cu° + Fe2+  Cu2+ + Fe° – 0,78 V não é espontâneo
Resposta: A reação não é espontânea, pois ΔE° = –0,78 V < 0.
ER10. Dada a equação Ni2+ + Mg°  Ni° + Mg2+, descobrir se a reação correspondente é espontânea.
Resolução: Consultando a tabela de 
potenciais normais, temos:
Agora, somamos membro a membro 
essas equações, de modo a obter a equação do 
problema:
ER11. Verificar se é espontânea a reação representada por Co° + FeSO4  CoSO4 + Fe°. Resolução:
Apostila de Química 2 − Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 167
A equação do problema é:
A tabela de potenciais normais nos fornece:
Agora, somamos membro a membro essas equações, de 
modo a obter a equação do problema:
Resposta: A reação não é espontânea, pois ΔE° = –0,16 V < 0.
Exercícios: EA19; EA20; EA21.
A descarga e a carga de uma pilha
Quando uma pilha está funcionando normalmente, dizemos que ela está descarregando. Se a pilha 
for reversível, ela poderá ser carregada novamente, bastando para isso instalar um gerador externo com uma 
diferença de potencial superior à da pilha. O gerador externo deve ser ligado de tal modo que o seu pólo 
negativo esteja em conexão com o pólo negativo da pilha. Observe, então, o que ocorre na descarga e na 
carga, por exemplo, da pilha de Daniell.
1°. Descarga da pilha de Daniell:
Note que os elétrons vão espontaneamente 
da barra de zinco para a de cobre. Equação global:
Zn° + Cu2+  Zn2+ + Cu° ΔE° = +1,10V 
(como ΔE° é positive o processo é espontâneo). 
Como você sabe, à medida que a pilha funciona, ou 
seja, se descarrega, a lâmina de zinco se desgasta 
enquanto a de cobre aumenta.
2°. Carga da pilha de Daniell:
Note que os elétrons são forçados pelo 
gerador a ir da barra de cobre para a de zinco. 
Equação global:
Zn2+ + Cu°  Zn° + Cu2+ ΔE° < 0 (Como o ΔE° 
é negativo, o processo é não-espontâneo). À medida 
que a pilha é carregada, devido à ocorrência da 
reação contrária à da descarga, a lâmina de zinco se 
recompõe enquanto a de cobre diminui.
Apostila de Química 2 − Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 168
O trabalho elétrico da pilha
A energia que é diretamente responsável pela realização de um trabalho químico recebe o nome de 
energia livre (G).
A variação de energia livre (ΔG) mede, portanto, o trabalho realizado pelo sistema.
O trabalho elétrico realizado por uma pilha pode ser medido pela variação da energia livre ocorrida na pilha 
e é dado pela equação: ΔG = –nF ⋅ ΔE°, onde:
n = n° de elétrons transferidos de uma semi-reação a outra, na equação global;
F = 96.500 Coulomb (1 Faraday); ΔE° = ddp normal da pilha
Exercício resolvido
ER12. Calcular a variação de energia livre G para o 
processo que ocorre na pilha de Daniell.
Resolução: Na pilha de Daniell, temos:
O sinal negativo do ΔG indica que o processo é 
espontâneo, ou seja, a pilha está produzindo trabalho e 
perdendo energia.
Veja que:
 
Daí:
ΔG° = –nF • ΔE° = –2-96.500 • 1,10 ⇒
ΔG° = –212.300 J/mol. 
Como cada quilocaloria equivale a 
aproximadamente 4.180 J, temos:
ΔG = – 212 300 ⇒ ΔG = –50,7 kcal/mol4 180
Assim, se a energia elétrica gerada na pilha de Daniell fosse totalmente usada para aquecer água 
através de um resistor, haveria a liberação de 50,7 kcal/mol. Então:
Resposta: ΔG = –50,7 kcal/mol. Exercícios: EA22
Aplicações práticas das pilhas
Vejamos duas aplicações práticas que você conhece:
1°. Acumulador de chumbo:
O acumulador ou bateria (usado em veículos automotores) é uma 
pilha constituída por eletrodos de chumbo (ânodo ou pólo ⊖) e de óxido 
de chumbo IV impregnado de chumbo (cátodo ou pólo ⊕), imersos em 
uma solução de H2SO4 (ácido sulfúrico), a 20%, com densidade de 1,15 
g/cm3 aproximadamente.
Reações que ocorrem:
Ânodo ⊖: Pb° + SO42–  PbSO4 + 2e–.
Cátodo ⊕: PbO2 ÷ SO42– + 4H+ + 2e–  PbSO4 + 2H2O
Equação da reação global: Pb° + PbO2 + 2H2SO4  2PbSO4 + 2H2O
As características do acumulador de chumbo ou bateria são:
 Cada pilha ou elemento apresenta um ΔE° de aproximadamente 2 V. Desse modo, uma associação 
em série de três elementos nos dá uma “bateria” de 6 V, e uma de seis elementos, uma “bateria” de 12 V
 Como o Pb, o PbO2 e o PbSO4 são sólidos, o ΔE° do acumulador depende exclusivamente da 
concentração do H2SO4. Por esse motivo, devemos manter constante o volume de água.
 A descarga consome o H2SO4, mas durante a recarga, feita automaticamente pelo gerador ou 
alternador do motor do veículo, o H2SO4 é regenerado e o PbSO4 volta à condição de Pb e PbO2.
 O H2SO4 não pode ser substituído por outro ácido, pois há necessidade de se formar o PbSO4 
insolúvel. Ademais, outro ácido que formasse um produto solúvel iria corroer as placas.
Apostila de Química 2 − Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 169
2°. A pilha de Leclanché:
A pilha de Leclanché, ou pilha seca, é a precursora das 
modernas pilhas secas de uso tão diversificado.
Essa pilha é formada por um eletrodo central de grafite, 
rodeado por dióxido de manganês (MnO2), que constitui o pólo 
positivo (⊕). Esse eletrodo está imerso em uma pasta constituída por 
cloreto de amônio (NH4Cl) e cloreto de zinco (ZnCl2), que funciona 
como “solução” eletrolítica.
Tudo isso está contido em um cilindro de zinco metálico, que 
constitui o pólo negativo (⊖).
Ás reações nessa pilha é um tanto complexas. Dentre as que podem ocorrer, as mais importantes e 
que mais contribuem para a ddp são:
Ânodo ⊖: Zn°  Zn2+ + 2e–.
Cátodo ⊕: 2NH4+ + 2MnO2 + 2e–  2MnO(OH) + 2NH3
Equação da reação global: Zn° + 2NH4+ + 2MnO2  Zn2+ + 2MnO(OH) + 2NH3
As características da pilha seca são:
 A pilha seca fornece uma ddp de aproximadamente 1,5 V e não pode ser recarregada, pois sua reação 
global não é reversível.
 O uso contínuo da pilha seca provoca vazamentos que podem estragar os equipamentos. Esses 
vazamentos ocorrem porque a pilha seca não é totalmente seca, pois sua reação produz gás (NH3) e água. 
Assim, quando o equipamento que utiliza pilhas secas não está em funcionamento, elas devem ser retiradas, 
para que possam “descansar”.
Apostila de Química 2 − Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 170
CAPÍTULO 3 – ELETRÓLISE
Conceito
O fenômeno da eletrólise é basicamente contrário ao da pilha, pois, enquanto o processo químico da 
pilha é espontâneo (ΔE° >0, ΔG <0), o processo químico da eletrólise é não-espontâneo (ΔE° < 0, ΔG > 0) e 
provocado por corrente elétrica. Então: 
Eletrólise é todo processo químico não-espontâneo provocado por corrente elétrica.
Como fazer uma eletrólise?
Prepare uma solução de cloreto de sódio. Em seguida instale dois eletrodos 
acoplados com um gerador (pilhas de lanterna, por exemplo).
Você observará a formação de “bolhas” de gases nas imediações dos eletrodos. Isso 
mostra que está ocorrendo uma reação química provocada pela corrente elétrica, ou 
seja, uma eletrólise.
Esquema geral
A eletrólise é um processo que sebaseia em descargas de íons, isto é, ocorre uma perda de carga por 
parte de cátions e ânions. Veja:
Vamos preparar, inicialmente, uma solução aquosa de um eletrólito 
genérico CA. Você já sabe que ocorre a dissociação iônica, ou seja, a solução 
tem como partículas dispersas cátions e ânions:
Em seguida, adaptamos nessa solução os eletrodos de um gerador, que irão atrair alguns íons e 
repelir outros. Assim:
Desse modo, ocorre na solução uma migração de íons, ou seja, os ânions migram para o eletrodo 
positivo e os cátions para o eletrodo negativo; e aí há uma descarga elétrica.
1°. Descarga dos ânions: 
Os ânions cedem elétrons para o 
pólo positivo:
2°. Descarga dos cátions: 
Os cátions recebem elétrons do 
pólo negativo:
Note que no pólo positivo ocorre uma oxidação e no pólo negativo, uma redução. Logo, o pólo 
positivo é o ânodo e o pólo negativo, o cátodo. A equação final do processo será obtida pela soma das 
equações das reações parciais ocorridas nos pólos:
Apostila de Química 2 − Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 171
O gerador funciona, então, como uma “bomba de 
elétrons”, algo semelhante a uma bomba–d’água, ou seja, 
através dele os elétrons recebidos pelo pólo positivo são 
transferidos para o pólo negativo.
Observe agora, com atenção, a denominação dos pólos 
e as reações que neles ocorrem, numa eletrólise e numa pilha 
de Daniell:
Note que:
 os elétrons sempre saem do ânodo e sempre chegam ao cátodo;
 no ânodo sempre ocorre oxidação e no cátodo sempre ocorre redução;
 a positividade ou negatividade dos pólos varia da pilha para a eletrólise.
A disputa entre íons
Você viu que na eletrólise os ânions migram para o pólo positivo e se descarregam, enquanto os 
cátions migram para o pólo negativo e também se descarregam. Mas, e se existirem na solução dois tipos de 
ânions? Quem vai se descarregar primeiro? A descarga de um ânion é um processo de oxidação; por isso está 
diretamente ligada ao seu potencial de oxidação (E°oxid). Assim, quanto maior o potencial de oxidação, mais 
fácil é ocorrer o processo de oxidação. 
Suponhamos uma solução em que 
há no eletrodo positivo uma disputa entre 
os anions Cl– e Br– Quem descarrega 
primeiro? Sabemos que:
Note que o potencial de oxidação do Br– é maior que o do Cl– (–1,09 > –1,36). Então, é mais fácil 
oxidar Br– do que Cl–. Portanto, Br– descarrega antes do Cl–, ou seja, primeiramente ocorre a descarga de 
todos os íons Br– no eletrodo positivo (pólo positivo) para depois começar a ocorrer a descarga dos íons Cl–. 
Logo:
Ocorrendo uma disputa entre dois ânions, descarrega em primeiro lugar aquele que possui o 
maior potencial de oxidação.
Apostila de Química 2 − Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 172
E se existirem na solução dois tipos de cátions? Quem vai se descarregar primeiro? A descarga de 
um cátion é um processo de redução. Logo, quanto menor o potencial de oxidação, mais fácil é ocorrer a 
redução.
Suponhamos uma solução em que há 
no eletrodo negativo uma disputa entre os 
cátions Na+ e Ag+ . Quem descarrega primeiro? 
Sabemos que:
Note que o potencial de oxidação do Ag° é menor que o do Na° (–0,80< +2,71). Então, é mais fácil 
reduzir Ag+ do que Na+. Portanto, o Ag+ descarrega antes do Na+. Logo:
Se existe uma disputa entre dois cátions metálicos, descarrega em primeiro lugar aquele que 
possui o menor potencial de oxidação.
Exercícios: EA23.
Eletrólise por via aquosa
Em uma solução aquosa, além dos íons resultantes da dissociação iônica do eletrólito, há também 
cátions H+ e ânions OH– provenientes da auto-ionização da água.
Dessa forma, podemos ter 
em solução cátions C+ e H+ e 
ânions A– e OH–, de modo que 
numa eletrólise haja uma disputa 
para a descarga nos eletrodos.
Assim, para que você saiba quem 
descarrega primeiro, deve analisar 
a tabela de prioridade de descarga 
em relação ao cátion H+ e ao 
anion OH–, sempre presentes na 
solução aquosa.
Exercícios resolvidos
ER13. Quais os produtos da eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl)?
Resolução:
Dos dois cátions em solução (Na+ e H+), 
descarrega-se o íon H+, conforme a ordem 
de descarga dos cátions.
Dos dois anions em solução (Cl– e 
OH–), descarrega-se o Cl–, 
conforme a ordem de descarga dos 
anions.
Resposta: Na eletrólise do 
cloreto de sódio, por via aquosa, 
obtemos gás hidrogênio no 
cátodo e gás cloro no ânodo.
Apostila de Química 2 − Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 173
ER14. Quais os produtos da eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de cobre II (CuCl2)? Resolução:
Resposta: Na eletrólise do cloreto de cobre II obtemos, por via aquosa, cobre metálico depositado no cátodo 
e gás cloro que se liberta do ânodo.
ER15. Quais os produtos da eletrólise de uma solução aquosa diluída de cloridreto (HCl)? Resolução:
Resposta: Obtemos H2(g) no cátodo e Cl2(g) no ânodo.
ER16. Quais os produtos da eletrolise de uma solução aquosa diluída de H2SO4? Resolução:
Resposta: Na eletrólise de uma solução diluída de um ácido oxigenado obtemos gás hidrogênio no cátodo e 
gás oxigênio no ânodo.
Com relação à eletrólise de soluções diluídas de ácidos oxigenados, tais como H2SO4, HNO3, H3PO4 etc., 
com exceção dos ácidos orgânicos, o resultado é sempre o mesmo, ou seja, ocorre eletrólise da água, pois a 
massa do ácido fica inalterada ao fim da eletrólise.
Exercício: EA24.
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Eletrólise com eletrodos ativos
Numa eletrólise, os materiais utilizados como eletrodos devem ser bons condutores; daí trabalharmos 
com metais ou grafite. Entretanto, dependendo da solução a ser eletrolisada, os eletrodos podem sofrer 
reações.
Por exemplo, usando um eletrodo de grafite, se ha desprendimento de oxigênio, ocorre a reação:
C(grafite) + O2(g)  CO2(g); com isso, o eletrodo de grafite é “destruído”. Os eletrodos metálicos 
também podem sofrer reações. Desse modo, podemos estabelecer dois tipos de eletrólises quanto aos 
eletrodos:
 Eletrólise com eletrodos inertes, quando os eletrodos não participam do processo;
 Eletrólise com eletrodos ativos, quando os elétrodos participam do processo. 
Vejamos alguns casos:
1. Quais os produtos da eletrólise de uma solução aquosa diluída de H2SO4 com eletrodos de cobre? 
Resolução:
Semi-reação no cátodo: 2H+ + 2e–  H2(g)
Semi-reação no ânodo: Neste caso, em lugar de ocorrer uma 
oxidação de OH– ou de SO42–, ocorre uma oxidação do cobre 
(Cu°), que constitui o eletrodo. Assim:Logo, a equação do processo final é:
Desse modo, percebemos, com o passar do 
tempo, que o ânodo vai sendo destruído e na 
solução vão surgindo íons Cu2+. Esses dois fatos 
são facilmente visualizados, pois os íons Cu2+ 
conferem à solução a cor azul:

2. Quais os produtos da eletrólise de uma solução aquosa diluída de sulfato de níquel (NiSO4) com eletrodos 
de níquel?
Resolução: Semi-reação no cátodo: Semi-reação no ânodo:
Note que o processo final nada mais é que a 
transferência de níquel do ânodo para o cátodo. Com 
isso, evidentemente, o ânodo é destruído enquanto o 
cátodo aumenta:

Apostila de Química 2 − Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 175
Com base nessa eletrólise é que surgiu 
a niquelação. Nesse processo, utilizamos níquel 
puro como ânodo e um outro objeto qualquer 
como cátodo. Com isso, esse objeto é recoberto 
com níquel:

Do mesmo modo, podemos recobrir um objeto com prata (prateação), com crômio (cromação), com 
ouro (douração) etc. Esses processos recebem o nome genérico de galvanização.
3. Quais os produtos da eletrólise de uma solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO4) com eletrodos de 
cobre?
Resolução: Semi-reação no cátodo: Semi-reação no ânodo:
Note queo processo final é a transferência do cobre do 
ânodo para o cátodo. Conseqüentemente, há destruição 
do ânodo e aumento do cátodo. Essa eletrólise costuma 
ser usada na purificação do cobre: colocamos como 
ânodo um material de cobre impuro e como cátodo uma 
peça de cobre puro. Com isso, todo o cobre do material 
impuro passa para o cátodo e obtemos uma peça maior 
de cobre puro:

Eletrólise ígnea
Chamamos de eletrólise ígnea a eletrólise de um eletrólito no estado fundido. Na eletrólise ígnea, o 
sólido iônico deve ser liquefeito por aquecimento (fusão), pois no estado líquido os íons têm livre 
movimento, podendo, assim, se deslocarem até os eletrodos e aí se descarregarem.
Como na eletrólise ígnea não há presença da água, não haverá evidentemente os íons H+ e OH– no 
sistema; portanto, não existe competição na descarga dos íons. Desse modo, todos os íons que não se 
descarregam na presença dos íons H+ e OH– (água) podem se descarregar quando o eletrólito está no estado 
líquido.
Veja o que ocorre na eletrólise ígnea do cloreto de sódio (NaCl):
Note que ocorre a formação de sódio metálico no cátodo e 
a liberação de gás cloro no ânodo.
Exercício: EA25.
Apostila de Química 2 − Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 176
Estudo quantitativo da eletrólise
O conhecimento das quantidades das substâncias formadas e da substância decomposta numa 
eletrólise ficou estabelecido em meados do século XIX através das pesquisas de Michael Faraday, que 
enunciou duas leis relacionando a massa da substância com os respectivos equivalentes-grama e com a carga 
que atravessa a solução. Vejamos, então, as leis de Faraday:
1ª Lei de Faraday
A massa da substância formada no eletrodo, bem como a massa da substância decomposta, são 
diretamente proporcionais carga elétrica que atravessa a solução: m = k1 ⋅ Q. Como Q = i ⋅ t, vem:
m = k1 ⋅ i ⋅ t onde: m = massa (gramas)i = intensidade de corrente (amperes)
t = tempo (segundos)
Q = carga elétrica (Coulomb)
A experiência nos dá uma relação extremamente útil entre carga e massa:
A carga elétrica de 96.500 C sempre forma 1 equivalente-grama em qualquer eletrodo.
Suponhamos a eletrólise de uma solução aquosa diluída de H2SO4:
Você já sabe que nessa eletrólise são formados H2(g) no cátodo 
e O2(g) no ânodo.
Quando 96.500 C passam pela solução, temos a formação de 1 
equivalente-grama (1g) de hidrogênio no cátodo e, 
simultaneamente, de 1 equivalente-grama (8 g) de oxigênio no 
ânodo.
Se Q = 96.500 C, então m =1 E.
Em homenagem a Faraday, a quantidade 96.500 C recebe o 
nome de faraday (F). Assim: 1 F = 96.500 C
Por outro lado, a carga de 1 F é transportada por 1 mol de elétrons (6,02⋅1023 elétrons). Logo:
O conjunto de 6,02⋅1023 elétrons apresenta a carga de 1 F e sempre provoca a descarga de 1 
equivalente-grama de substância em qualquer eletrodo em uma eletrólise.
2ª Lei de Faraday
A massa da substância formada no eletrodo, bem como a massa da substância decomposta, são 
diretamente proporcionais ao respectivo equivalente-grama: m = k2 ⋅ E.
Esta lei é bastante útil para o caso de serem realizadas várias eletrólises com a mesma intensidade de 
corrente (eletrólises em série).
Considere, por exemplo, uma solução de sulfato de cobre (CuSO4) e outra de nitrato de prata (AgNO3) 
sofrendo eletrólise em série:
Apostila de Química 2 − Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 177
Dividindo membro a membro 
as equações (1) e (2), temos:
A equação geral da eletrólise
As duas leis de Faraday podem ser expressas através de uma única equação:
Quando uma grandeza é proporcional a duas outras, então ela é proporcional 
também ao produto dessas duas. Então: m = k.E.Q (1)
Se Q = 96.500 C, então m = E. Desse modo, a equação (1) nos dá:
 
⇒
 
Substituindo o valor de k na equação (1), temos:
 
(equação geral da eletrólise)
Observação:
A razão entre o equivalente-grama da substância formada e 96.500 C recebe o nome de equivalente 
eletroquímico (ε) daquela substância. Assim:
Logo:
Então, o equivalente eletroquímico (ε) é numericamente igual à massa que se forma no eletrodo pela 
passagem de 1 Coulomb (1 C) pela solução. Portanto, se pela solução passam 96.500 C há a formação de 1 
equivalente-grama (E) da substância no eletrodo; entretanto, se passa somente 1 C, há a formação de 1 
equivalente eletroquímico (ε) da substância nesse eletrodo: 96.500 C ⇒ m = 1 E; 1 C ⇒ m = 1 ε.
Exercícios resolvidos
ER17. Calcular o equivalente-grama e o equivalente eletroquímico do cobre depositado num eletrodo na 
eletrólise de uma solução aquosa de CuCl2. Resolução:
Resposta: 31,75 g e 0,000329 g/C.
ER18. Determinar o equivalente-grama de uma substância formada em um eletrodo, sabendo que, ao passar 
uma corrente de 9,65 A de intensidade durante 8 min 20 s, formam-se 1,4 g da substância. Resolução:
Resposta: 28 g.
Apostila de Química 2 − Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 178
ER19. Determinar a massa de zinco que se deposita na eletrólise de uma solução de ZnCl2, durante 16 min 5 
s, com uma corrente elétrica de 0,5 A. Resolução:
Resposta: A massa de zinco que se deposita é de 0,1625 g.
ER20. Qual o tempo necessário para obtermos 3,175 g de cobre a partir de uma solução de CuSO4, sabendo 
que a corrente elétrica é de 100 A? Calcular, também, o equivalente eletroquímico (ε). (Dado: equivalente-
grama do cobre = 31,75 g.) Resolução:
Cálculo do equivalente eletroquímico:
Resposta: O tempo necessário é de 96,5 s e o equivalente eletroquímico é de 3,29⋅10–4g/C.
ER21. Em uma eletrólise em série, temos em uma cela eletroquímica solução de nitrato de prata e, na outra, 
solução de sulfato de cobre. Sabendo que na primeira cela eletroquímica há deposição de 21,6 g de prata no 
cátodo, calcular a massa de cobre depositada na outra cela eletroquímica. Resolução:
Aplicando a fórmula:
Resposta: A massa de cobre depositada é de 6,35 g.
Exercícios: EA26; EA27; EA28; EA29; EA30; EA31; EA32; EA33; EA34.
Apostila de Química 2 − Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 179
EXERCÍCIOS DE APRENDIZAGEM
EA1. Dos fenômenos indicados a seguir, agrupe os que constituem uma oxidação e os que constituem uma 
redução:
EA2. Descubra quais as reações que podem ser realizadas e indique os agentes oxidante e redutor, se houver:
EA3. Explique por que a reação representada pela equação Fe° + 2H+  Fe2+ + H2 pode ser realizada, 
enquanto que a representada por Cu° + 2H+  Cu2+ + H2 não pode ser realizada.
EA4. Prepara-se uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4). A seguir, são mergulhadas nessa solução três 
lâminas: uma de níquel (Ni°), outra de prata (Ag°) e a terceira de magnésio (Mg°). Qual(is) dessas lâminas 
fica(m) recoberta(s) de zinco?
EA5. Observe o esquema de uma pilha e responda:
a) Que lâmina vai diminuir?
b) Que lâmina vai aumentar?
e) Qual eletrodo constitui o ânodo?
d) Qual eletrodo constitui o cátodo?
e) Qual é a indicação dessa pilha?
f) Escreva a equação da reação global dessa pilha.
EA6. Observe ao lado o esquema de uma pilha e responda:
a) Que solução se concentra?
b) Que solução se dilui?
c) Qual é a indicação dessa pilha?
d) Obtenha a equação da reação global dessa pilha.
EA7. Um eletrodo genérico A°/A2+ apresenta E°oxid = +0,20 V. Qual o valor do E°red desse eletrodo?
EA8. Um eletrodo genérico B°/B2+ apresenta E°red = +1,20 V. Qual o valor do E°oxid desse eletrodo?
EA9. Dada a tabela:
Responda:
a) Quem se oxida mais facilmente? 
b) Quem se reduz mais facilmente?
e) Qual o melhor agente oxidante?
d) Qual o melhor agente redutor?
EA10. Com base nos potenciais de oxidação das semi-reações abaixo, responda:
a) Quem perde elétrons mais facilmente? 
b) Quem recebe elétrons mais facilmente?
c) Qual o melhor agente oxidante? 
d) Qual o melhor agente redutor?
Apostila de Química 2 −Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 180
EA11. Na pilha de Daniell, durante o seu funcionamento, uma das placas metálicas se dissolve, enquanto a 
outra tem a sua massa aumentada. Em vista disso, responda:
a) Quais são os metais dessas placas?
b) Em que eletrodo cada uma delas se localiza?
c) Quais os fenômenos químicos que ocorrem para provocar os fatos descritos?
EA12. Qual a finalidade da parede porosa ou da ponte salina?
EA13. Corrija se necessário, a frase seguinte: “Na pilha de Daniell, os íons circulam pelo fio que liga as 
placas de zinco e cobre, enquanto os elétrons circulam pela parede porosa”.
EA14. Com relação à pilha de Daniell, responda:
a) Quem perde elétrons? b) Quem recebe elétrons?
c) Qual íon tem a sua concentração aumentada? d) Qual íon tem a sua concentração diminuída?
EA15. Qual o cátodo e qual o ânodo da pilha de Daniell?
EA16. Consultando a tabela de potenciais normais, faça esquema da pilha, identifique o ânodo e o cátodo, 
calcule a ddp, descubra a equação da reação global e expresse simbolicamente a pilha constituída por 
eletrodos de: a) magnésio e zinco; b) cobre e prata; c) crômio e níquel.
EA17. Consultando a tabela de potenciais normais, determine a equação da reação global e o ΔE° das pilhas:
EA18. Dado o esquema da pilha:
a) Qual o sentido de movimento dos elétrons pelo circuito 
externo? E o da corrente elétrica?
b) Simbolize o eletrodo que constitui o cátodo e o ânodo.
c) Quais as reações que ocorrem no cátodo e no ânodo?
d) Verifique o que ocorre com as lâminas de Mg° e Ni° e com as 
concentrações das soluções.
e) Qual é a equação da reação global da pilha?
f) Qual é a diferença de potencial da pilha? 
g) Dê a simbologia da pilha.
EA19. Descubra se são espontâneas as reações representadas por:
EA20. A partir das semi-reações apresentadas a seguir, 
componha a equação de uma reação global que ocorra 
espontaneamente:
Semi–reação Potencial–padrão
EA21. Verifique se os processos abaixo são ou não espontâneos:
Apostila de Química 2 − Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 181
EA22. Calcule o ΔG dos seguintes processos espontâneos:
EA23. Dados os pares de íons, descubra em cada caso quem descarrega primeiro:
a) Cl– e F–
b) Br– e I– 
c) K+ e Mg2+
d) Zn2+ e Ni2+
e) Ca2+ e Na+
f) Cu2+ e Pb2+
EA24. Descubra os produtos da eletrólise, por via aquosa, das seguintes substâncias:
EA25. Determine os produtos da eletrólise ígnea de:
EA26. Calcule a massa de cobre que se deposita na eletrólise de uma solução aquosa de sulfato de cobre, 
com uma corrente elétrica de 1,5 A, durante 16 min 5s.
EA27. Que massa de prata se deposita no cátodo quando se faz passar uma corrente elétrica de 10 A por uma 
solução de nitrato de prata, durante 20 min?
EA28. Qual o tempo necessário para uma corrente elétrica de 9,65 A depositar 5,4 g de prata na eletrólise de 
uma solução de nitrato de prata?
EA29. Certo metal M, de massa atômica 120, forma compostos onde existem íons M4+. Qual a massa desse 
elemento depositada no cátodo, quando se fornecem à eletrólise 9.650 C?
EA30. Na eletrólise de uma solução de cloreto de cobre II com uma corrente elétrica de 100 A, durante 965 
s, obtemos um depósito de cobre no cátodo e gás cloro no ânodo. Calcule:
a) a massa de cobre depositada no cátodo;
b) o volume de gás cloro, recolhido nas CNTP;
c) o volume de gás cloro, recolhido a 27°C e 2 atm de pressão;
d) o equivalente eletroquímico do cobre; 
e) o equivalente eletroquímico do cloro.
EA3I. Calcule a quantidade de eletricidade necessária para decompor totalmente o sulfato de cobre II 
contido em 200,0 cm3 de uma solução 0,1 M.
EA32. A eletrólise de uma solução aquosa de CoSO4 foi executada com uma corrente elétrica de 10 A, 
durante 160 min 50 s. Calcule:
a) a quantidade de carga elétrica que atravessou a solução;
b) o número de equivalentes-grama de cobalto depositado; c) a massa de cobalto depositada.
EA33. Duas celas eletroquímicas, ligadas em série, contêm respectivamente soluções aquosas de NiCl2 e 
CuSO4. Após algum tempo de eletrólise houve depósito de 50,8 g de cobre. Qual a massa de níquel 
depositada na outra cela eletroquímica?
EA34. Observe o esquema, se a massa de zinco 
depositada for igual a 13 g, qual será a massa de 
crômio formada?
Apostila de Química 2 − Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 182
EXERCÍCIOS–DESAFIO
ED1. A pilha formada pelos eletrodos Fe°/Fe2+ e Cu°/Cu2+ apresenta uma diferença de potencial igual a 
+0,78 V. Sabendo que o potencial-padrão de redução dos íons Cu2+ é de +0,34 V: 
Cu2+ + 2e–  Cu° E°red = +0,34 V
e que a lâmina de ferro (Fe°) se dissolve, descubra o potencial-padrão de redução dos íons Fe2+:
Fe2+ + 2e–  Fe° E°red = ?
ED2. Uma indústria necessita estocar soluções de nitrato de níquel (Ni(NO3)2) 1 molal a 25°C. Para isso ela 
dispõe dos tanques A, B, C e D:
Tanque A: construído de ferro (Fe2+/Fe° E°red = –0,44V)
Tanque 8: construído de chumbo (Pb2+/Pb° E°red = –0,13V)
Tanque C: construído de zinco (Zn2+/Zn° E°red = –0,76V)
Tanque D; construído de estanho (Sn2+/Sn° E°red = –0,14V)
Sabendo que o potencial-padrão de redução dos íons Ni2+ é igual a –0,25 V: 
Ni2+ + 2e–  Ni° E°red = –0,25 V, 
Descubra qual(is) tanque(s) poderá(ão) ser usado(s) na estocagem, de modo que a solução de nitrato de 
níquel não se contamine.
ED3. Uma indústria, funcionando ininterruptamente 24 h por dia, produz alumínio por eletrólise da bauxita 
fundida. Utilizando 50 cubas e mantendo em cada uma delas uma corrente elétrica constante e igual a 103 A, 
que massa de alumínio é obtida por dia?
ED4. Uma indústria eletroquímica produz sódio e cloro por eletrólise ígnea do cloreto de sódio. Sabendo que 
cada Coulomb custa à empresa R$ 10–7, qual é o gasto de energia elétrica dessa indústria para transformar 10 
toneladas de cloreto de sódio?
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO
EF1. Com base na série de reatividade química dos metais, verifique se ocorrem as reações:
EF2. Descubra o E°red das seguintes semi-reações:
EF3. Descubra o E°oxid das seguintes semi-reações:
EF4. Em uma cela eletroquímica, eletrodo é:
a) a lâmina metálica.
b) a solução.
c) a lâmina metálica e a solução em conjunto.
d) a parede porosa ou a ponte salina.
EF5. Uma lâmina de zinco, mergulhada em uma solução de sulfato de zinco, constitui um:
a) cátodo b) ânodo c) eletrodo-padrão d) eletrodo.
EF6. Potencial de oxidação indica:
a) a tendência a perder elétrons.
b) a tendência a ganhar elétrons.
c) o equilíbrio íon-elétron.
d) O correto é potencial de oxirredução.
Apostila de Química 2 − Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 183
EF7. Dentre os fatores que influenciam o potencial de eletrodo, podemos citar:
a) temperatura e massa da placa.
b) volume da solução e formato da placa.
c) temperatura e concentração.
d) concentração e pressão atmosférica.
EF8. Em que condições de temperatura, concentração e pressão, é feita a medida convencional do potencial 
normal de eletrodo?
a) CNTP. b) 25°C, 0,1 M, 1 atm. c) 0°C, 1 M, 1 atm. d) 25°C, 1 M, 1 atm.
EF9. O eletrodo constituído por uma solução 1 M de ácido, na qual fazemos passar uma corrente de gás 
hidrogênio sobre uma lâmina de platina, estando todo o sistema a 25°C, é chamado de:
a) eletrodo normal de hidrogênio.
b) eletrodo-padrão de hidrogênio.
c) eletrodo convencional de platina e hidrogênio.
d) eletrodo referencial de hidrogênio.
EF10. O potencial do eletrodo-padrão foi arbitrado em um determinado valor, pois é impossível determinar o 
potencial absoluto de um eletrodo. Esse valor arbitrado como referência, na escala de potenciais normais, é:
a) 110 V b) 273 V c) 0 V d) 1 V
EF11. Temos dois eletrodos, A/A+ e B/B+, que, acoplados ao eletrodo-padrão, 
indicaram as leituras seguintes. Se montarmos uma pilha com esses dois 
eletrodos, o fluxo de elétrons será de:a) A°/A+ para B°/B+.
b) B°/B+ para A°/A+.
c) Não há fluxo de elétrons, pois os potenciais normais são positivos.
d) Os dados são insuficientes para a conclusão, pois foram fornecidos somente o potencial de oxidação e o de 
redução, e isso não permite uma avaliação.
EF12. Dada uma cela eletroquímica constituída pelas semi–celas Zn°/Zn2+ e Cu°/Cu2+ — quando em 
funcionamento —, nos eletrodos ocorrem:
a) somente dissoluções.
b) somente deposições.
c) dissolução da lâmina do pólo negativo e deposição na lâmina do pólo positivo.
d) dissolução da lâmina do pólo positivo e deposição na lâmina do pólo negativo.
EF13. Em uma pilha eletroquímica:
a) o pólo positivo é o cátodo.
b) ocorre oxidação no cátodo.
c) o potencial de oxidação do cátodo é maior que o do ânodo.
d) o potencial de redução do ânodo é maior que o do cátodo.
EF14. Dada a pilha Mg°/Mg2+ // Cr3+/Cr° e sabendo os potenciais de 
eletrodo padrão, podemos afirmar que:
EF15. Dada a pilha Mg°/Mg2+ // Cr3+/Cr° e sabendo os potenciais de 
eletrodo padrão, o ΔE° da pilha é:
a) –1,63 V b) + 1,63 V c) +3,11 V d) –3,11 V
EF16. Sabemos que: Zn°  Zn2+ + 2e– E°oxid = + 0,76 V; Qual o E°oxid para 2Zn°  2Zn2+ + 4e–?
a) + 1,52 V b) + 0,38 V c) 2 (+ 0,76 V) d) + 0,76 V
EF17. Dada a equação Co° + Fe2+  Co2+ + Fe° e sabendo que para o Co°/Co2+ o E°oxid = + 0,28V e para 
Fe°/Fe2+ o E°oxid = + 0,44 V, identifique a alternativa correta:
a) A equação representa a reação de uma pilha cujo ΔE° é de + 0,16 V.
b) A equação representa uma reação espontânea, mas não é uma pilha, pois o ΔE é negativo.
c) A equação representa uma reação não-espontânea, pois, no sentido em que está indicada, o ΔE° é 
negativo.
d) Nada podemos concluir, pois os E°oxid são ambos positivos.
Apostila de Química 2 − Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 184
EF18. Em um acumulador de chumbo ou bateria, o:
a) Pb° é o cátodo. b) H2SO4 é o ânodo. c) PbO2 é o cátodo. d) Pb2SO4 é o ânodo.
EF19. Em um acumulador de chumbo, o ácido sulfúrico pode ser substituído por:
a) ácido clorídrico. b) ácido acético. c) água destilada. d) Não pode ser substituído
EF20. Na pilha seca, o ânodo é:
a) o Zn°, que é o pólo negativo. 
b) o MnO2/NH4Cl.
c) a grafite, que é o pólo positivo. 
d) o NH4Cl.
EF21. Na célula eletroquímica Al°/Al3+//Fe2+/Fe°, podemos afirmar que:
a) o alumínio sofre redução.
b) o ferro é o ânodo.
c) os elétrons fluem, pelo circuito externo, do alumínio para o ferro.
d) a solução de Al3+ irá se diluir.
EF22. Considere os seguintes potenciais-padrão de redução:
a) Represente a reação que ocorre numa solução aquosa que 
contenha essas espécies químicas no estado-padrão.
Semi-reação (em solução aquosa) E° (V)
Ce4+ + 1e–  Ce3+ + 1,61
Sn4+ + 2e–  Sn2+ +0,15
b) Na reação representada, indique a espécie que age como oxidante e a que age como redutor.
EXERCÍCIOS COMPLEMENTARES
1. Na eletrólise de uma solução aquosa de NaBr formou-se Br2 no ânodo. Essa reação é expressa pela 
equação:
2. Para obter hidrogênio puro, fazemos a eletrólise de uma solução aquosa de hidróxido de sódio. Escreva as 
equações que ocorrem no cátodo e no ânodo.
3. A eletrólise de solução aquosa diluída de hidróxido de sódio, empregando eletrodos de platina, produz:
a) sódio metálico. 
b) hidrogênio.
e) óxido de sódio. 
d) água oxigenada.
e) óxido de platina.
4. Qual das afirmações abaixo é falsa com relação à eletrólise de uma solução aquosa de sulfato de sódio?
a) Há liberação de H2 no cátodo e de O2 no ânodo.
b) A solução vai ficando mais concentrada.
e) O volume de um dos gases liberados é o dobro do volume do outro gás.
d) Há formação de sódio metálico no cátodo.
e) Ocorrem reduções no cátodo.
5. Na eletrólise, a quantidade de eletricidade necessária para liberar um equivalente-grama de uma substância 
é de:
a) 1 C b) 1 F c) 2 F d) 96.500 F e) 6,02⋅10–23 F.
6. A deposição, por eletrólise, de uma determinada substância X ocorre de acordo com a seguinte reação:
X3+ + 3e–  X°
Usando uma corrente elétrica constante de 1,93 A, a massa de X obtida foi de 0,01 g. Quantos 
segundos foram gastos na deposição de X? (Dados: peso atômico do X = 30; 1 F = 96.500 C.)
7. Passa-se uma corrente elétrica de 10 A por 500 ml de solução 0,1 M de AuCl3 e, depois de certo tempo, a 
molaridade da solução cai para 0,05 M. O tempo de eletrólise foi de aproximadamente:
a) 724 min b) 724 s c) 1.086 s d) 1.086 min e) 18 min
Apostila de Química 2 − Unidade 6 − Eletroquímica − Pagina 185
8. A figura ao lado esquematiza o prateamento de uma colher. A 
colher e a barra de prata são utilizadas como eletrodos e uma 
corrente, produzida por uma bateria, passa através da dissolução de 
cianeto de prata (AgCN). A colher atua como cátodo e a barra de 
prata como ânodo. Durante a eletrólise, os íons Ag+ do eletrólito são 
atraídos pela colher, onde são depositados como átomos de prata. Os 
íons Ag+ perdidos pelo eletrólito são substituídos por íons Ag+ 
procedentes do ânodo de prata, mediante a reação Ag(s)  Ag+ + e–. 
Ao passar a corrente de 1,0 A durante 16 min 5 s (suponha que o 
rendimento da corrente seja de 90%, isto é, somente 90% da corrente 
são consumidos na produção de prata), depositam-se na colher:
a) 10,7900 g de Ag. 
b) 107,9000 g de Ag.
e) 1,0790 g de Ag.
d) 0,9711 g de Ag. 
e) 9,6500g de Ag.
9. Calcule os volumes (em ml) de O2 e H2, nas CNTP, liberados quando da passagem de uma corrente 
elétrica de 5A de intensidade, durante 3 min 13 s, por uma solução diluída de H2SO4.
10. Calcule a quantidade de prata depositada por uma corrente elétrica de 1,5 A, que atravessa uma solução 
de nitrato de prata 0,1 M durante 15 mm.
a) 1,51 g b) 3,03 g c) 23,0 g d) 10,80 g
11. Fazendo passar uma corrente de 0,965 A, durante 100 s, por uma solução aquosa de sal de prata, a massa 
de prata depositada no cátodo é igual a: (Dados: massa atômica da prata = 108; faraday = 9,65⋅104C.)
a) 0,0108 g b) 0,108 g c) 1,08 g d) 10,8 g e) 108 g
12. Duas células eletrolíticas, contendo soluções de sulfato de alumínio e de sulfato de zinco, 
respectivamente, estão ligadas em série. A primeira delas depositou 3 g de alumínio. A massa de zinco 
depositada na segunda, durante o mesmo tempo, é igual a:
a) 10,9 g b) 3,0 g c) 32,7 g d) 9,0 g e) 65,4 g
13. A mesma quantidade de eletricidade passa através de duas células eletrolíticas separadas, contendo 
soluções de sulfato de cobre e nitrato de prata, respectivamente. Se 3,18 g de Cu foram depositados na 
primeira célula, aproximadamente quantos gramas de prata foram depositados na segunda célula?
a) 0,936 g b) 2,70 g c) 3,75 g d) 10,80 g e) 5,40 g
14. Identifique a alternativa que representa a reação 
que ocorre no cátodo:
Baseado no esquema da pilha abaixo, que se 
encontra nas condições padrões, responda às 
questões de números 14 e 15.
15. Identifique a alternativa correta quanto ao que se 
verifica no decorrer da reação:
a) Um acréscimo de massa na barra de alumínio.
b) Uma migração de cátions alumínio para o ânodo. 
c) Uma diminuição de pH.
d) Um aumento de pH.
e) Uma diminuição da concentração de cátions 
alumínio.
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16. Considerando o esquema ao lado e os potenciais de 
oxirredução correspondentes; 
podemos dizer que com o decorrer do tempo:
a) o pH aumenta no recipiente (1). 
b) a lâmina de cobre aumenta. 
c) os elétrons vão circulando pela ponte salina.
d) os cátions H+ passam do recipiente (1) para o recipiente (2).
e) a diferença de potencial vai aumentando.
17. Sabendo que os potenciais normais de oxidação, em volts, dos metais ouro, prata, cobre e zinco são:
 –1,42, –0,80, –0,34 e +0,76, respectivamente, podemos afirmar que, dentre as reações abaixo, a única que 
ocorre é:
18. O esquema ao lado representa o 
funcionamento