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Livro Eletrônico
Aula 23
Química p/ EspCEx (Escola Preparatória de Cadetes do Exército) Com
Videoaulas - Pós-Edital
Wagner Luiz Heleno Marcus Bertolini
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Professor Wagner Bertolini 
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SUMÁRIO 
CONVERSA COM O CONCURSANDO ........................................................................... 3 
ELETROQUÍMICA .............................................................................................................. 3 
PILHAS.................................................................................................................................. 4 
MEDINDO A DDP (F.E.M; VOLTAGEM) ................................................................... 10 
ELETROQUÍMICA E NERNST ....................................................................................... 15 
QUESTÕES PROPOSTAS ............................................................................................... 18 
QUESTÕES COMENTADAS ........................................................................................... 34 
ELETRÓLISE ...................................................................................................................... 55 
ELETRÓLISE IGNEA ....................................................................................................... 56 
ELETRÓLISE EM MEIO AQUOSO ............................................................................... 57 
ELETRÓLISE QUANTITATIVA: AS LEIS DE FARADAY....................................... 60 
QUESTÕES PROPOSTAS ............................................................................................... 62 
QUESTÕES COMENTADAS ........................................................................................... 68 
 
 
 
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CONVERSA COM O CONCURSANDO 
 
O que precisamos saber da aula de hoje? 
Em eletroquímica é fundamental saber as características dos polos e 
seus sinais, das semi-reações e os cálculos pela Lei de Faraday. Treine 
com os exercícios e exemplos da aula. 
Em PILHAS, é importante entender o funcionamento e as reações que 
ocorrem. Para isso, você deve conhecer os nomes dos processos, os 
polos, a fonte emissora de elétrons, como calcular a voltagem da pilha 
e o que significa potencial padrão dos eletrodos. 
A partir disto, você irá aprender a determinar, além destes tópicos 
mencionados, o que é metade sacrifício e entender espontaneidade de 
reações. 
Vamos nessa? 
 
 
 
ELETROQUÍMICA 
Eletroquímica é o estudo das reações nas quais ocorre conversão de 
energia química em energia elétrica e vice-versa. 
Numa pilha galvânica ocorre a conversão de energia química em 
energia elétrica, já numa eletrólise ocorre a conversão de energia 
elétrica em energia química. 
 
Em eletroquímica estudamos as reações de oxi-redução que geram ou 
consomem energia. 
 
 
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PILHAS 
 
A eletroquímica estuda as soluções eletrolíticas e os fenômenos que 
ocorrem quando são colocados eletrodos nestas soluções. 
Basicamente, a eletroquímica engloba o estudo das pilhas e da 
eletrólise. 
Utilizando os sistemas abaixo, faremos algumas experiências. 
 
 
 
1a experiência: Uma lâmina de Cu(s) é mergulhada numa solução de 
ZnSO4(aq). 
 
 
 
Cu(s) + ZnSO4(aq) → não ocorre reação 
 
2a experiência: Uma lâmina de Zn(s) é mergulhada numa solução de 
CuSO4(aq) . 
 
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Reação ocorrida: Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s) 
(lâmina) (solução) (solução) (lâmina) 
 
Explicação: 
 
 
– O íon Cu2+(aq) “arranca” e– do Zn(s), causando sua oxidação; 
– O íon Cu2+(aq) apresenta capacidade de arrancar e– do Zn(s) (é uma 
observação experimental). 
 
Analisando as duas experiências, concluímos que o íon Cu2+(aq) 
consegue arrancar e– do Zn(s), já o íon Zn2+(aq) não consegue arrancar 
e– do Cu(s). 
Conclusões 
– O íon Cu2+(aq) possui maior capacidade de atrair (arrancar) e– do que 
o íon Zn2+(aq) 
– O Zn(s) possui maior capacidade de doar e– do que o Cu(s) 
 
Cada íon metálico em solução apresenta uma diferente capacidade de 
atrair e–, e esta será denominada potencial de redução (Ered). 
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Eletrodo 
Um eletrodo (que em grego significa "caminho para a eletricidade") é 
formado por um metal, mergulhado numa solução contendo cátions 
desse metal. 
Exemplo 
 
 
Condições para Condução da Corrente Elétrica 
– Uma diferença de potencial (ddp); 
– Um meio condutor. 
Como o eletrodo de cobre (Cu2+/Cu) possui maior potencial de redução 
que o eletrodo de zinco (Zn2+/Zn), podemos dizer que entre os 
eletrodos existe uma ddp. Se entre esses eletrodos intercalarmos um 
fio condutor, agora teremos condições para condução da corrente 
elétrica. 
 
Pilha de Daniel 
Experiência 
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Explicação 
No eletrodo de cobre: 
 
Íons Cu2+(aq) da solução migram até a placa de cobre e recebem os 
elétrons cedidos pelo Zn(s). Ao receberem os elétrons, se transformam 
em Cu(s), de acordo com a equação: 
 
 
 
No eletrodo de zinco: 
 
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Ao ceder elétrons através do condutor metálico para o íon Cu2+(aq), 
devido à ddp entre os dois eletrodos, Zn(s) da placa vai para a solução 
na forma de Zn2+(aq), causando assim a corrosão da placa e 
conseqüente aumento da concentração de Zn2+(aq) na solução, de 
acordo com a equação: 
 
 
Assim, devido à ddp criada entre os dois eletrodos, observamos que 
existe um movimento ordenado de cargas no fio condutor, ou seja, 
uma corrente elétrica. Tal fato fica evidenciado pela lâmpada que 
acende quando a pilha é acionada. 
Portanto, pilhas são sistemas que possuem capacidade de 
produzir energia elétrica a partir de uma reação química. Estes 
sistemas podem ser chamados também de células galvânicas. Uma 
célula galvânica, ou simplesmente pilha, transforma a energia de uma 
reação química em energia elétrica. 
 
Ponte Salina 
Para evitar a mistura das soluções, utiliza-se a ponte salina, que une 
os dois compartimentos do eletrodo e completa, o circuito elétrico. A 
ponte salina é formada por um gel contendo solução salina aquosa 
concentrada dentro de um tubo. A solução salina mais utilizada é o 
KCl, pois os íons K+ e Cl– não afetam as reações que ocorrem nas 
células. 
À medida que a lâmina de zinco corrói, a solução do eletrodo de zinco 
vai ganhando cátions Zn2+(aq) (cargas positivas). Haverá no eletrodo 
excesso de cargas positivas. 
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À medida que a lâmina de cobre tem a sua massa aumentada, a 
solução do eletrodo de cobre vai perdendo cátions Cu2+(aq) (cargas 
positivas). Haverá no eletrodo excesso de cargas negativas SO42-(aq). 
 
A função da ponte salina é manter o equilíbrio elétrico de cargas 
positivas e negativas nas soluções dos eletrodos. Assim, K+ migra da 
ponte para o eletrodo de cobre e Cl– migra para o eletrodo de zinco. 
No condutor existe uma corrente de elétrons. 
Na ponte salina existe uma corrente de íons. 
 
Observação 
Se entre as duas soluções é encontrada uma placa porosa, ao invés de 
ponte salina, ocorre migração dos íons existentes nas soluções ,ou 
seja: íons Zn2+ migram através da placa para o eletrodo de Cu e íons 
SO42-(aq) migram para o eletrodo de Zn. Concluindo, podemos dizer que 
cátions migram para o cátodo e ânions, para o ânodo. 
 
Reação Global da Pilha 
 
 
III. Nomenclatura dos Eletrodos 
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Esquema e Representação 
 
 
 
 
 
MEDINDO A DDP (F.E.M; VOLTAGEM) 
 
Experiência: seja a pilha de Daniell, na qual intercalaremos no fio 
condutor um voltímetro (aparelho usado para medida da ddp). 
 
 
A ddp registrada para a pilha zinco-cobre é igual a 1,10 V, ou seja, a 
ddp entre os eletrodos de zinco e cobre é igual a 1,10 V. 
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Teoricamente a ddp é calculada da seguinte forma: 
 
A medida do Ered absoluto de um eletrodo é impossível e, sendo assim, 
a equação acima possui duas incógnitas, já que o único valor obtido na 
prática é a ddp. 
Não sendo possível medir o valor absoluto do Ered de um eletrodo, 
iremos trabalhar com potenciais relativos, e para tanto vamos escolher 
um eletrodo padrão. O escolhido foi o eletrodo de Hidrogênio ao qual 
se atribui o = zero. 
 
O Eletrodo de Hidrogênio (Padrão) 
 
 
No interior de um tubo invertido é colocada uma lâmina de platina 
ligada a um fio também de platina. O sistema é mergulhado numa 
solução aquosa 1,0 M de H2SO4. Injeta-se na abertura lateral do tubo 
gás Hidrogênio sob pressão de 1 atm, a 25 °C. Parte do gás Hidrogênio 
adere à superfície da platina, fenômeno este chamado de adsorção. 
O gás adsorvido na placa forma uma película de H2 sobre a platina e o 
conjunto funciona como se fosse uma placa de Hidrogênio, mergulhada 
numa solução contendo cátions H+(aq) (eletrodo de Hidrogênio). 
 
Reações no eletrodo de Hidrogênio: 
– Perda de e-: H2(g) 2 H+(aq) + 2e– E0 = 0,00 V 
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– Ganho de e–: 2 H+(aq) + 2e– H2(g) E0 = 0,00 V 
 
Medida de Potencial de Redução de um Eletrodo (Relativo) 
Observe a experiência abaixo: 
 
 
 
– No caso da pilha formada pelos eletrodos de zinco e Hidrogênio, a 
ddp registrada foi de 0,76 V. Com o funcionamento da pilha, 
percebemos que no eletrodo de zinco ocorre corrosão do Zn(s), donde 
concluímos que este sofre oxidação. 
 
 
 
Assim, o Ered do eletrodo de Hidrogênio (Ered = zero) é maior que o do 
eletrodo de zinco. 
Como: 
 
 
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O sinal negativo indica que o eletrodo de Hidrogênio ao qual foi 
atribuído um Ered = zero possui capacidade de atrair e– do eletrodo de 
zinco. 
 
 
No caso da pilha formada pelos eletrodos de cobre e Hidrogênio , a ddp 
registrada foi de 0,34 V. Com o funcionamento da pilha, percebemos 
que no eletrodo de cobre ocorreu deposição do metal na placa, donde 
concluímos que houve redução do íon Cu2+(aq), como mostra a 
equação: 
 
 
Assim, o do eletrodo de Hidrogênio ( = zero) é menor que o do 
eletrodo de cobre. 
Como: 
 
 
 
O sinal positivo indica que o eletrodo de cobre possui um Ered maior 
que o do eletrodo de Hidrogênio, ou seja, o íon Cu2+ é capaz de oxidar 
o H2: H2 2H+ + 2e- 
 
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Como percebemos nos exemplos descritos, o eletrodo de Hidrogênio 
pode ser o cátodo ou o ânodo de uma pilha. Se combinarmos o eletrodo 
de Hidrogênio com eletrodos dos mais variados metais, perceberemos 
que alguns se comportam como o eletrodo de cobre , já outros 
como o eletrodo de zinco . 
Assim, experimentalmente, é possível construir uma tabela de . 
 
Tabela dos Ered 
Potenciais de Redução (Ered) expressos em volts (Solução aquosa 1M a 
25 °C e 1 atm) 
 
 
 
Observações: 
O eletrodo com maior Ered é o que vai atrair os elétrons. 
Eletrodos com Ered > 0 têm capacidade de atrair elétrons do eletrodo 
de Hidrogênio. Tais eletrodos têm suas massas aumentadas, pois, 
sofrem nesta placa a deposição de átomos. 
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Eletrodos com Ered < 0 têm seus elétrons atraídos pelo eletrodo de 
Hidrogênio. Tais eletrodos têm suas massas diminuídas, pois, sofrerm 
corrosão. 
Toda vez que um metal estiver em contato com uma solução na qual 
exista um íon cujo Ered é maior que o do metal, ocorrerá corrosão deste 
metal 
 
Cálculo da ddp de uma pilha 
A ddp de uma pilha depende de dois fatores: 
– da natureza da reação na pilha; 
– das concentrações das espécies que participam da reação. 
Vamos trabalhar somente com a natureza da reação, onde a ddp pode 
ser calculada da seguinte forma: 
 
 
Para uma pilha, a ddp é positiva, o que reflete a espontaneidade da 
reação. 
 
 
 
ELETROQUÍMICA E NERNST 
 
A Equação de Nernst é a relação quantitativa que permite calcular a 
força eletromotriz de uma pilha, para concentrações de íons diferentes 
de uma unidade. Também usado para cálculos em titulação de 
oxidação-redução. 
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A variação de energia livre, ΔG, de qualquer reação e variação de 
energia livre padrão, ΔG°, estão relacionadas por meio da seguinte 
reação: 
 
Onde Q é a expressão da lei de ação das massas da reação. Para uma 
reação de oxido-redução, temos que: 
 
e 
 
 
Assim, para uma reação redox, temos: 
− nFE = − nFE0 + RTlnQ 
ou 
 
Sendo: 
R = 8,315 J K-1 mol-1; 
T = 298,2 K (25°C); 
F = 96485 C mol-1 
Substituindo na equação acima os valores de R, T e P, tem-se: 
 
De forma alternativa, esta equação pode ser escrita em termos de 
logarítmo decimal: 
 
 
Nessa equação, o significado de seus componentes é o seguinte: Eº é 
a força eletromotriz ou potencial normal da pilha correspondente (que 
se obtém a partir dos potenciais normais dos eletrodos); R é a 
constante universal dos gases; T é a temperatura em escala absoluta; 
F é a carga elétrica de um mol de elétrons;n é o número de elétrons 
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transferidos; Q é o quociente de reação. Esse quociente é o produto 
das concentrações das espécies ativas do segundo membro da reação 
de oxi-redução, elevadas a seus respectivos coeficientes 
estequiométricos (coeficientes que precedem as fórmulas na equação 
química equilibrada), e seu denominador é o produto análogo das 
concentrações dos reagentes. 
 
USADA QUANDO AS CONCENTRAÇÕES MOLARES DOS 
ENVOLVIDOS FOREM DIFERENTES DE 1,0 MOL/L. 
 
Potenciais-padrão e constantes de equilíbrio 
Quando um sistema atinge o equilíbrio, a energia livre dos produtos é 
igual à energia livre dos reagentes, ou seja, ΔG = 0. Quando este 
sistema pertence a uma célula galvânica, a célula não produz tensão, 
ou seja, "E" da célula é zero, pois não existe reação ocorrendo em 
nenhum dos sentidos. No equilíbrio, a expressão Q da lei de ação das 
massas passa a ser igual a K. Sendo assim, nestas condições, a 
equação de Nernst passa a ser escrita como: 
 
 
ou 
 
 
Que a 25°C, fica: 
 
ou 
 
Em qualquer uma destas formas, torna-se possível calcular E0 a partir 
de K. 
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QUESTÕES PROPOSTAS 
 
01. (DMAE-RS- QUÍMICO- CONSULPLAN/2011). 
Uma célula galvânica é constituída por um eletrodo de magnésio 
mergulhado em uma solução 1mol/L de nitrato de magnésio (Mg2+ 
+ 2e- Mg(s); E°= –2,37V) e por um eletrodo de prata mergulhado 
em uma solução 1 mol/L de nitrato de prata (Ag+ + e- Ag(s); E° 
= 0,80V). Diante do exposto, assinale a alternativa correta. 
A) O cátodo é o eletrodo que contém magnésio e a fem-padrão desta 
célula é 1,57V. 
B) O ânodo é o eletrodo que contém magnésio e a fem-padrão desta 
célula é 1,57V. 
C) O fluxo de elétrons é do eletrodo da prata para o eletrodo do 
magnésio, ou seja, o sentido da reação da oxidação da prata pelo 
magnésio está sendo favorecido. 
D) O cátodo é o eletrodo que contém magnésio e a fem-padrão desta 
célula é 3,17V. 
E) O ânodo é o eletrodo que contém magnésio e a fem-padrão desta 
célula é 3,17V. 
 
02. (PETROBRÁS - TÉCNICO(A) QUÍMICO(A) DE PETRÓLEO 
JÚNIOR -CESGRANRIO/2012). 
Muitas estruturas submarinas são protegidas contra a corrosão através 
de proteção catódica com uso de anodos galvânicos, comumente 
denominados “anodos de sacrifício”. 
Com relação à proteção catódica galvânica de estruturas de aço-
carbono em água do mar, é INCORRETO afirmar que a(s) 
(A) reação anódica que ocorre em anodos de alumínio é Al → Al 3+ + 
3e−. 
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(B) aplicação de fonte externa de corrente é dispensável nesse tipo de 
sistema de proteção. 
(C) diferença de potencial entre o anodo e a estrutura de aço-carbono 
causa a ocorrência de fluxo de corrente. 
(D) ligas de Al podem ser usadas como anodo devido ao seu maior 
potencial de redução em relação ao aço-carbono. 
(E) reações de redução ocorrem na superfície do aço--carbono. 
 
03. (UFAM - TÉCNICO DE LABORATÓRIO QUÍMICO – 
COMVEST/2013). Considere as afirmações sobre as pilhas: 
I. Envolvem processos de óxido-redução 
II. Ânodo é o eletrodo em que há oxidação 
III. A ponte salina tem a função de manter a neutralidade das cargas 
do sistema. 
Assinale a alternativa correta: 
a) Somente a afirmativa I está correta. 
b) Somente a afirmativa II está correta. 
c) Somente a afirmativa III está correta. 
d) Somente as afirmativas II e III estão corretas. 
e) Todas as afirmativas estão corretas. 
 
04. (UFJF – TÉCNICO DE LABORATÓRIO – 
IFSULDEMINAS/2013). 
Observe a pilha abaixo: 
 
De acordo com a figura acima, marque a alternativa CORRETA. 
a) A função da ponte salina é permitir o transporte mútuo de íons Cu2+ 
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ou Zn2+. 
b) A força eletromotriz da pilha é 0,42 V. 
c) O cobre metálico sofrerá corrosão. 
d) O fluxo de elétrons ocorrerá da placa de zinco para a placa de cobre. 
e) O zinco é o agente oxidante. 
 
05. (UNIPAMPA - TÉCNICO DE LABORATÓRIO– CESPE/2013). 
Uma característica das reações de oxirredução é a presença de um 
agente oxidante e de um agente redutor. O agente oxidante recebe 
elétrons; o agente redutor, por sua vez, perde elétrons. 
 
06. (PETROBRÁS - TÉCNICO DE OPERAÇÃO JÚNIOR- 
CESGRANRIO/2012). 2Agº + CuSO → Ag2SO + Cuº 
Na reação química acima, a prata reage com sulfato de cobre, 
obtendo sulfato de prata e cobre puro. Qual o agente oxidante nessa 
reação? 
(A) CuSO4 
(B) Agº 
C) Ag2SO4 
(D) Cuº 
 
07. (IFE/MG - PROFESSOR DE QUIMICA - IFE/MG/2013). 
Considere as seguintes semi-reações a 25°C: 
 
Podemos afirmar que: 
A) A reação global apresenta E° = 1,136 V. 
B) O agente oxidante é o cobre. 
C) O cobre é oxidado. 
D) Deve-se multiplicar a semi-reação da prata por 2 para encontrar o 
E° da reação global. 
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08. (PM TAIAÇU - PROFESSOR DE QUÍMICA – INSITUTO 
SOLER/2013). 
A figura abaixo representa a pilha de Daniell. A ponte salina contém 
solução saturada de cloreto de potássio. Sabendo que os potencias 
padrão de redução para o zinco e são, respectivamente iguais a -0,76V 
e 0,34V, assinale a alternativa correta: 
 
 
a) Os íons zinco depositam no ânodo. 
b) O zinco sofre redução. 
c) O cobre sofre oxidação. 
d) Os íons potássio se dirigem ao cátodo. 
 
09. (PM-MG - PROFESSOR II DE QUÍMICA - FCC/2012). 
Considere a seguinte célula galvânica, no estado padrão: 
 
Sabendo-se que: 
 
espera-se que 
(A) o zinco metálico sofra oxidação. 
(B) a tensão elétrica da célula galvânica formada seja 5,34 V. 
(C) o eletrodo de lítio seja o cátodo da célula galvânica. 
(D) os elétrons fluam do Li (s) para o Zn (s). 
 
10. (PMSP - PEB-II/PROFESSOR II DE QUÍMICA– 
VUNESP/2012). 
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Para impedir a corrosão de estruturas de ferro, pode-se utilizar os 
metais de sacrifício, como: 
 
(A) prata e cobre. 
(B) prata e zinco. 
(C) magnésio e cobre. 
(D) magnésio e zinco. 
(E) magnésio e prata. 
 
11. (2015 – EsPCEx -Cadete do Exército). 
A energia liberada em uma reação de oxidorredução espontânea pode 
ser usada para realizar trabalho elétrico. O dispositivo químico 
montado, pautado nesse conceito, é chamado de célula voltaica, célula 
galvânica ou pilha. 
Uma pilha envolvendo alumínio e cobre pode ser montada utilizando 
como eletrodos metais e soluções das respectivas espécies. As 
semirreações de redução dessas espécies é mostrada a seguir: 
 Semirreações de Redução 
Alumínio: Al3+ (aq) + 3 e- → Al° E°red = -1,66 V 
Cobre: Cu2+(aq) + 2 e- → Cu° E°red = +0,34 V 
Considerando todos os materiais necessários para a montagem de uma 
pilha de alumínio e cobre, nas condições-padrão (25 °C e 1 atm) ideais 
(desprezando-se qualquer efeito dissipativo) e as semirreações de 
redução fornecidas,a força eletromotriz (fem) dessa pilha montada e 
o agente redutor, respectivamente são: 
a) 2,10 V e o cobre. 
b) 2,00 V e o alumínio. 
c) 1,34 V e o cobre. 
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d) 1,32 V e o alumínio. 
e) 1,00 V e o cobre. 
 
12. (2014 – EsPCEx -Cadete do Exército). 
Uma pilha de zinco e prata pode ser montada com eletrodos de zinco 
e prata e representada, segundo aUnião Internacional de Química Pura 
e Aplicada (IUPAC), pela notação Zn (s) /Zn2+(aq) 1 mol·L-1 // Ag+(aq) 
1 mol·L-1 / Ag (s). 
As equações que representam as semirreações de cada espécie e os 
respectivos potenciais- padrão de redução (25 ºC e 1 atm) são 
apresentadas a seguir. 
Zn2+(aq) + 2 e- → Zn (s) Eo = - 0,76 V 
Ag+ (aq) + 1 e- → Ag (s) Eo = + 0,80 V 
Com base nas informações apresentadas são feitas as afirmativas 
abaixo. 
I – No eletrodo de zinco ocorre o processo químico de oxidação. 
II – O cátodo da pilha será o eletrodo de prata. 
III – Ocorre o desgaste da placa de zinco devido ao processo químico 
de redução do zinco. 
IV – O sentido espontâneo do processo será Zn+2 + 2 Ago → Zno + 
2 Ag+ 
V – Entre os eletrodos de zinco e prata existe uma diferença de 
potencial padrão de 1,56 V. 
Estão corretas apenas as afirmativas 
a) I e III. 
b) II, III e IV. 
c) I, II e V. 
d) III, IV e V. 
e) IV e V. 
 
13. (2013 – EsPCEx -Cadete do Exército). 
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Em uma pilha galvânica, um dos eletrodos é composto por uma placa 
de estanho imerso em uma solução 1,0 mol·L-1 de íons Sn2+ e o outro 
é composto por uma placa de lítio imerso em uma solução 1,0 mol·L-
1 de íons Li+, a 25 oC. 
Baseando-se nos potenciais padrão de redução das semi-reações a 
seguir, são feitas as seguintes afirmativas: 
Sn 2+ (aq) + 2 e- → Sn (s) E0 red = - 0,14 V 
Li+ (aq) + 1 e- → Li (s) E0 red = - 3,04 V 
I-O estanho cede elétrons para o lítio. 
II-O eletrodo de estanho funciona como cátodo da pilha. 
III-A reação global é representada pela equação: 2 Li0 (s)+ Sn2+ (aq) 
→ Sn0 (s) + 2 Li+ (aq) 
IV-No eletrodo de estanho ocorre oxidação. 
V-A diferença de potencial teórica da pilha é de 2,90 V, (∆E = + 
2,90 V). 
Das afirmativas apresentadas estão corretas apenas: 
a) I, II e IV. 
b) I, III e V. 
c) I, IV e V. 
d) II, III e IV. 
e) II, III e V. 
 
14. (2012 – EsPCEx -Cadete do Exército). 
Considere as semirreações com os seus respectivos potenciais-padrão 
de redução dados nesta tabela: 
 
Baseando-se nos dados fornecidos, são feitas as seguintes afirmações: 
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I – o melhor agente redutor apresentado na tabela é a prata; 
II – a reação Zn2+(aq) + Cu º(s) ➞ Zn º(s) + Cu2+(aq) não é espontânea; 
III – pode-se estocar, por tempo indeterminado, uma solução de 
nitrato de níquel II, em um recipiente revestido de zinco, sem danificá-
lo, pois não haverá reação entre a solução estocada e o revestimento 
de zinco do recipiente; 
IV – a força eletromotriz de uma pilha eletroquímica formada por 
chumbo e magnésio é 2,24 V; 
V – uma pilha eletroquímica montada com eletrodos de cobre e prata 
possui a equação global: 2 Ag+ (aq) + Cuº(s) ➞ 2 Agº(s) + Cu2+(aq) . 
Das afirmações acima, estão corretas apenas: 
a) I e II 
b) I, II e IV 
c) III e V 
d) II, IV e V 
e) I, III e V 
 
16. (2017 COPESE - UFJF UFJF Técnico de Laboratório – 
Química). 
Sobre uma pilha eletrolítica podemos dizer que: 
I . Sempre envolve processos de óxido-redução. 
II . Cátodo é o eletrodo em que ocorre a redução. 
III . Polo negativo é aquele que libera elétrons para o circuito externo. 
Está(ão) CORRETA(S) a(s) afirmativa(s): 
a) Apenas I. 
b) Apenas II. 
c) Apenas II e III. 
d) I, II e III. 
e) Apenas I e II. 
 
17. (2017 CS-UFG UFG Técnico de Laboratório/Área Química). 
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Qual o potencial da célula, em V, para o processo eletroquímico no qual 
o ferro pode reduzir os íons prata? 
 
a) 2,04 
b) 1,24 
c) 1,16 
d) 0,36 
 
18. (2017 UFMT UFSBA Técnico de laboratório – Química). 
As baterias de Niquel-Cádmio são recarregáveis e bastante 
empregadas em aparelhos eletroeletrônicos, como filmadoras e 
máquinas fotográficas. Essas baterias são formadas por associações de 
duas ou mais pilhas. O eletrólito dessas pilhas consiste numa pasta de 
KOH. Nesse tipo de bateria, 
 
a) o Cd é o anodo. 
b) o Ni é o anodo. 
c) a voltagem da pilha é 0,75 V. 
d) o Cd sofre redução. 
 
19. (2017 IF-CE IF-CE Técnico de laboratório – Química). 
A pilha seca de zinco-carbono é galvânica comum, bastante utilizada, 
por ser encontrada facilmente nos comércios e por seu baixo custo. 
Não é características dela 
a) a oxidação, neste caso, ocorre no anodo. 
b) o zinco é oxidado, e o carbono é reduzido. 
c) as pilhas secas podem ser recarregadas. 
d) é utilizada em lanternas, rádios portáteis e brinquedos. 
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e) seu tempo de vida é curto em relação a uma pilha alcalina ou a uma 
bateria de chumbo. 
 
20. (2017 IFB IFB Professor – Química). 
O potencial padrão de eletrodo é uma constante física importante que 
fornece informações quantita-tivas relacionadas ao desenvolvimento 
da reação de uma meia-célula. Marque o item que NÃO descreve uma 
característica importante dessa constante. 
 a) Um potencial de eletrodo positivo indica que a semirreação em 
questão é espontânea em relação à semirreação do eletrodo padrão de 
hidrogênio. 
 b) O potencial padrão de eletrodo para uma semirreação refere-se 
exclusivamente à reação de redução. 
 c) O potencial padrão de eletrodo é uma grandeza absoluta. 
 d) O potencial padrão de eletrodo é independente do número de mols 
de reagentes e produtos mostrados na semi-reação balanceada. 
 e) O potencial padrão de eletrodo para uma semirreação é dependente 
da temperatura. 
 
21. (2016 IBADE SEDUC-RO Professor Classe C – Química). 
O ΔE0 da reação mostrada a seguir é igual a: 
 
 a) 0,42 V 
 b) + 1,10 V 
 c) + 2,(20 V 
 d) + 0,42 V 
 e) - 1,10 V 
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22. (2016 FUNRIO IF-BA Técnico de Laboratório – Química). 
De acordo com a tabela a seguir 
 
Numa eventual pilha entre os metais mostrados acima, aquele que será 
sempre o agente redutor é o: 
 a) Fe. 
 b) Cu. 
 c) Ni. 
 d) Pb. 
 e) Co. 
 
23. (2015 IF-RS CIF-RS Professor - Química/Química 
Analítica). 
As pilhas e baterias são amplamente utilizadas em nossa sociedade 
como fonte de energia para diversos aparelhos eletroeletrônicos. Do 
ponto de vista químico, a energia elétrica fornecida por uma pilha é 
oriunda de uma reação de oxirredução espontânea. Uma pilha de 
mercúrio, que é utilizada em marca-passos, envolve as seguintes 
semi-reações e os respectivos potenciais padrão (Eº) a 25 ºC: 
ZnO + H2O + 2e- Zn+ 2OH- (Eº = - 1,26 V) 
HgO + H2O + 2e- Hg + 2OH- (Eº = 0,098 V) 
Com relação à pilha, a alternativa INCORRETA é: 
 a) A diferença de potencial desta pilha é de aproximadamente 1,35 V. 
 b) O ânodo desta pilha contém zinco. 
 c) O mercúrio sofre o processo de oxidação. 
 d) Na reação global, o zinco é o agente redutor. 
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 e) O metal zinco, durante o funcionamento da pilha, varia seu estado 
de oxidação de zero para +2. 
 
24. (2015 CEPERJ SEDUC-RJ Professor Docente I – Química). 
Uma célula galvânica é montada com um eletrodo consistindo de uma 
lâmina de zinco metálico imersa em solução aquosa 1,0 mol.L-1 de 
sulfato de zinco. O outro eletrodo é o de hidrogênio, com pressão 
parcial do gás igual a 1 bar e concentração de íons H3 O+ igual a 0,01 
mol.L-1 , a 25°C. A força eletromotriz desta célula, em volts, é 
aproximadamente igual a: 
Dados: 
Zn2+(aq) + 2è → Zn(s) E0 = - 0,76V 
2H+(aq) + 2è → H2(g) E0 = 0,00V 
a) 0,76 
b) 0,83 
c) 0,56 
d) 0,70 
e) 0,64 
 
25. (2015 UFES UFES Técnico de Laboratório – Química). 
O fenômeno de corrosão metálica causa grandes prejuízos às 
indústrias, pois nesse processo ocorre a dissolução lenta da superfície 
de equipamentos, quando os mesmos são expostos ao ar, em contato 
com o solo ou água do mar. Com o objetivo de minimizar a corrosão 
do ferro em equipamentos, são utilizados os chamados “eletrodos de 
sacrifício”, os quais são formados por barras de outros metais, 
convenientemente escolhidos que, quando colocados em contato com 
a superfície do equipamento, sofrem corrosão no lugar do ferro. 
 
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Com base nos dados tabelados, são considerados “eletrodos de 
sacrifício” adequados as barras de 
 a) magnésio, apenas. 
 b) prata, apenas. 
 c) níquel, apenas. 
 d) prata e níquel, apenas. 
 e) prata, níquel e magnésio. 
 
26. (2015 UFES UFES Técnico de Laboratório – Química). 
A célula eletroquímica representada pelo esquema da figura que segue, 
onde V é um voltímetro e S é uma ponte salina que contém uma 
solução saturada de nitrato de potássio (KNO3), possui um eletrodo de 
zinco imerso em uma solução de nitrato de zinco, Zn(NO3)2, e outro 
eletrodo de prata imerso em uma solução de nitrato de prata, AgNO3, 
nas concentrações indicadas a 25ºC. 
 
Considerando a célula eletroquímica e os potenciais-padrão de redução 
acima representados, é CORRETO afirmar: 
 a) A reação eletroquímica não é espontânea. 
 b) O eletrodo de prata perderá massa. 
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 c) Conforme a reação se processa, os íons potássio (K+) presentes na 
ponte salina migram para a solução de Zn(NO3)2. 
 d) De acordo com os valores de potencial-padrão de redução, Zn2+ é 
mais oxidante que Ag+ . 
 e) Conforme a reação se processa, a solução de Zn(NO3)2 terá sua 
concentração aumentada e a solução de AgNO3 ficará mais diluída. 
 
27. (2014 CESGRANRIO Petrobras Técnico(a) de Operação 
Júnior). 
Considere os potenciais de redução (E0 Red ) abaixo. 
Mg+2 + 2e ⇆ Mg E0Red = - 2,34 V 
Al+3 + 3e ⇆ AlE0Red = - 1,67 V 
Pb+2 + 2e ⇆ Pb E0Red = - 0,13 V 
Bi +3 + 3e ⇆ Bi E0Red = + 0,21 V 
Ag+1 + 1e ⇆ Ag E0Red = + 0,80 V 
Qual a opção que corresponde a uma reação espontânea? 
a) Pb+2(aq)+ Ag(s) → Ag+ (aq)+ Pb(s) 
b) Mg(s) + Al +3 (aq) → Mg+2 (aq) + Al(s) 
c) Pb(s) + Mg+2 (aq) → Pb+2 (aq) + Mg(s) 
d) Al+3 (aq)+ Ag(s) → Ag+ (aq)+ Al (s) 
e) Bi +3 (aq)+ Ag(s) → Ag+ (aq) + Bi (s) 
 
28. (2014 - CESGRANRIO Petrobras Técnico de Inspeção de 
Equipamentos e Instalações Júnior). 
Utilize as informações contidas na Tabela de potenciais de redução 
abaixo para a questão. 
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Considere a pilha abaixo representada pela seguinte equação: 
 
A diferença de potencial gerada por ela, em V, é igual a 
 a) 0,57 
 b) 1,03 
 c) 1,26 
 d) 1,37 
 e) 1,83 
 
29. (2013 VUNESP CETESB Analista Ambiental – Auditor). 
Sendo o potencial padrão da semicela Ag+ |Ag0 de +0,80 V e o da 
semicela Zn2+|Zn0 de –0,76 V, pode-se concluir que numa pilha 
formada pelo sistema padrão Ag0 |Ag+ ||Zn2+|Zn0 a diferença de 
potencial (Δ Eº) é de 
 a) 0,04 V, ocorrendo oxidação no eletrodo de zinco. 
 b) 1,56 V, ocorrendo oxidação no eletrodo de zinco. 
 c) 1,56 V, ocorrendo redução no eletrodo de zinco. 
 d) 0,04 V, ocorrendo oxidação no eletrodo de prata. 
 e) 1,56 V, ocorrendo oxidação no eletrodo de prata. 
 
30. (2012 CESGRANRIO Innova Técnico Químico Júnior). 
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Há reações que ocorrem com transferência espontânea de elétrons, 
o que possibilita a geração de eletricidade necessária para o 
funcionamento de aparelhos como lanternas, calculadoras e outros 
que utilizam pilhas. 
Considere o esquema de uma pilha constituída de duas semipilhas 
com metais mergulhados em soluções aquosas de seus íons (Zn em 
Zn(NO3) 2(aq) e Cu em Cu(NO3)2(aq)) e unidas por um tubo de 
vidro em U contendo um eletrólito em solução saturada (ponte 
salina), fios conectados aos metais e um voltímetro (V). Nesse 
sistema, ocorre uma reação espontânea representada por: 
 
 
Nessa pilha 
a) íons circulam externamente pelo fio metálico gerando 
eletricidade. 
b) a semipilha Cu/Cu 2+ é o anodo da pilha. 
 c) a semipilha Zn/Zn 2+ é o polo negativo da pilha. 
 d) o potencial de redução do Zn/Zn 2+ é maior do que o potencial 
de redução do Cu/Cu 2+ 
 e) os elétrons circulam pela ponte salina. 
 
31. Calcule a ddp do exemplo abaixo, utilizando a equação de 
Nernst. 
Zn(s) | Zn2+ (0,024 M) || Zn2+ (2,4 M) | Zn(s) 
Cátodo: Zn2+ (2,4 M) + 2 e- → Zn 
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Ânodo: Zn → Zn2+ (0,024 M) + 2 e- 
Reação Global: Zn2+ (2,4 M) → Zn2+ (0,024 M), ΔE° = 0 V 
 
 
QUESTÕES COMENTADAS 
 
01. (DMAE-RS- QUÍMICO- CONSULPLAN/2011). 
Uma célula galvânica é constituída por um eletrodo de magnésio 
mergulhado em uma solução 1mol/L de nitrato de magnésio (Mg2+ 
+ 2e- Mg(s); E°= –2,37V) e por um eletrodo de prata mergulhado 
em uma solução 1 mol/L de nitrato de prata (Ag+ + e- Ag(s); E° 
= 0,80V). Diante do exposto, assinale a alternativa correta. 
A) O cátodo é o eletrodo que contém magnésio e a fem-padrão desta 
célula é 1,57V. 
B) O ânodo é o eletrodo que contém magnésio e a fem-padrão desta 
célula é 1,57V. 
C) O fluxo de elétrons é do eletrodo da prata para o eletrodo do 
magnésio, ou seja, o sentido da reação da oxidação da prata pelo 
magnésio está sendo favorecido. 
D) O cátodo é o eletrodo que contém magnésio e a fem-padrão desta 
célula é 3,17V. 
E) O ânodo é o eletrodo que contém magnésio e a fem-padrão desta 
célula é 3,17V. 
RESOLUÇÃO: 
Observa-se que a equação que apresenta o maior valor de potencial de 
redução é a que traz a redução do cátion prata. Portanto, este cátion 
sofreráa redução e o magnésio sofrerá a oxidação. É deste eletrodo que 
saem os elétrons. Logo, teremos as seguintes ocorrências: 
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Ânodo: oxidação: metal Mg (diminui sua massa e aumenta a 
concentração do seu íon, Mg2+, que será formado continuamente até o 
final de uso da pilha). 
Cátodo: placa de prata, onde ocorre a redução dos íons prata que se 
depositam sobre a placa. Nesta célula ocorre a diminuição da 
concentração dos íons Ag+ . A ddp é a diferença entre o maior e o menor 
valor dos potenciais apresentados. Portanto, a ddp seria: ddp =(Emaior 
– Emenor) = 0,80V – (-2,37V) = 3,17V. 
Resposta: “E”. 
 
02. (PETROBRÁS - TÉCNICO(A) QUÍMICO(A) DE PETRÓLEO 
JÚNIOR -CESGRANRIO/2012). 
Muitas estruturas submarinas são protegidas contra a corrosão através 
de proteção catódica com uso de anodos galvânicos, comumente 
denominados “anodos de sacrifício”. 
Com relação à proteção catódica galvânica de estruturas de aço-
carbono em água do mar, é INCORRETO afirmar que a(s) 
(A) reação anódica que ocorre em anodos de alumínio é Al → Al 3+ + 
3e−. 
(B) aplicação de fonte externa de corrente é dispensável nesse tipo de 
sistema de proteção. 
(C) diferença de potencial entre o anodo e a estrutura de aço-carbono 
causa a ocorrência de fluxo de corrente. 
(D) ligas de Al podem ser usadas como anodo devido ao seu maior 
potencial de redução em relação ao aço-carbono. 
(E) reações de redução ocorrem na superfície do aço--carbono. 
RESOLUÇÃO: 
Os metais de sacrifício apresentam uma característica necessária: ter 
maior potencial de oxidação que o material a ser protegido. Logo, a 
afirmativa D está incorreta. 
Resposta: “D”. 
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03. (UFAM - TÉCNICO DE LABORATÓRIO QUÍMICO – 
COMVEST/2013). Considere as afirmações sobre as pilhas: 
I. Envolvem processos de óxido-redução 
II. Ânodo é o eletrodo em que há oxidação 
III. A ponte salina tem a função de manter a neutralidade das cargas 
do sistema. 
Assinale a alternativa correta: 
a) Somente a afirmativa I está correta. 
b) Somente a afirmativa II está correta. 
c) Somente a afirmativa III está correta. 
d) Somente as afirmativas II e III estão corretas. 
e) Todas as afirmativas estão corretas. 
RESOLUÇÃO: 
As pilhas são dispositivos em que ocorrem processos de oxirredução. 
No ânodo sempre ocorre oxidação e a ponte salina tem a finalidade de 
manter a igualdade das cargas iônicas entre os compartimentos da 
pilha. 
Resposta: “E”. 
 
04. (UFJF – TÉCNICO DE LABORATÓRIO – 
IFSULDEMINAS/2013). 
Observe a pilha abaixo: 
 
De acordo com a figura acima, marque a alternativa CORRETA. 
a) A função da ponte salina é permitir o transporte mútuo de íons Cu2+ 
ou Zn2+. 
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b) A força eletromotriz da pilha é 0,42 V. 
c) O cobre metálico sofrerá corrosão. 
d) O fluxo de elétrons ocorrerá da placa de zinco para a placa de cobre. 
e) O zinco é o agente oxidante. 
RESOLUÇÃO: 
Os potenciais apresentados são de redução. Observa-se que o Cu2+ é 
o que apresenta maior potencial e sofrerá a redução. Logo, o metal 
zinco sofrerá oxidação (é o agente redutor), sofrendo corrosão, pois, 
vai fornecer elétrons (é o ânodo da pilha). Esta diferença de potencial 
assume o seguinte valor: 
Ddp = E maior – Emenor = 0,34V – (-0,76V) = + 1,10 V. 
Resposta: “D”. 
 
05. (UNIPAMPA - TÉCNICO DE LABORATÓRIO– CESPE/2013). 
Uma característica das reações de oxirredução é a presença de um 
agente oxidante e de um agente redutor. O agente oxidante recebe 
elétrons; o agente redutor, por sua vez, perde elétrons. 
RESOLUÇÃO: 
O oxidante é a espécie que contém o elemento químico que sofre a 
redução (recebe elétrons). Já o redutor é a espécie que contém o 
elemento que sofre oxidação (perde elétrons). 
Resposta: “CERTO”. 
 
06. (PETROBRÁS - TÉCNICO DE OPERAÇÃO JÚNIOR- 
CESGRANRIO/2012). 2Agº + CuSO → Ag2SO + Cuº 
Na reação química acima, a prata reage com sulfato de cobre, 
obtendo sulfato de prata e cobre puro. Qual o agente oxidante nessa 
reação? 
(A) CuSO4 
(B) Agº 
C) Ag2SO4 
(D) Cuº 
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RESOLUÇÃO: 
O agente oxidante é a espécie que causa a oxidação de outra espécie. 
Para oxidar alguém ele precisa sofrer redução. Dica: agentes oxidante 
e redutor devem pertencer aos reagentes. NUNCA será um produto da 
reação. 
Logo, duas alternativas já poderiam ser descartadas (C e D). 
Veja que o Ag está com carga zero (átomo neutro isolado). Depois ele 
está combinado (carga +1), portanto, sofreu oxidação. Por eliminação 
ficaremos com O CuSO4 (cobre ligado tem carga +2 e depois de reagir, 
está como átomo neutro, com carga zero, sofrendo redução). 
Resposta: “A”. 
 
07. (IFE/MG - PROFESSOR DE QUIMICA - IFE/MG/2013). 
Considere as seguintes semi-reações a 25°C: 
 
Podemos afirmar que: 
A) A reação global apresenta E° = 1,136 V. 
B) O agente oxidante é o cobre. 
C) O cobre é oxidado. 
D) Deve-se multiplicar a semi-reação da prata por 2 para encontrar o 
E° da reação global. 
RESOLUÇÃO: 
O cátion Ag+ apresenta o maior potencial de redução. Portanto, em 
uma reação espontânea ele sofrerá a redução (e será agente oxidante). 
Logo, o cobre sofrerá a oxidação (Cu se torna Cu2+) e será o agente 
redutor. A ddp terá valor calculado da seguinte forma: Emaior – 
Emenor = 0,7999V –(0,337V) = = +0,462V. A ddp não depende dos 
coeficientes estequiométricos. 
Resposta: “C”. 
 
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08. (PM TAIAÇU - PROFESSOR DE QUÍMICA – INSITUTO 
SOLER/2013). 
A figura abaixo representa a pilha de Daniell. A ponte salina contém 
solução saturada de cloreto de potássio. Sabendo que os potencias 
padrão de redução para o zinco e são, respectivamente iguais a -0,76V 
e 0,34V, assinale a alternativa correta: 
 
 
a) Os íons zinco depositam no ânodo. 
b) O zinco sofre redução. 
c) O cobre sofre oxidação. 
d) Os íons potássio se dirigem ao cátodo. 
RESOLUÇÃO: 
Quem apresenta o maior potencial de redução sofrerá a redução. Logo, 
a outra espécie sofrerá oxidação. Observamos pelos valores dados que 
o cobre tem maior potencial de redução. Então, os cátions cobre 
receberão 2e- e se depositarão, enquanto que o metal zinco sofrerá a 
oxidação, sendo corroído, liberando mais cátions zinco na solução, no 
ânodo. Logo, o fluxo de potássio na ponte salina será em direção ao 
cátodo (para manter equilíbrio das cargas). 
Resposta: “D”. 
 
09. (PM-MG - PROFESSOR II DE QUÍMICA - FCC/2012). 
Considere a seguinte célula galvânica, no estado padrão: 
 
Sabendo-se que: 
 
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espera-se que 
(A) o zinco metálico sofra oxidação. 
(B) a tensão elétrica da célula galvânica formada seja 5,34 V. 
(C) o eletrodo de lítio seja o cátodo da célula galvânica. 
(D) os elétronsfluam do Li (s) para o Zn (s). 
RESOLUÇÃO: 
Na representação esquemática da pilha no lado esquerdo temos metal 
lítio sofrendo o processo de oxidação (ânodo). Do lado direito 
representamos o processo de redução (ânodo), que ocorre com os 
cátions zinco. Portanto, os elétrons fluem do eletrodo de metal lítio 
para o eletrodo do metal zinco, onde serão recebidos pelos cátions 
Zn2+. 
Resposta: “D”. 
 
10. (PMSP - PEB-II/PROFESSOR II DE QUÍMICA– 
VUNESP/2012). 
Para impedir a corrosão de estruturas de ferro, pode-se utilizar os 
metais de sacrifício, como: 
 
(A) prata e cobre. 
(B) prata e zinco. 
(C) magnésio e cobre. 
(D) magnésio e zinco. 
(E) magnésio e prata. 
RESOLUÇÃO: 
Para se impedir a corrosão de um metal basta associar um metal de 
sacrifício. E este tem como característica apresentar maior potencial 
de oxidação (e, portanto, menor potencial de redução) que o do metal 
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a ser protegido. Devemos escolher os potenciais de redução acima que 
sejam menores que o do ferro. Zinco e magnésio. 
Resposta: “D”. 
 
Vamos treinar? 
 
11. (2015 – EsPCEx -Cadete do Exército). 
A energia liberada em uma reação de oxidorredução espontânea pode 
ser usada para realizar trabalho elétrico. O dispositivo químico 
montado, pautado nesse conceito, é chamado de célula voltaica, célula 
galvânica ou pilha. 
Uma pilha envolvendo alumínio e cobre pode ser montada utilizando 
como eletrodos metais e soluções das respectivas espécies. As 
semirreações de redução dessas espécies é mostrada a seguir: 
 Semirreações de Redução 
Alumínio: Al3+ (aq) + 3 e- → Al° E°red = -1,66 V 
Cobre: Cu2+(aq) + 2 e- → Cu° E°red = +0,34 V 
Considerando todos os materiais necessários para a montagem de uma 
pilha de alumínio e cobre, nas condições-padrão (25 °C e 1 atm) ideais 
(desprezando-se qualquer efeito dissipativo) e as semirreações de 
redução fornecidas, a força eletromotriz (fem) dessa pilha montada e 
o agente redutor, respectivamente são: 
a) 2,10 V e o cobre. 
b) 2,00 V e o alumínio. 
c) 1,34 V e o cobre. 
d) 1,32 V e o alumínio. 
e) 1,00 V e o cobre. 
Resposta: b 
 
12. (2014 – EsPCEx -Cadete do Exército). 
Uma pilha de zinco e prata pode ser montada com eletrodos de zinco 
e prata e representada, segundo aUnião Internacional de Química Pura 
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e Aplicada (IUPAC), pela notação Zn (s) /Zn2+(aq) 1 mol·L-1 // Ag+(aq) 
1 mol·L-1 / Ag (s). 
As equações que representam as semirreações de cada espécie e os 
respectivos potenciais- padrão de redução (25 ºC e 1 atm) são 
apresentadas a seguir. 
Zn2+(aq) + 2 e- → Zn (s) Eo = - 0,76 V 
Ag+ (aq) + 1 e- → Ag (s) Eo = + 0,80 V 
Com base nas informações apresentadas são feitas as afirmativas 
abaixo. 
I – No eletrodo de zinco ocorre o processo químico de oxidação. 
II – O cátodo da pilha será o eletrodo de prata. 
III – Ocorre o desgaste da placa de zinco devido ao processo químico 
de redução do zinco. 
IV – O sentido espontâneo do processo será Zn+2 + 2 Ago → Zno + 
2 Ag+ 
V – Entre os eletrodos de zinco e prata existe uma diferença de 
potencial padrão de 1,56 V. 
Estão corretas apenas as afirmativas 
a) I e III. 
b) II, III e IV. 
c) I, II e V. 
d) III, IV e V. 
e) IV e V. 
Resposta: c 
 
13. (2013 – EsPCEx -Cadete do Exército). 
Em uma pilha galvânica, um dos eletrodos é composto por uma placa 
de estanho imerso em uma solução 1,0 mol·L-1 de íons Sn2+ e o outro 
é composto por uma placa de lítio imerso em uma solução 1,0 mol·L-
1 de íons Li+, a 25 oC. 
Baseando-se nos potenciais padrão de redução das semi-reações a 
seguir, são feitas as seguintes afirmativas: 
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Sn 2+ (aq) + 2 e- → Sn (s) E0 red = - 0,14 V 
Li+ (aq) + 1 e- → Li (s) E0 red = - 3,04 V 
I-O estanho cede elétrons para o lítio. 
II-O eletrodo de estanho funciona como cátodo da pilha. 
III-A reação global é representada pela equação: 2 Li0 (s)+ Sn2+ (aq) 
→ Sn0 (s) + 2 Li+ (aq) 
IV-No eletrodo de estanho ocorre oxidação. 
V-A diferença de potencial teórica da pilha é de 2,90 V, (∆E = + 
2,90 V). 
Das afirmativas apresentadas estão corretas apenas: 
a) I, II e IV. 
b) I, III e V. 
c) I, IV e V. 
d) II, III e IV. 
e) II, III e V. 
Resposta: E. 
 
14. (2012 – EsPCEx -Cadete do Exército). 
Considere as semirreações com os seus respectivos potenciais-padrão 
de redução dados nesta tabela: 
 
Baseando-se nos dados fornecidos, são feitas as seguintes afirmações: 
I – o melhor agente redutor apresentado na tabela é a prata; 
II – a reação Zn2+(aq) + Cu º(s) ➞ Zn º(s) + Cu2+(aq) não é espontânea; 
III – pode-se estocar, por tempo indeterminado, uma solução de 
nitrato de níquel II, em um recipiente revestido de zinco, sem danificá-
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lo, pois não haverá reação entre a solução estocada e o revestimento 
de zinco do recipiente; 
IV – a força eletromotriz de uma pilha eletroquímica formada por 
chumbo e magnésio é 2,24 V; 
V – uma pilha eletroquímica montada com eletrodos de cobre e prata 
possui a equação global: 2 Ag+ (aq) + Cuº(s) ➞ 2 Agº(s) + Cu2+(aq) . 
Das afirmações acima, estão corretas apenas: 
a) I e II 
b) I, II e IV 
c) III e V 
d) II, IV e V 
e) I, III e V 
Resposta: d 
 
16. (2017 COPESE - UFJF UFJF Técnico de Laboratório – 
Química). 
Sobre uma pilha eletrolítica podemos dizer que: 
I . Sempre envolve processos de óxido-redução. 
II . Cátodo é o eletrodo em que ocorre a redução. 
III . Polo negativo é aquele que libera elétrons para o circuito externo. 
Está(ão) CORRETA(S) a(s) afirmativa(s): 
a) Apenas I. 
b) Apenas II. 
c) Apenas II e III. 
d) I, II e III. 
e) Apenas I e II. 
Resposta: d 
 
17. (2017 CS-UFG UFG Técnico de Laboratório/Área Química). 
Qual o potencial da célula, em V, para o processo eletroquímico no qual 
o ferro pode reduzir os íons prata? 
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a) 2,04 
b) 1,24 
c) 1,16 
d) 0,36 
Resposta: b 
 
18. (2017 UFMT UFSBA Técnico de laboratório – Química). 
As baterias de Niquel-Cádmio são recarregáveis e bastante 
empregadas em aparelhos eletroeletrônicos, como filmadoras e 
máquinas fotográficas. Essas baterias são formadas por associações de 
duas ou mais pilhas. O eletrólito dessas pilhas consiste numa pasta de 
KOH. Nesse tipo de bateria, 
 
a) o Cd é o anodo. 
b) o Ni é o anodo. 
c) a voltagem da pilha é 0,75 V. 
d) o Cd sofre redução. 
Resposta: a 
 
19. (2017 IF-CE IF-CE Técnico de laboratório – Química). 
A pilha seca de zinco-carbono é galvânica comum, bastante utilizada, 
por ser encontrada facilmente nos comércios e por seu baixo custo. 
Não é características dela 
a) a oxidação, neste caso, ocorre no anodo. 
b) o zinco é oxidado, e o carbono é reduzido. 
c) as pilhas secas podem ser recarregadas. 
d) é utilizada em lanternas, rádios portáteis e brinquedos. 
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e) seu tempo de vida é curto em relação a uma pilha alcalina ou a uma 
bateria de chumbo. 
Resposta: c 
 
20. (2017 IFB IFB Professor – Química). 
O potencial padrão de eletrodo é uma constante física importante que 
fornece informações quantita-tivas relacionadas ao desenvolvimento 
da reação de uma meia-célula. Marque o item que NÃO descreve uma 
característica importante dessa constante. 
 a) Um potencial de eletrodo positivo indica que a semirreação em 
questão é espontânea em relação à semirreação do eletrodo padrão de 
hidrogênio. 
 b) O potencial padrão de eletrodo para uma semirreação refere-se 
exclusivamente à reação de redução. 
 c) O potencial padrão de eletrodo é uma grandeza absoluta. 
 d) O potencial padrão de eletrodo é independente do número de mols 
de reagentes e produtos mostrados na semi-reação balanceada. 
 e) O potencial padrão de eletrodo para uma semirreação é dependente 
da temperatura. 
Resposta: c 
 
21. (2016 IBADE SEDUC-RO Professor Classe C – Química). 
O ΔE0 da reação mostrada a seguir é igual a: 
 
 a) 0,42 V 
 b) + 1,10 V 
 c) + 2,(20 V 
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 d) + 0,42 V 
 e) - 1,10 V 
Resposta: b 
 
22. (2016 FUNRIO IF-BA Técnico de Laboratório – Química). 
De acordo com a tabela a seguir 
 
Numa eventual pilha entre os metais mostrados acima, aquele que será 
sempre o agente redutor é o: 
 a) Fe. 
 b) Cu. 
 c) Ni. 
 d) Pb. 
 e) Co. 
Resposta: a 
COMENTÁRIOS 
O agente redutor é a espécie que se oxida. Para ser o metal que sempre 
será redutor a espécie deverá se oxidar preferencialmente em relação 
aos demais metais. Para isto, basta procurar nos valores da tabela 
fornecida quem tem maior potencial de oxidação ou menor potencial 
de redução. 
 
23. (2015 IF-RS CIF-RS Professor - Química/Química 
Analítica). 
As pilhas e baterias são amplamente utilizadas em nossa sociedade 
como fonte de energia para diversos aparelhos eletroeletrônicos. Do 
ponto de vista químico, a energia elétrica fornecida por uma pilha é 
oriunda de uma reação de oxirredução espontânea. Uma pilha de 
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mercúrio, que é utilizada em marca-passos, envolve as seguintes 
semi-reações e os respectivos potenciais padrão (Eº) a 25 ºC: 
ZnO + H2O + 2e- Zn + 2OH- (Eº = - 1,26 V) 
HgO + H2O + 2e- Hg + 2OH- (Eº = 0,098 V) 
Com relação à pilha, a alternativa INCORRETA é: 
 a) A diferença de potencial desta pilha é de aproximadamente 1,35 V. 
 b) O ânodo desta pilha contém zinco. 
 c) O mercúrio sofre o processo de oxidação. 
 d) Na reação global, o zinco é o agente redutor. 
 e) O metal zinco, durante o funcionamento da pilha, varia seu estado 
de oxidação de zero para +2. 
 Resposta: c 
a) ddp= cátodo - anodo 
ddp= +0,098 - (-1,26) 
ddp= 1,35 V 
b) zinco tem menor potencial; é o anodo. 
c) o mercúrio sofre REDUÇÃO e não oxidação. 
d) na reação global, o zinco é o agente redutor (oxida). 
 
24. (2015 CEPERJ SEDUC-RJ Professor Docente I – Química). 
Uma célula galvânica é montada com um eletrodo consistindo de uma 
lâmina de zinco metálico imersa em solução aquosa 1,0 mol.L-1 de 
sulfato de zinco. O outro eletrodo é o de hidrogênio, com pressão 
parcial do gás igual a 1 bar e concentração de íons H3 O+ igual a 0,01 
mol.L-1 , a 25°C. A força eletromotriz desta célula, em volts, é 
aproximadamente igual a: 
Dados: 
Zn2+(aq) + 2è → Zn(s) E0 = - 0,76V 
2H+(aq) + 2è → H2(g) E0 = 0,00V 
a) 0,76 
b) 0,83 
c) 0,56 
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d) 0,70 
e) 0,64 
Resposta: E. 
Como a concentração da equação 2H+ (aq) + 2è → H2(g) não é 
1mol/L, não podemos utilizar direto o potencial de redução dado (E0 = 
0,0 V). Devemos então utilizar a equação de Nerst. 
EH2 = E0 - (0,0592/n)* log Q. Onde Q é o quociente da reação 
(Concentração dos produtos sobre os reagentes elevados a seus 
respectivos coeficientes estequiométricos). 
Assim Q = 1/(0,01^2) pois a concentração dos íons H3O+ é 0,01 e 
necessitamos de 2 mols para balancear a equação. A equação fica 
EH2 = E0 - (0,0592/n)* log(1/1^-4) 
EH2 = E0 - (0,0592/2)* 4, lembrando que n=2, pois temos 2 mols de 
elétrons na reação. 
EH2 = 0 - 0,1184 
EH2 = -0,1184 V. 
Assim, o potencial da pilha é dado por: 
E = EH2 - Ezn 
E = -0,1184 - (-0,76) 
E = 0,64 V. 
A resposta está correta. Como a concentração do H+ não é 1,0 mol/L 
deve ser utilizado a equação de Nernst. E°celula = E° do cátodo - E° 
do ânodo só é valido se os condições da célula estão de acordo com as 
CNTP. 
 
25. (2015 UFES UFES Técnico de Laboratório – Química). 
O fenômeno de corrosão metálica causa grandes prejuízos às 
indústrias, pois nesse processo ocorre a dissolução lenta da superfície 
de equipamentos, quando os mesmos são expostos ao ar, em contato 
com o solo ou água do mar. Com o objetivo de minimizar a corrosão 
do ferro em equipamentos, são utilizados os chamados “eletrodos de 
sacrifício”, os quais são formados por barras de outros metais, 
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convenientemente escolhidos que, quando colocados em contato com 
a superfície do equipamento, sofrem corrosão no lugar do ferro. 
 
Com base nos dados tabelados, são considerados “eletrodos de 
sacrifício” adequados as barras de 
 a) magnésio, apenas. 
 b) prata, apenas. 
 c) níquel, apenas. 
 d) prata e níquel, apenas. 
 e) prata, níquel e magnésio. 
 Resposta: a 
 
26. (2015 UFES UFES Técnico de Laboratório – Química). 
A célula eletroquímica representada pelo esquema da figura que segue, 
onde V é um voltímetro e S é uma ponte salina que contém uma 
solução saturada de nitrato de potássio (KNO3), possui um eletrodo de 
zinco imerso em uma solução de nitrato de zinco, Zn(NO3)2, e outro 
eletrodo de prata imerso em uma solução de nitrato de prata, AgNO3, 
nas concentrações indicadas a 25ºC. 
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Considerando a célula eletroquímica e os potenciais-padrão de redução 
acima representados, é CORRETO afirmar: 
 a) A reação eletroquímica não é espontânea. 
 b) O eletrodo de prata perderá massa. 
 c) Conforme a reação se processa, os íons potássio (K+) presentes na 
ponte salina migram para a solução de Zn(NO3)2. 
 d) De acordo com os valores de potencial-padrão de redução, Zn2+ é 
mais oxidante que Ag+ . 
 e) Conforme a reação se processa, a solução de Zn(NO3)2 terá sua 
concentração aumentada e a solução de AgNO3 ficará mais diluída. 
Resposta: e. 
27. (2014 CESGRANRIO Petrobras Técnico(a) de Operação 
Júnior). 
Considere os potenciais de redução (E0 Red ) abaixo. 
Mg+2 + 2e ⇆ Mg E0Red = - 2,34 V 
Al+3 + 3e ⇆ AlE0Red = - 1,67 V 
Pb+2 + 2e ⇆ Pb E0Red = - 0,13 V 
Bi +3 + 3e ⇆ Bi E0Red = + 0,21 V 
Ag+1 + 1e ⇆ Ag E0Red = + 0,80 V 
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Qual a opção que corresponde a uma reação espontânea? 
a) Pb+2(aq)+ Ag(s) → Ag+ (aq)+ Pb(s) 
b) Mg(s) + Al +3 (aq) → Mg+2 (aq) + Al(s) 
c) Pb(s) + Mg+2 (aq) → Pb+2 (aq) + Mg(s) 
d) Al+3 (aq)+ Ag(s) → Ag+ (aq)+ Al (s) 
e) Bi +3 (aq)+ Ag(s) → Ag+ (aq) + Bi (s) 
 
28. (2014 - CESGRANRIO Petrobras Técnico de Inspeção de 
Equipamentos e Instalações Júnior). 
Utilize as informações contidas na Tabela de potenciais de redução 
abaixo para a questão. 
 
Considere a pilha abaixo representada pela seguinte equação: 
 
A diferença de potencial gerada por ela, em V, é igual a 
 a) 0,57 
 b) 1,03 
 c) 1,26 
 d) 1,37 
 e) 1,83 
Resposta: b 
Para calcular a ddp de uma pilha é assim: 
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Na equação quem oxida é o Ni e quem se reduz é o Ag, sendo assim 
é so olhar na tabela formecida o valores dos potenciais. 
CUIDADO, na tabela ele da o potencial de redução, sendo assim para 
o Ni é só trocar o sinal. 
ddp = 0,23 + 0,80 = 1,03 V 
 
29. (2013 VUNESP CETESB Analista Ambiental – Auditor). 
Sendo o potencial padrão da semicela Ag+ |Ag0 de +0,80 V e o da 
semicela Zn2+|Zn0 de –0,76 V, pode-se concluir que numa pilha 
formada pelo sistema padrão Ag0 |Ag+ ||Zn2+|Zn0 a diferença de 
potencial (Δ Eº) é de 
 a) 0,04 V, ocorrendo oxidação no eletrodo de zinco. 
 b) 1,56 V, ocorrendo oxidação no eletrodo de zinco. 
 c) 1,56 V, ocorrendo redução no eletrodo de zinco. 
 d) 0,04 V, ocorrendo oxidação no eletrodo de prata. 
 e) 1,56 V, ocorrendo oxidação no eletrodo de prata. 
 
30. (2012 CESGRANRIO Innova Técnico Químico Júnior). 
Há reações que ocorrem com transferência espontânea de elétrons, 
o que possibilita a geração de eletricidade necessária para o 
funcionamento de aparelhos como lanternas, calculadoras e outros 
que utilizam pilhas. 
Considere o esquema de uma pilha constituída de duas semipilhas 
com metais mergulhados em soluções aquosas de seus íons (Zn em 
Zn(NO3) 2(aq) e Cu em Cu(NO3)2(aq)) e unidas por um tubo de 
vidro em U contendo um eletrólito em solução saturada (ponte 
salina), fios conectados aos metais e um voltímetro (V). Nesse 
sistema, ocorre uma reação espontânea representada por: 
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Nessa pilha 
 a) íons circulam externamente pelo fio metálico gerando 
eletricidade. 
 b) a semipilha Cu/Cu 2+ é o anodo da pilha. 
 c) a semipilha Zn/Zn 2+ é o polo negativo da pilha. 
 d) o potencial de redução do Zn/Zn 2+ é maior do que o potencial 
de redução do Cu/Cu 2+ 
 e) os elétrons circulam pela ponte salina. 
Resposta: c 
O polo negativo é o ânodo, no qual ocorre oxidação, neste caso do 
zinco. 
 
31. Calcule a ddp do exemplo abaixo, utilizando a equação de Nernst. 
Zn(s) | Zn2+ (0,024 M) || Zn2+ (2,4 M) | Zn(s) 
Cátodo: Zn2+ (2,4 M) + 2 e- → Zn 
Ânodo: Zn → Zn2+ (0,024 M) + 2 e- 
Reação Global: Zn2+ (2,4 M) → Zn2+ (0,024 M), ΔE° = 0 V 
Resolução 
Utilizando a equação de Nerst, temos: 
 
 
Nota-se que a ddp é positiva. A reação é espontânea e, portanto, é 
realmente uma pilha. Observe que a espontaneidade é confirmada se 
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pensarmos que na reação final os íons Zn2+ se deslocam da solução 
concentrada para a solução diluída. 
- Se tivéssemos a reação inversa, Zn2+(0.024M) → Zn2+(2.4 M) a 
ddp seria –0,0592V, ou seja, a reação não seria espontânea. 
- Se as concentrações se igualarem, teremos que ΔE = 0 e, portanto, 
a pilha para de funcionar (encontra o equilíbrio) 
Esta é conhecida como uma pilha de concentração, ou seja, pilhas nas 
quais os dois eletrodos são iguais e estão mergulhados em soluções de 
seus íons, porém em concentrações diferentes. 
 
 
ELETRÓLISE 
 
Consumo de energia elétrica: eletrólise 
Consiste em uma reação de oxirredução não espontânea. É o inverso 
de uma pilha. Na eletrólise há a necessidade de uma fonte externa de 
corrente elétrica (contínua) para que uma reação não espontânea 
ocorra. 
O recipiente em que se realiza a eletrólise recebe o nome de célula 
eletrolítica ou cuba eletrolítica. 
O eletrólito, ou substância que conduz eletricidade, deve ser um 
composto iônico líquido (fundido), ou então em solução. Pode ser um 
composto molecular, desde que este se ionize quando em solução. 
Como exemplo temos os ácidos. 
 
Como Funciona a Eletrólise 
 
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Os íons negativos são atraídos pelo pólo positivo (+) (ânodo), onde 
irão perder elétrons (oxidação). Os elétrons cedidos ao pólo (+) 
migram através do circuito externo até o pólo (-) (cátodo). Lá, estes 
serão "ganhos" pelos íons positivos (redução). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
ELETRÓLISE IGNEA 
 
Como já vimos anteriormente, para que ocorra uma eletrólise é 
necessária a presença de íons livres. Um composto iônico, no estado 
sólido, não deve sofrer eletrólise, já que não possui íons livres. Uma 
forma de liberar os íons deste composto é aquecê-los até a fusão 
Para que ocorra a eletrólise é necessária a presença de íons livres. 
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(fundir). A eletrólise que ocorre, nessas condições, é chamada 
eletrólise ígnea (do latim igneus = inflamado, ardente). 
 
Exemplo 
Eletrólise ígnea do NaCl: 
 
 
 
 
Semi-reações da eletrólise ígnea do NaCl: 
 
 
 
Observação 
– Normalmente os eletrodos utilizados são de grafite (são eletrodos 
inertes). 
- O número de elétrons libertados no ânodo é sempre igual ao número 
de elétrons absorvidos no cátodo, no processo global. 
 
 
ELETRÓLISE EM MEIO AQUOSO 
 
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Quando um eletrólito é dissolvido em água (havendo ionização ou 
dissociação do mesmo), além dos seus íons, devemos considerar a 
ionização da própria água. 
 
 
 
Observação– Embora a ionização da água ocorra em pequena escala 
(1 molécula se ioniza em cada 555 milhões de moléculas), seus íons 
devem ser considerados. 
Experimentalmente, observa-se que, na eletrólise aquosa, apenas um 
tipo de cátion é atraído por vez no cátodo, e, enquanto ele estiver 
presente na solução, nenhuma outra espécie será atraída. O mesmo 
ocorre em relação aos ânions no ânodo. 
 
Exemplo 
Suponhamos uma solução aquosa de AB. Os íons presentes na solução 
serão: 
A+(aq) e B-(aq) provenientes do eletrólito AB além dos íons H+(aq) e OH-
(aq) provenientes da água 
Consultando a tabela de Ered, se verificarmos que o H+(aq) possui maior 
Ered que o A+(aq) (hipotético), o H+(aq) vai se reduzir mais facilmente. 
Assim, a reação que ocorre, neste caso, é a descarga do H+(aq) 
produzindo gás Hidrogênio e não a do A+(aq). 
No caso dos ânions em solução, podemos dizer que, quanto maior a 
eletronegatividade do ânion, maior será sua tendência de atrair os 
elétrons e, portanto, maisdifícil será doá-los. Suponha, no exemplo 
anterior, que B– seja menos eletronegativo que OH–. Logo, B– perderá 
elétrons mais facilmente (descarrega primeiro). 
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A seguir, mostramos a ordem crescente de facilidade de descarga 
para cátions e ânions. 
Cátions: IA+, IIA2+, Al3+, H+, cátions restantes (atraídos pelo pólo –). 
 
Maior facilidade de descarga dos ânions 
 
 
Ânions: F–, ânions oxigenados, , OH –, 
 
 
Resumo 
De um modo geral podemos afirmar que as reações que ocorrem em 
cada eletrodo podem ser representadas resumidamente por: 
Pólo negativo - Cátodo - Redução 
 
Metais: MX+(aq) + X e- → M0(s) (Exceto: Hg(ℓ)) 
 
Ácidos: 2 H+(aq) + 2 e- → H2(g) 
 
Água: 2 H2O(ℓ) + 2 e- → H2(g) + 2 OH-(aq) 
 
 
Pólo positivo - Ânodo - Oxidação 
 
Halogênios: 2 X-(aq) → X2 + 2 e- (X2 = F2(g), Cℓ2(g), I2(s), 
Br2(ℓ)) 
 
Bases: 2 OH-(aq) → H2O(ℓ) + 1/2 O2(g) + 2 e- 
 
Água: H2O(ℓ) → 1/2 O2(g) + 2H+(aq) + 2 e- 
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ELETRÓLISE QUANTITATIVA: AS LEIS DE FARADAY 
 
Quando realizamos a eletrólise da água, o volume que obtemos de 
H2(g) no cátodo é o dobro do volume que obtemos de O2(g) no ânodo. 
Agora vamos aprender a calcular a quantidade de substância liberada 
num eletrodo. Sendo: 
i – intensidade de corrente. 
Q – quantidade de carga elétrica. 
t –tempo de passagem da corrente pelo eletrólito. 
 
Temos: 
Q= i.t 
 
Conceito de faraday (F) 
A quantidade de eletricidade de 1 mol de elétrons (6,02 x 1023 elétrons) 
é chamada de faraday (F). 
A carga elétrica que um elétron transporta é 1,6 x 10-19C. Um mol de 
elétrons terá carga: 
6,02 x 1023 x 1,6 x 10-19C 965000 C 
965000 C = 1 Faraday 
 
Leis de Faraday 
 
1ª Lei de Faraday 
A massa de substância eletrolisada é diretamente proporcional à carga 
elétrica que atravessa a solução. 
m= k1.Q 
 
2ª Lei de Faraday 
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A massa de substância eletrolisada é diretamente proporcional à massa 
molar e inversamente proporcional à valência (carga) do íon. 
m= k2.(M/k) 
 
 
Cálculo das quantidades envolvidas em uma eletrolise 
Vamos analisar o problema abaixo: 
 
Calcule a intensidade de corrente que o gerador deve fornecer para 
que, após 16 minutos e 5 segundos de passagem da corrente por uma 
solução de CuSO4, sejam depositados 12,7 g de cobre no cátodo. 
Dados: 
Massa molar do cobre: 63,5 g/mol 
Carga elétrica de 1 mol de elétrons (faraday) 96.500 C. 
 
Resolução por estequiometria 
 
 
 
 
Equivalente eletroquímico (ε) 
A quantidade de substância eletrolisada ou depositada, quando ocorre 
a passagem de uma carga de 1 coulomb (C) pela solução, é 
denominada equivalente eletroquímico. 
 
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Cubas em série 
 
Lembrando que 1F eletrolisa 1E, se o circuito ocorrer em série, 
concluímos que, como a carga que circulará em cada eletrodo será a 
mesma, o número de equivalente formado também será o mesmo para 
todos os eletrodos. 
Sabendo que a carga que passa nos eletrodos é a mesma: 
 
 
 
Esta aplicação pode ser feita para as pilhas. O número de equivalentes 
que aparece no cátodo é igual ao que desaparece no ânodo. 
 
 
QUESTÕES PROPOSTAS 
 
01. Calcule o volume de hidrogênio liberado a 27ºC e 700 mmHg pela 
passagem de uma corrente de 1,6 A durante 5 min por uma cuba 
contendo hidróxido de sódio. 
 
02. Na reação 
, 
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==1232e0==
 
 
 
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a participação de 1 mol de elétrons fornecerá qual volume de gás 
hidrogênio , medido nas CNTP? 
 
03. Uma peça de bijuteria recebeu um banho de prata (prateação) por 
meio de um processo eletrolítico. Sabendo-se que nessa deposição o 
Ag+ reduz-se a Ag e que a quantidade de carga envolvida no processo 
é de 0,01F, qual é a massa de prata depositada? 
 
04. Numa pilha de flash antiga, o eletrólito está contido numa lata de 
zinco que funciona como um dos eletrodos. Que massa de zinco é 
oxidada a Zn+2 durante a descarga desse tipo de pilha, por um período 
de 30 minutos, envolvendo uma corrente de 5,36x10-1 A? 
 
05. Determinar o equivalente-grama de uma substância formada em 
um eletrodo, sabendo que, ao passar uma corrente de 9,65A de 
intensidade durante 8 minutos e 20 segundos, formam-se 1,4g de 
substância. 
 
06. Qual é a quantidade de eletricidade obtida em uma pilha de Daniell 
pela oxidação de 0,2612g de zinco? Qual a intensidade da corrente 
produzida, sabendo-se que a pilha funcionou durante 25 minutos e 44 
segundos? Dado= Zn=65,3u 
 
07. Em uma eletrólise em série, temos em uma célula eletroquímica 
solução de nitrato de prata - AgNO3 e, na outra, solução de sulfato 
cúprico - CuSO4. Sabendo que na primeira cela eletroquímica há 
deposição de 21,6g de prata no cátodo, calcular a massa de cobre 
depositada na outra cela eletroquímica. 
 
08. (PCSP - PERITO CRIMINAL– VUNESP/2014). 
Considerando a constante de Faraday igual a 9,65x104 C/mol e Q = i.t, 
o tempo, em segundos, necessário para depositar 0,01mol de cobre 
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sobre um eletrodo de carbono, partindo-se de uma solução contendo 
íons Cu2+(aq) e aplicando-se uma corrente de 0,5 A, é igual a: 
(A) 5 439. 
(B) 3 860. 
(C) 965. 
(D) 1 930. 
(E) 7 365. 
Dado: M Cu = 63,5g/mol 
 
09. (SEE/SP - QUIMICA - PEB II – FGV/2013). 
A eletrodeposição é um procedimento no qual a eletrólise é utilizada 
para aplicar um revestimento fino ornamental ou protetor de um metal 
sobre o outro, sendo uma técnica comum para aumentar a durabilidade 
de um objeto de metal. Um dos metais que pode ser usado como 
revestimento protetor é o níquel, depositado a partir de uma solução 
de sulfato de níquel(II). A massa, em gramas, de níquel que deverá 
ser depositada sobre uma chapa de aço a partir de uma corrente de 
2,0 A por 30 minutos é, aproximadamente, de 
Dados: 
 
(A) 1,1. 
(B) 1,8. 
(C) 2,2. 
(D) 3,2. 
(E) 5,9. 
 
10. (PM-MG - PROFESSOR II DE QUÍMICA - FCC/2012). 
Utilizando uma corrente de 100 mA, a eletrodeposição de 1,0 g de 
níquel a partir de Ni2+(aq), sobre uma bijuteria de aço inox levaria o 
tempo, em minutos, de 
(A) 233. 
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(B) 354. 
(C) 487. 
(D) 548. 
Dados: 
Massa molar do níquel = 58,7 g/mol 
Constante de Faraday = 9,65.104 C/mol 
 
11. (COLÉGIO MILITAR DE FORTALEZA - PROFESSOR DE 
QUÍMICA DO CMF - CMF/2013). 
Determine o tempo, em horas e minutos, necessário para depositar 
1349 Kg de alumínio, a partir da eletrólise de seu óxido dissolvido em 
criolita fundida (Na3AlF6), em uma célula eletrolítica