Teoria - Eletroquimica

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ELETROQUÍMICA 
 
1 - Introdução. 
 Ao estudarmos as reações termoquímicas, 
observamos que estas podem liberar ou absorver 
energia, na forma de calor. Outra forma de ener-
gia envolvida nas reações químicas é a energia 
elétrica que tem um papel importante nas indús-
trias e no nosso dia a dia. 
 Na obtenção de metais como magnésio, 
sódio e outros, nos processos de proteção contra 
a corrosão como a galvanização dos metais, pro-
teção catódica em embarcações, em Piers de a-
tracamento de navios e em condutores enterrados 
ou submersos, são empregados processos indus-
triais relacionados com os fenômenos eletro-
químicos. 
 No nosso dia a dia, quando ligamos um 
aparelho de rádio a pilha, uma lanterna, aciona-
mos o motor de um carro ou quando observamos 
a corrosão de materiais metálicos, estamos, tam-
bém, diante de fenômenos eletroquímicos. 
 Existem reações químicas que em condi-
ções adequadas se processam espontaneamente 
gerando energia elétrica. Outras, em condições 
adequadas, ocorrem se fornecermos uma certa 
quantidade de energia elétrica. 
 A energia elétrica está relacionada com a 
movimentação de elétrons. As reações químicas 
que fornecem ou consomem energia elétrica, o-
correm com transferência de elétrons. Este tipo 
de reação química é denominada de reação de 
oxi-redução. 
 Pode-se reconhecer uma reação de oxi-
redução, através da variação do número de oxi-
dação dos átomos que constituem as substâncias 
participantes da reação. 
 
2 - Número de Oxidação (Nox) 
 
Nox é a carga que um átomo adquire se 
“perder” ou “ganhar” elétrons. 
 
Nos compostos iônicos, como são for-
mados por íons, o Nox é a própria carga dos í-
ons. 
 
Exemplo: 
 
 O composto NaCl é formado pelos íons 
Na
+
 e Cl

. O íon Na
+
 indica que o átomo de 
sódio perdeu um elétron, portanto seu Nox é i-
gual a +1. O íon Cl
 
indica que o átomo de cloro 
ganhou um elétron, portanto seu Nox é igual 
a -1. 
 
Nos compostos moleculares, como não são for-
mados por íons, o Nox é a carga elétrica (teórica) 
que o átomo adquire se houver quebra da ligação 
covalente. 
 
Exemplo: 
 
O composto HCl contém uma ligação co-
valente entre o H e o Cl. Sendo o átomo de clo-
ro mais eletronegativo, atrai para si o par eletrô-
nico compartilhado. Se hipoteticamente ocorrer a 
quebra da ligação covalente, o átomo de cloro 
ficará com o elétron do hidrogênio, ou seja, o 
cloro adquire carga -1 e o hidrogênio, carga +1. 
Portanto, o Nox do hidrogênio será +1 e o Nox 
do cloro será -1. 
H Cl o
"quebra" da
 ligação
H+
Cl-
Nox = +1
Nox = -1{
*
*
*
*
*
* *
 
 Para verificar se uma reação é ou não de 
oxi-redução é necessário determinar o Nox de 
cada átomo dessa reação. Como a determinação 
do Nox descrita acima é trabalhosa, vamos utili-
zar as chamadas regras práticas. 
 
1
a
 Regra: Nas substâncias simples e nos elemen-
tos isolados, o Nox é igual a zero. 
Exemplos: 
H2  Nox do H = 0 Fe  Nox do Fe = 0 
O2  Nox do O = 0 Al  Nox do Al = 0 
 
2
a
 Regra: Em íons monoatômicos, o Nox é igual 
a própria carga do íon. 
Exemplos: 
Na
+
 Nox do Na = +1 Cl
-
 Nox do Cl = -1 
Al
3+
 Nox do Al = +3 S
2-
 Nox do S = -2 
 
 
3
a
 Regra: Em compostos moleculares (ou iôni-
cos), a soma dos Nox de todos os átomos que 
constitui o composto é igual a zero. 
2 
 
 Esta regra possibilita determinar o Nox de 
átomos que apresenta Nox variável, independente 
do composto em que se encontra. Para aplicar 
esta regra, deve-se conhecer o Nox de alguns e-
lementos que apresentam o mesmo Nox em todos 
(ou quase todos) os compostos em que partici-
pam. São eles : 
 
Nox +1 H, Li, Na, K e Ag.
Nox +2 Mg, Ca, Ba e Zn.
Nox +3 Al e Bi
Nox -1 F, Cl, Br e I
Nox -2 O e S
} a direita na fórmula
 do composto
 
 
 
OBS.: Nos hidretos metálicos, como o NaH, KH, 
CaH2 e outros, o hidrogênio possui Nox igual 
a -1. Nos peróxidos, como H2O2, Na2O2, CaO2 e 
outros, o oxigênio possui Nox igual a -1. 
 
Exemplos: 
 
Determinar o Nox do enxofre e do fósforo nos 
compostos abaixo: 
 
a) Na2SO4 
 
Sabendo-se que o Nox do Na = +1 e do O = -2, 
pode-se determinar o Nox do enxofre, utilizando 
a regra: Nox = 0, ou seja: 
 
Na2 S O4 
+1 x 2-
2.(+1) + x + 4.(-2) = 0
 +2 + x + (-8) = 0
 x - 6 = 0
 x = +6
 
 
b) Ca3(PO4)2 
 
Sabendo-se que o Nox do Ca = +2 e do O = -2, 
pode-se determinar o Nox do fósforo, utilizando 
a regra: Nox = 0, ou seja: 
 
Ca3 ( P O4 )2
+2 x 2-
3.(+2) + 2.(x) + 8.(-2) = 0
 +6 + 2x + (-16) = 0
 2x - 10 = 0
 x = +5
 
 
4
a
 Regra: Nos íons poliatômicos, a soma dos 
Nox de todos os átomos é igual a carga do íon. 
Exemplos: 
Determinar o Nox do fósforo e do manganês, nos 
íons: 
P O
4
-3[ ]a)
 
Sabendo-se que o Nox do O = -2, pode-se de-
terminar o Nox do fósforo, utilizando a regra: 
Nox = carga do íon, ou seja: 
P O
4
-3[ ]
x -2
x + 4.(-2) = -3
 x - 8 = -3
 x = +5 
b) [MnO4]
-1
 
Sabendo-se que o Nox do O = -2, pode-se de-
terminar o Nox do manganês, utilizando a regra: 
Nox = carga do íon, ou seja: 
 
 [ Mn O4 ]
-1x -2
x + 4.(-2) = -1
 x - 8 = -1
 x = +7 
 
 
EXERCÍCIOS 
 
1) Determinar o Nox dos elementos sublinha-
dos: 
a) NaNO3 Nox = b) CaCO3 Nox = 
 
 
 
 
 
c) H2SO4 Nox = d) H2Cr2O7 Nox = 
 
 
 
 
3 
 
e) Mg(NO3)2 Nox = f) Ca3(PO4)2 Nox = 
 
 
 
 
 
g) Al2(SO4)3 Nox = h) KIO4 Nox = 
 
i) Al
3+
 Nox = j) S
2-
 Nox = 
 
k) Fe Nox = l) S8 Nox = 
 
m) [SO4]
2-
 Nox = n) [CO3]
2-
 Nox = 
 
 
 
 
 
o) [NO3]
1-
 Nox = p) [HPO4]
2-
 Nox = 
 
 
 
 
 
q) [NH4]
1+
 Nox = r) NH3 Nox = 
 
 
 
 
 
s) Na
1+
 Nox = t) CO Nox = 
 
 
 
 
 
u) [BO3]
3-
 Nox = v) NO2 Nox = 
 
 
 
 
2) Determinar o número de oxidação do N e Cl 
nos seguintes compostos: 
a) HNO2, HNO3, N2O5, NO2 e N2 
 
 
 
 
 
b) HClO, HCl, HClO3, HClO4, Cl2O7 e Cl2 
 
 
 
 
3 - Oxidação e Redução 
 As reações químicas que ocorrem com 
transferência de elétrons entre as espécies reagen-
tes são denominadas de reações de oxi-redução. 
 Numa reação química quando um elemen-
to sofrer aumento de nox ( perda de elétrons) 
dizemos que ele sofreu oxidação. 
 Numa reação química quando um elemen-
to sofrer diminuição de nox ( ganho de elétrons) 
dizemos que ele sofreu redução. 
 Numa reação, a espécie química que pro-
voca redução é denominada de agente redutor 
ou simplesmente redutor e a espécie química que 
provoca a oxidação é denominada de agente o-
xidante ou simplesmente oxidante. 
 
Obs.: numa reação química se uma espécie sofrer 
oxidação outra sofrerá redução e o número de 
elétrons cedidos é igual ao número de elétrons 
recebidos. 
 
Exemplos: Nas reações abaixo determinar: a es-
pécie química que sofre redução, que sofre oxi-
dação, agente oxidante, agente redutor e semi-
reações correspondentes: 
 
a) CuCl2 + Zn ZnCl2 + Cu
oxida-se
2+ 0 02+
reduz-se
 
Resposta: 
 Oxida: Zn redutor: Zn 
 Reduz: Cu
2+
 oxidante: CuCl2 
 
 Semi-reações: 
oxidação: Zn - 2e- Zn2+ 
redução: Cu2+ + 2e- Cu 
 
b) Ca + S  CaS 
 
 
 
 
 
c) Zn + CuSO4  Cu + ZnSO4 
 
 
 
4 
 
d) Mg + 2 HCl  MgCl2 + H2 
 
 
 
 
e) Mg + 2 AgNO3  Mg(NO3)2 + 2 Ag 
 
 
 
 
 
 
 
f) SnCl2 + FeCl3  SnCl4 + FeCl2 
 
 
 
 
 
 
 
g) MnO4
-
 + HSO3
-
  HSO4
-
 + MnO2 
 
 
 
 
 
 
 
 
4 - Balanceamento das reações de oxi-
redução. 
 Uma reação química está balanceada 
quando o número de átomos dos reagentes for 
igualao número de átomos dos produtos. Para 
conseguir esta igualdade o balanceamento pode 
ser feito pelo método das tentativas onde se atri-
bui coeficientes às substâncias participantes. Nas 
reações de oxi-redução, essa igualdade pode ser 
obtida pela determinação do número total de elé-
trons cedidos pelo redutor (que será o coeficiente 
do oxidante) que é igual ao número de elétrons 
recebidos pelo oxidante (que será o coeficiente 
do redutor). Desse modo, determinamos os coe-
ficientes que são atribuídos ao oxidante e redutor 
da reação e os demais coeficientes são atribuídos 
pelo método das tentativas. 
Exemplos: Acertar os coeficientes das equações : 
a) S + HNO3  NO2 + H2O + H2SO4 
 
 
 
b) HNO3 + H2S  H2O + NO + S 
 
 
 
 
 
 
 
c) HNO3 + I2  HIO3 + NO + H2O 
 
 
 
 
 
 
 
d) KMnO4 + HCl  MnCl2 + H2O + Cl2 + KCl 
 
 
 
 
 
 
 
e) MnO2 + HCl  MnCl2 + H2O + Cl2 
 
 
 
 
 
 
 
f) Cu + HNO3  Cu(NO3)2 + NO + H2O 
 
 
 
 
 
 
g) FeSO4 + H2SO4 + HNO3  Fe2(SO4)3 + NO + H2O 
 
 
 
5 
 
h) K2CrO4 + SnCl2 + HCl  KCl + CrCl3 + SnCl4 + H2O 
 
 
 
 
 
 
 
 
i) KMnO4 + NaBr + H2SO4  K2SO4 + Na2SO4 + MnSO4 + H2O + Br2 
 
 
 
 
 
 
 
 
j) K2Cr2O7 + FeSO4 + H2SO4  K2SO4 + Cr2(SO4)3 + Fe2(SO4)3 + H2O 
 
 
 
 
 
 
 
 
5 - Potenciais de eletrodo. 
 Os fenômenos eletroquímicos são impor-
tantes nos processos industriais como na obten-
ção de metais ou proteção dos metais contra cor-
rosão e também no nosso dia a dia quando utili-
zamos uma pilha ou bateria para produção de 
energia elétrica. 
O ferro ou aço (Fe
o
) na presença de um 
meio corrosivo (como água contendo oxigênio 
dissolvido ou ar úmido) enferruja, ou seja, sofre 
oxidação (Fe
2+
). 
 A proteção contra a corrosão dos metais 
consiste em impedir o contato do metal com o 
meio corrosivo que pode ser feito através da pin-
tura, galvanização, fosfatização, oxidação, etc. 
ou se estes processos não forem possíveis como 
ocorre com o aço (ferro) em cascos de navios, 
utiliza-se um processo denominado de proteção 
catódica. Este processo consiste em utilizar um 
metal que sofre corrosão (oxidação) na presença 
do ferro que sofre redução. Este metal sofre oxi-
dação, ou seja, se sacrifica para evitar que o ferro 
se oxide, lembrando que toda oxidação implica 
em uma redução. 
 O metal que protege o aço (ferro) em 
cascos de navios, deve possuir uma “capacidade” 
de oxidar-se maior que a do ferro. 
 A capacidade que um metal (eletrodo) 
possui em oxidar-se e reduzir-se é denominada, 
respectivamente, de potencial de oxidação e re-
dução. 
 Em nosso estudo utilizaremos os potenci-
ais de redução, dados na tabela abaixo, que pos-
teriormente veremos como são obtidos, sendo 
que no momento o que nos interessa é apenas 
aplicá-los em reações de oxi-redução. 
 
Obs.: eletrodo é um sistema onde coexistem em 
equilíbrio eletrostático e dinâmico as formas re-
duzidas e oxidadas de uma espécie química.. 
 
 
 
 
 
6 
 
 
 
Potenciais Padrão de Eletrodo (volts) 
 
 
Reação de redução 
Potencial de 
Redução (E
o
 red) 
 
 
Li+ + 1e-  Li - 3,04 
K+ + 1e
-  K - 2,92 
Ba2+ + 2e-  Ba - 2,90 
Sr2+ + 2e
-  Sr - 2,89 
Ca2+ 
 + 2e-  Ca - 2,87 
Na+ 
 + 1e-  Na - 2,71 
Mg2+ 
 + 2e-  Mg - 2,36 
Al3+ 
 + 3e
-  Al - 1,66 
Mn2+ 
 + 2e-  Mn - 1,18 
2 H2O + 2e
-  H2 + 2 OH
- - 0,83 
Zn2+ 
 + 2e-  Zn - 0,76 
Cr3+ 
 + 3e
-  Cr - 0,74 
Fe2+ 
 + 2e-  Fe - 0,44 
Cr3+ 
 + 3e
-  Cr - 0,41 
Cd2+ + 2e-  Cd - 0,40 
Co2+ 
 + 2e-  Co - 0,28 
Ni2+ 
 
 + 2e
-  Ni - 0,25 
Sn2+ + 2e
-  Sn - 0,14 
Pb2+ + 2e-  Pb - 0,13 
2 H
+
 + 2e
-
  H2 0,00 
2 H+ + S + 2e-  H2S + 0,14 
Sn+4 + 2e-  Sn2+ + 0,15 
Cu+2 + 2e-  Cu + 0,34 
H2O + ½ O2 + 2e
-  2 OH- + 0,40 
Cu+ + 1e-  Cu + 0,52 
I2 + 2e
-  2 I
- + 0,54 
2 H+ + O2 + 2e
-  H2O2 + 0,68 
Fe+3 + 1e-  Fe2+ + 0,77 
Ag+ + 1e-  Ag + 0,80 
Hg2+ + 2e-  Hg + 0,85 
2 H+ + ½ O2 + 2e
-  H2O + 1,23 
14 H+ + Cr2O7
2- + 6e-  7H2O + 2 Cr
3+ + 1,33 
Cl2 + 2e
-  2 Cl
.- + 1,36 
Au+3 + 3e-  Au + 1,50 
PbO2 + SO4
2- + 4 H+ + 2e-  PbSO4 + 2H2O + 1,69 
2 H+ + H2O2 + 2e
-  2 H2O + 1,78 
Co3+ + 1e_  Co2+ + 1,95 
F2 + 2e
-  2 F
.- + 2,87 
 
 
 
 
 Toda medida de uma grandeza necessita 
de um referencial. O referencial dos potenciais de 
eletrodos é o eletrodo de hidrogênio, que possui 
potencial igual a zero nas condições padrões (so-
lução 1mol/L, a 25 
0
 C e 1 atm ). 
7 
 
 Os potenciais de redução (maiores que do 
hidrogênio) com sinal positivo, indicam que estes 
eletrodos sofrem redução na presença do eletro-
do de hidrogênio. Os potenciais com sinal negati-
vo (menor que o do hidrogênio) sofrem oxidação 
na presença do eletrodo de hidrogênio. 
 Quando comparados dois eletrodos, so-
frerá redução aquele que tiver maior potencial de 
redução e o outro, sofrerá oxidação. Uma reação 
ocorrerá espontaneamente se esta condição for 
satisfeita. 
Obs.: Uma lâmina ou lâmina de um metal refere-
se a forma reduzida (Me
o
) e o cátion de um metal 
em solução ( proveniente de um sal desse metal 
dissolvido ) refere-se a forma oxidada ( Me
x+
 ). 
 Como exemplo vamos considerar uma 
lâmina de zinco em uma solução de cobre (Cu-
SO4). 
 
 
 
 
Observar as indicações 
constantes na figura ao la-
do e verificar se isto ocorre 
espontaneamente, ou seja 
:o metal que está na lâmina 
( Zn
0
 ) vai para a solução ( 
oxida-se a Zn
2+
 ) e o metal 
que estava na solução 
(Cu
2+
)vai para a lâmina 
(reduz-se a Cu
0
 ) 
 
 Consultando a tabela de potenciais, verifi-
ca-se que o potencial de redução do eletrodo de 
cobre ( + 0,34 V) é maior que o potencial do ele-
trodo de zinco ( -0,76 V ). Isto significa que o 
cobre sofre redução e o zinco oxidação. Como na 
figura acima, esta condição foi satisfeita, a reação 
ocorrerá espontaneamente. 
 Então a equação desta reação pode ser 
deduzida como segue : 
 
oxidação: Zn - 2e- Zn2+
redução: Cu
2+ 
 + 2e- Cu
reação global: Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu
 
 
 Como a reação ocorre espontaneamente, 
depois de um certo tempo observa-se uma corro-
são na lâmina de zinco e um depósito de cobre 
metálico nesta lâmina. Como conseqüência temos 
“aumento” da concentração de íons zinco (Zn
2+
) 
e “diminuição” da concentração de íons cobre 
(Cu
2+
) na solução. 
 Neste exemplo observa-se uma troca dire-
ta de elétrons, ou seja, o zinco oxida, deixando 
na lâmina 2 elétrons, e os íons cobre (Cu
2+
) redu-
zem, recebendo os dois elétrons deixado pelo 
zinco. Esta reação espontânea de trocas de elé-
trons origina uma pilha de cobre e zinco. 
 
Exercícios 
 
1) Verificar se as reações a seguir ocorrem ou 
não espontaneamente. Caso afirmativo, dedu-
zi-lá. (Consulte a tabela de potenciais) 
a) Lâmina de zinco em solução de chumbo 
(Pb(NO3)2). 
 
 
 
 
 
 
 
 
b) Lâmina de chumbo em solução de zinco 
(Zn(NO3)2). 
 
 
 
 
 
 
 
 
c) Lâmina de magnésio em solução de prata 
(AgNO3). 
 
 
 
 
 
 
d) Lâmina de alumínio em solução de cobre 
(Cu(NO3)2). 
 
 
 
 
 
8 
 
e) Lâmina de alumínio em solução de prata (Ag-
NO3). 
 
 
 
 
f) Lâmina de ferro em solução de zinco 
(Zn(NO3)2). 
 
 
 
 
 
 
 
2) Para estocar uma solução de íons chumbo 
(Pb(NO3)2) devemos utilizar um recipiente 
formada por qual metal abaixo: 
 
a) Mg 
b) Al 
c) Fe 
d) Ag 
e) Zn 
 
3) Para agitar uma solução de sulfato de cobre 
(CuSO4) podemos utilizar uma colher de: 
Dados:Zn
2+
 + 2e
-
  Zn E
o
 = - 0,76 V 
 Fe
2+
 + 2e
-
  Fe E
o
 = - 0,44 V 
 Sn
2+
 + 2e
-
  Sn E
o
 = - 0,14 V 
 Pb
2+
 + 2e
-
  Pb E
o
 = - 0,13 V 
 Cu
2+
 + 2e
-
  Cu E
o
 = + 0,34 V 
 Ag
+
 + 1e
-
  Ag E
o
 = + 0,80 V 
 
a) ferro d) chumbo 
b) zinco e) estanho 
c) prata 
 
4) Para proteção de certas peças metálicas, po-
dem-se colocar pedaços de outro metal usado 
como “metal de sacrifício” (que se oxida antes 
do metal da peça). Se a peça em questão for 
de zinco, o metal de sacrifício poderá ser: 
a) Ag d) Cu 
b) Ni e) Zn 
c) Al 
6 - Pilhas Galvânicas 
 “Pilha é um gerador de corrente elétrica a 
partir de uma reação química espontânea”. 
 
 Ao mergulhar uma lâmina de zinco em 
uma solução de sulfato de cobre II, depois de 
algum tempo, observa-se uma corrosão da lâmina 
de zinco e um depósito de cobre metálico sobre a 
lâmina de zinco. Essas evidências indicam que 
ocorreu uma reação química espontânea e que 
pode ser representado pelo seguinte esquema: 
 
 
 
 
oxi.: Zn - 2e- Zn2+
red.: Cu
2+ 
 + 2e- Cu
 Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu
 
 
 Este sistema, apesar de ocorrer com troca 
de elétrons entre o zinco e o cobre, não pode ser 
aproveitado para a produção de energia elétrica. 
 Se utilizarmos um condutor para a trans-
ferência de elétrons entre os metais, teremos um 
fluxo de elétrons no condutor, portanto, corrente 
elétrica. Este procedimento foi utilizado, em 
1800, por Alessandro Volta que construiu a pri-
meira pilha elétrica. Esta pilha consiste em sobre-
por discos de zinco e de cobre, intercalado por 
tecido embebido em solução de ácido sulfúrico. 
Este tipo de pilha é denominado de pilha Voltaica 
ou pilha Galvânica. 
 Um dos tipos de pilha mais divulgado, 
devido ao interesse teórico, foi proposto por J.F. 
Daniell, em 1836. Esta pilha consiste em ligar 
dois eletrodos metálicos através de uma ponte 
salina (ou parede porosa) e um condutor metáli-
co. Pela ponte salina, movimentam os íons de 
um eletrodo a outro (corrente iônica) e pelo 
condutor metálico, ocorre a transferência de 
elétrons (corrente elétrica). 
 
Obs.: Lembre-se que eletrodo é um sistema onde 
coexistem em equilíbrio eletrostático e dinâmico 
as formas reduzida e oxidada do metal. 
9 
 
 Como exemplo de uma pilha de Daniell, 
pode-se citar a pilha formada pelos eletrodos de 
cobre e zinco. 
 
 
 Esta pilha é formada pelos eletrodos de 
zinco e cobre. O eletrodo de zinco (semi-célula 
ou semi-pilha) consiste em mergulhar uma lâmina 
de zinco (Zn
o
) em uma solução 1 mol/L de sulfa-
to de zinco. O eletrodo de cobre (semi-célula ou 
semi-pilha) consiste em mergulhar uma lâmina de 
cobre (Cu
o
) em uma solução 1 mol/L de sulfato 
de cobre. 
 Estes eletrodos estão ligados por dois 
condutores: um condutor metálico (fio metálico), 
interligando as lâminas metálicas, para permitir a 
passagem do fluxo de elétrons e uma ponte salina 
(ou parede porosa) que é constituída por uma 
solução salina de KCl, NH4NO3 ou KNO3, para 
permitir a movimentação de íons entre as solu-
ções (equilíbrio eletrostático). Ao ligar estes ele-
trodos pelos condutores ocorrerá a reação entre 
eles. 
Consultando a tabela de potenciais, po-
demos observar que o potencial de redução do 
zinco (-0,76 V) é menor que o potencial de redu-
ção do cobre (0, 34 V). Então o zinco oxida-se 
(ânodo da pilha) ou seja, deixa na lâmina 2 elé-
trons (pólo negativo) e vai para a solução (Zno 
 Zn
2+
 + 2e
- ), onde observa-se que a lâmina de 
zinco diminui sua massa (desgasta) e a solução 
torna-se mais concentrada de íons Zn
2+
. Esses 
dois elétrons deixados pelo zinco, movimentam-
se pelo condutor metálica (corrente elétrica) até a 
lâmina de cobre, onde os íons cobre (Cu
2+
) da 
solução recebem esses elétrons (pólo positivo) e 
se reduzem (cátodo da pilha) a Cu
o
 depositan-
do-se na lâmina de cobre (Cu2+ + 2e- Cuo). Esse 
depósito de cobre na lâmina ocasiona aumento da 
massa na lâmina e diminuição da concentração de 
íons Cu
2+
 na solução. 
 A reação que ocorre nesta pilha pode ser 
representada por: 
oxidação: Zn - 2e- Zn2+
redução: Cu
2+ 
 + 2e- Cu
reação global: Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu 
 
 Com o aumento da concentração de íons 
Zn
2+
 e a diminuição da concentração de íons 
Cu
2+
, ocorrerá no eletrodo de cobre um excesso 
de íons sulfato (SO4
2-
), ocasionando um desequi-
líbrio eletrostático nos eletrodos. Para estabelecer 
este equilíbrio, os íons Zn
2+
 e SO4
2-
 movimentam-
se através da ponte salina. 
 A reação entre os eletrodos de zinco e 
cobre só é possível porque possuem potenciais de 
eletrodos diferentes. A diferença entre esses po-
tenciais gera uma força eletromotriz (fem) ou 
diferença de potencial (ddp ou E
o
) da pilha. 
Esta diferença de potencial (ddp) pode ser medi-
da com um potenciômetro (voltímetro) ligado 
adequadamente no circuito externo. 
 A diferença de potencial (E
o
) de uma 
pilha pode ser determinada por diversas maneiras. 
Adotaremos uma maneira prática, onde se faz a 
diferença entre o potencial maior e o potencial 
menor. 
E = Emaior - Emenor
o o o
 
 
 No caso da pilha de cobre e zinco a dife-
rença de potencial (E
o
) é: 
 
E = ECu - EZn
o o o
E = (+0,34) - (-0,76)
 
E = 1,10 V
o
o 
 Com o funcionamento de uma pilha as 
concentrações iônicas dos eletrodos envolvidos 
variam, consequentemente os potenciais de redu-
ção dos eletrodos também variam. O potencial de 
redução do eletrodo que sofre oxidação vai au-
mentando e o potencial de redução do eletrodo 
que sofre redução vai diminuindo. Num determi-
nado instante os dois potenciais se igualam, por 
isso não teremos mais diferença entre os potenci-
ais, ou seja, E
o
 = 0. Dizemos, então, que a pilha 
descarregou. 
10 
 
Funcionamento da Pilha de Daniell 
 
 
 
 
 
após algum 
 
tempo 
 
 
 Ao ligar o sistema, após algum tempo, observa-se: 
 
Eletrodo de Zinco 
 pólo negativo, ânodo; 
 semi-reação anódica: 
 Zn(s)  Zn
2+
(aq) + 2e
-
 
ou Zn(s) + 2e
-
  Zn
2+
(aq) 
 perde elétrons; 
 sofre oxidação; 
 agente redutor; 
 a lâmina de Zn é corroída; 
 solução aumenta de concentração (Zn2+). 
 
Eletrodo de Cobre 
 pólo positivo, cátodo; 
 semi-reação catódica: 
 Cu
2+
(aq) + 2e
-
  Cu(s) 
 ganha elétrons; 
 sofre redução; 
 agente oxidante; 
 a lâmina de Cu aumenta de massa; 
 solução é diluída (Cu2+). 
 
 Eo = 0,34 - (-0,76) = 1,10 V 
 fluxo de elétrons: do eletrodo de zinco (ânodo) para o eletrodo de cobre (cátodo), pelo circuito 
elétrico; 
 reação global: 
Zn(s) + Cu
2+
(aq)  Zn
2+
(aq) + Cu(s) 
 ponte salina: permite a movimentação dos íons entre as soluções; 
 representação da pilha: Zn/Zn2+(1mol/L)//Cu2+(1mol/L)/Cu. 
 
 
 
 
 
 
 A diferença de potencial (ddp) da pilha 
cobre e zinco é 1,10 V. Esta ddp, obtida através 
da diferença entre os potenciais de redução do 
cobre que é +0,34 V e o potencial de redução do 
zinco que é –0,76 V. 
 
 Os valores dos potenciais de redução do 
cobre, zinco e de outros eletrodos não são abso-
lutos. Toda a medida de uma grandeza necessita 
11 
 
de um referencial. Torna-se, então, necessário um 
eletrodo padrão, que é escolhido arbitrariamente 
e o valor do potencial também é arbitrário. Para a 
medida dos potenciais dos diferentes eletrodos 
foi adotado como padrão o eletrodo de hidro-
gênio com potencial arbitrário igual a zero. 
 O eletrodo padrão de hidrogênio é for-
mado pela forma oxidada (H
+
) e pela forma redu-
zida (H2) do hidrogênio, ou seja, este eletrodo é 
constituído por uma placa de platina que tem a 
propriedade de adsorver o gás hidrogênio (H2) e 
de movimentar elétrons. O sistema está em con-
tato com umasolução de ácido sulfúrico de con-
centração 1mol/L em H
+
, a uma temperatura de 
25
o
C e pressão de 1 atm. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 A medida dos potenciais de eletrodos po-
de ser obtida através da diferença de potencial da 
pilha formada pelo eletrodo que se deseja medir o 
potencial de redução com o eletrodo padrão de 
hidrogênio. 
 Como exemplo pode citar: 
a) a medida do potencial de redução do eletrodo 
de zinco. 
 Conectando adequadamente um potenci-
ômetro (voltímetro) no circuito externo da pi-
lha, observa-se que a medida da diferença de 
potencial (ddp ou E
o
) é igual a 0,76 V. O 
potencial do zinco pode ser determinado co-
mo segue: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
b) a medida do potencial de redução do eletrodo 
de cobre. 
 Conectando adequadamente um potenci-
ômetro (voltímetro) no circuito externo da pilha, 
observa-se que a medida da diferença de potenci-
al (ddp ou E
o
) é igual a 0,34 V. O potencial do 
cobre pode ser determinado como segue: 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Analogamente podemos determinar o po-
tencial de outros eletrodos e construir a tabela 
dos potenciais padrão de eletrodo para solução 
aquosas 1 mol/L a 25
o
C e 1 atm, conforme a ta-
bela da página 06. 
 
 
 
 
E = EH - ECu 
o o o
- 0,34 = 0,0 - ECu 
 
ECu = + 0,34 V
o
o
 
 
E = EH - EZn
o o o
0,76 = (0,0) - EZn
 
EZn = - 0,76 V
 
 
E = EH - EZn 
o o o
0,76 = 0,0 - EZn
 
EZn = - 0,76 V
o
o
 
12 
 
E X E R C Í C I O S 
 
01. Considere os experimentos abaixo, onde uma 
lâmina de um metal esta mergulhada em uma so-
lução de outro metal. Através da tabela de poten-
ciais da página 54, verificar se ocorre ou não rea-
ção entre eles. Caso afirmativo, deduzir a equa-
ção total da reação em cada experimento. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
02) Considere uma pilha com os eletrodos de 
Alumínio e Cobre e responda o que se pede: 
 
a) Faça o esquema da pilha. 
 
 
 
 
 
 
b) Quem oxida? 
 
c) Quem reduz? 
 
d) Quem é o polo positivo da pilha? 
 
e) Quem é o polo negativo da pilha? 
 
f) Qual o sentido do fluxo de elétrons? 
 
g) Qual íon diminui de concentração? 
 
h) Qual eletrodo sofre corrosão? 
 
i) Qual eletrodo é o cátodo da pilha? 
 
j) Qual eletrodo é o ânodo da pilha? 
l) Qual a ddp da pilha? 
m) Qual a semi-reação no cátodo? 
 
n) Qual a semi-reação no ânodo? 
 
o) Qual a equação da reação total da pilha? 
 
 
 
 
03) Considere uma pilha com os eletrodos de 
Prata e Cobre e responda o que se pede: 
 
a) Faça o esquema da pilha. 
 
 
b) Quem oxida? 
 
c) Quem reduz? 
 
d) Quem é o polo positivo da pilha? 
 
e) Quem é o polo negativo da pilha? 
 
f) Qual o sentido do fluxo de elétrons? 
 
g) Qual íon diminui de concentração? 
 
13 
 
 
h) Qual eletrodo sofre corrosão 
 
i) Qual eletrodo é o cátodo da pilha? 
 
j) Qual eletrodo é o ânodo da pilha? 
 
l) Qual a ddp da pilha? 
 
m) Qual a semi-reação no cátodo? 
 
n) Qual a semi-reação no ânodo? 
 
o) Qual a equação da reação total da pilha? 
 
04) Considere uma pilha com os eletrodos de 
Magnésio e Prata e responda o que se pede: 
 
a) Fazer o esquema da pilha. 
 
 
 
 
 
b) Quem oxida? 
c) Quem reduz? 
d) Quem é o polo positivo da pilha? 
 
e) Quem é o polo negativo da pilha? 
f) Qual o sentido do fluxo de elétrons? 
g) Qual íon diminui de concentração? 
h) Qual eletrodo sofre corrosão 
i) Qual eletrodo é o cátodo da pilha? 
j) Qual eletrodo é o ânodo da pilha? 
l) Qual a ddp da pilha? 
m) Qual a semi-reação no cátodo? 
n) Qual a semi-reação no ânodo? 
o) Qual a equação da reação total da pilha? 
 
 
05) Prepara-se uma solução de sulfato de zinco 
(ZnSO4). A seguir, são mergulhadas nessa so-
lução três lâminas: uma de níquel (Ni
o
), outra 
de prata (Ag
o
) e a terceira de magnésio (Mg
o
). 
Qual(is) dessas lâminas fica(m) recoberta(s) de 
zinco? 
 
 
 
 
 
06) Observe a tabela: 
Semi-reação E
o
red. 
Al
3+
 + 3 e
-
  Al - 1,66 V 
Co
2+
 + 2 e
-
  Co - 0,28 V 
a) Quem se oxida mais facilmente? 
 
b) Quem se reduz mais facilmente? 
 
c) Qual o melhor agente oxidante? 
 
d) Qual o melhor agente redutor? 
 
e) Faça a reação global entre estes metais quan-
do formam uma pilha. 
 
 
 
 
 
07) Dada a tabela: 
Semi-reação E
o
red. 
Ni
2+
 + 2 e
- 
 Ni - 0,23 V 
Cu
2+
 + 2 e 
-
 Cu + 0,34 V 
 
a) Quem se oxida mais facilmente? 
 
b) Quem se reduz mais facilmente? 
 
c) Qual o melhor agente oxidante? 
 
d) Qual o melhor agente redutor? 
 
14 
 
e) Faça a reação global entre estes metais quan-
do formam uma pilha. 
 
 
08) Dadas as semi-reações: 
 
Al
3+
 + 3 e
-
 Al
o
 E
o
 = - 1,66 V 
Cu
2+
 + 2 e
-
 Cu
o
 E
o
 = + 0,34 V 
calcular a ddp da pilha formada por eletrodos de 
alumínio e de cobre, bem como a reação global. 
 
 
 
 
09) Dados os potenciais de redução dos seguin-
tes eletrodos: 
 
Cu
2+
 + 2e
-
  Cu E = + 0,34 V 
Al
3+
 + 3e
-
  Al E = - 1,67 V 
Zn
2+
 + 2e
-
  Zn E = - 0,76 V 
Ag
+
 + e
-
  Ag E = + 0,80 V 
Pb
2+
 + 2e
-
  Pb E = - 0,13 V 
represente a pilha que fornece a maior força ele-
tromotriz e monte a reação global desta pilha. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
10) Dada a pilha entre os metais alumínio e zin-
co. 
Al
3+
 + 3e
-
  Al E = - 1,67 V 
Zn
2+
 + 2e
-
  Zn E = - 0,76 V 
 
Determine: 
a) Qual eletrodo é o ânodo da pilha? 
b) Qual a ddp da pilha? 
c) Qual a semi-reação no cátodo? 
d) Qual a semi-reação no ânodo? 
e) Qual a equação da reação total da pilha? 
 
 
 
11) O eletrodo constituído por uma solução 1 
mol/L de ácido, na qual fazemos passar uma cor-
rente de gás hidrogênio sobre uma lâmina de pla-
tina, estando todo o sistema a 25
o
C e 1 atm., é 
chamado de: 
 
a) eletrodo normal de hidrogênio. 
b) eletrodo-padrão de hidrogênio. 
c) eletrodo convencional de platina e 
hidrogênio. 
d) eletrodo-padrão de platina. 
e) eletrodo referencial de hidrogênio. 
12) O potencial do eletrodo-padrão foi arbitrado 
em um determinado valor, pois não 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 
e) 10 V 
 
13) 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 a do ânodo. 
d) o potencial de redução do ânodo é maior 
que o do cátodo. 
e) a corrente iônica ocorre através dos fios 
metálicos que ligam os eletrodos. 
 
14) Dada a pilha Mg/Mg
2+
//Pb
2+
/Pb sabendo que: 
 Mg
2+
/ Mg
o
 E = - 2,37 V 
 Pb
2+
/Pb
o
 E = - 0,13 V 
Podemos afirmar que: 
 
a) o Mg
o
/Mg
2+
 é o cátodo. 
b) Mg
o
/Mg
2+
 é o pólo positivo. 
c) os elétrons saem de Mg
o
/Mg
2+
 e vão para 
Pb
2+
/Pb
o 
. 
d) os elétrons saem de Pb
o
/Pb
2+
 e vão para 
Mg
o
/Mg
2+
. 
15 
 
e) o pólo positivo é denominado de ânodo e é 
formado por Mg
o
/Mg
2+
. 
 
15) Dada a pilha Mg/Mg
2+
//Cr
3+
/Cr sabendo que: 
 Mg
2+
/Mg
o
 E = - 2,37 V 
 Cr
3+
/Cr
o
 E = - 0,74 V 
 
O valor da ddp desta pilha é: 
a) - 1,63 V 
b) + 1,63 V 
c) + 3,11 V 
d) - 3,11 V 
e) +2,52 V 
 
16) Na célula eletroquímica Al/Al
3+
//Fe
2+
/Fe, po-
demos afirmar que: 
 
a) o alumínio sofre redução. 
b) o ferro é o ânodo. 
c) a solução de Al3+ irá se diluir. 
d) a solução de Fe2+ irá se concentrar. 
e) os elétrons fluem, pelo circuito externo, do 
alumínio para o ferro. 
 
17) Dada a pilha abaixo, com eletrodos em solu-
ção 1 mol/L. Analise o esquema e coloque C 
para as proposições corretas e E para as pro-
posições erradas. 
 
 
Mg
2+
 + 2e
-
  Mg E
o
 = - 2,37 V 
Cu
2+
 + 2e
-
  Cu E
o
 = + 0,34 V 
 
( ) Os elétronsfluem do eletrodo de magnésio 
para o eletrodo de cobre. 
( ) O fluxo de íons ocorre através da ponte sa-
lina. 
( ) A ddp da pilha é + 2,03V 
( ) A ddp da pilha é + 2,71 V. 
( ) A solução de Cu
2+
 com o passar do tempo, 
com o circuito ligado, irá se diluir em termos de 
íons Cu
2+
. 
( ) No eletrodo de cobre ocorre a oxidação. 
( ) O eletrodo de Mg irá se desgastar com o 
decorrer do tempo. 
( ) No eletrodo de magnésio ocorre a oxidação. 
 
 
7 – Eletrólise 
“Eletrólise é a decomposição de uma 
substância através da corrente elétrica”. 
 Na eletrólise ocorre um fenômeno eletro-
químico, não espontâneo, de oxi-redução, onde a 
reação se processa com fornecimento de corrente 
elétrica contínua, por isso, é um fenômeno inver-
so ao observado nas reações de uma pilha. 
 As reações de eletrólise podem ser reali-
zadas em recipientes denominados de cuba ele-
trolítica. A cuba eletrolítica deve conter dois ele-
trodos, onde um funciona como pólo positivo, 
denominado de ânodo e o outro que funciona 
como pólo negativo, denominado de cátodo. 
Esses eletrodos estão ligados a uma fonte de cor-
rente contínua (gerador, pilha ou bateria). Para 
fechar o circuito na cuba devem existir íons li-
vres, que podem ser obtido por um composto 
iônico fundido (eletrólise ígnea) ou por um ele-
trólito (eletrólise aquosa). 
OBS.: Eletrólito e uma substância que em solu-
ção libera íons. 
 A fonte de corrente contínua deve forne-
cer energia suficiente ao eletrólito nos eletrodos, 
que podem ser inertes (não participam da eletró-
lise) ou ativos (participam da eletrólise), para 
provocar as reações de oxi-redução. No eletrodo 
positivo (ânodo) ocorrerão reações de oxidação 
de espécies químicas, pela retirada de elétrons e 
no eletrodo negativo (cátodo) ocorrerão reações 
de redução de espécies químicas, pelo forneci-
mento de elétrons. 
 No nosso estudo, vamos nos deter às ele-
trólises com eletrodos inertes, que podem ser de 
grafite, platina ou ouro. 
16 
 
Esquema geral de uma cuba eletrolítica: 
 
 
7.1- Eletrólise ígnea. 
 Este tipo de eletrólise consiste em forne-
cer corrente contínua através dos eletrodos a um 
composto iônico fundido. É bastante utilizada 
para obtenção de metais como o sódio metálico, 
potássio metálico, magnésio metálico e outros. 
 
Exemplos: 
a) Eletrólise ígnea do cloreto de sódio. 
 
Global: NaCl 2 Na + Cl2
Dissociação: 2 NaCl 2 Na+ + 2 Cl-
Cátodo (-): 2 Na+ + 2e 2 Nao
Ânodo (+): 2 Cl- + 2e Cl2
 
 
b) Eletrólise ígnea do cloreto de magnésio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7.2- Eletrólise em solução aquosa. 
 Este tipo de eletrólise consiste em forne-
cer corrente contínua através dos eletrodos a um 
eletrólito. É utilizada para obtenção e purificação 
de substâncias. 
 Neste tipo de eletrólise tanto os íons pro-
venientes do eletrólito como a água podem sofrer 
eletrólise. Para determinarmos quais as espécies 
que sofrerão eletrólise, deveremos considerar o 
potencial de redução de cada espécie química. 
Uma maneira prática e simplificada para determi-
narmos quais as espécies químicas que sofrerão 
redução e oxidação é consultar a tabela de priori-
dade de descarga de cátions e ânions abaixo: 
 
c
r
e
s
c
e
n
t
e
c
r
e
s
c
e
n
t
e
Alcalinos
Alc.terrosos
Al
H2O
H (ácidos)
outros metais
oxigenados
F
H2O
OH (bases)
não-oxige-
nados
+
3 +
-
-
Cátions Ânions
PRIORIDADE DE DESCARGA
 
 
Obs.: As equações de descarga, no cátodo e no 
ânodo, da água, do H
+
 (de ácido) e OH
-
 (de base) 
são muito importantes para o nosso estudo. 
 
No cátodo (redução). 
 
2H+ + 2e  H2 
2H2O + 2e  2OH
-
 + H2 
 
No ânodo (oxidação). 
 
2OH
-
 - 2e  H2O + ½ O2 
H2O - 2e  2H
+
 + ½ O2 
 
 
 
 
Exemplos: 
17 
 
 
 
a) Eletrólise aquosa do cloreto de sódio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Dissociação: 2NaCl  2Na
+
 + 2Cl
-
 
Cátodo (-) : 2H2O + 2e  2OH
-
 + H2
 
Ânodo (+) : 2Cl
-
 - 2e  Cl2 
Global : 2NaCl + 2H2O2NaOH + Cl2 + H2 
 
b) Eletrólise aquosa do iodeto de potássio 
 
 
 
 
 
 
 
 
c) Eletrólise aquosa do ácido clorídrico. 
 
 
 
 
 
 
 
 
EXERCÍCIOS 
 
01) A eletrólise é um fenômeno que envolve: 
 
a) a decomposição de uma substância por uma 
corrente elétrica. 
b) a dissociação de uma substância por uma cor-
rente elétrica. 
c) a ionização de uma substância por uma corren-
te elétrica. 
d) a produção de uma corrente a partir de uma 
reação química de oxi-redução. 
e) a produção de corrente elétrica pela decompo-
sição de uma substância. 
02) Equacione, por etapas, a eletrólise ígnea das 
seguintes substâncias: 
 
a) AuCl3 
 
 
 
 
 
 
b) CuBr2 
 
 
 
 
 
 
c) AgCl 
 
 
 
 
 
 
 
d) KCl 
 
 
 
 
 
 
 
 
03) O que resulta da eletrólise de sulfato de co-
bre II em solução aquosa? 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
04) Equacionar as reações da eletrólise aquosa 
das seguintes substâncias: 
 
18 
 
a) K2SO4 
 
 
 
 
 
b) HNO3 
 
 
 
 
 
c) KCl 
 
 
 
 
 
d) K2SO4 
 
 
 
 
e) NaBr 
 
 
 
 
 
f) ZnCl2 
 
 
 
 
 
05) Desenvolva as seguintes eletrólises em solu-
ções aquosas e responda as questões abaixo: 
a) H2SO4 
 
 
 
 
 
 
b) NaOH 
 
 
c) KNO3 
 
 
 
 
I- Em qual das eletrólises há liberação de H2 
no cátodo? 
II- Em qual das eletrólises há liberação de O2 
no ânodo? 
III- Em qual das eletrólises há liberação de H2 
no cátodo e, simultaneamente, liberação de O2 no 
ânodo? 
 
06) A eletrólise aquosa do NaCl ao ser desenvol-
vida, apresenta uma coloração vermelha, na solu-
ção da cuba eletrolítica, caso seja adicionado al-
gumas gotas de fenolftaleína. Justifique a forma-
ção desta coloração. 
 
 
 
 
 
07) A eletrólise de solução aquosa de sulfato de 
sódio com eletrodos inertes produzirá: 
a) sódio e anidrido sulfúrico. 
b) hidrogênio e anidrido sulfúrico. 
c) sódio e anidrido sulfuroso. 
d) hidrogênio e oxigênio. 
e) sódio e oxigênio. 
 
08) Na eletrólise de uma solução aquosa de sulfa-
to de prata formam-se: 
a) prata, gás oxigênio e ácido sulfúrico. 
b) gás hidrogênio e gás oxigênio. 
c) prata e ácido sulfúrico. 
d) ácido sulfúrico e óxido de prata. 
e) gás hidrogênio, prata e anidrido sulfúrico. 
 
09) Na eletrólise de uma solução aquosa de Na-
Cl, a solução: 
a) torna-se ácida devido à formação de HCl. 
b) torna-se básica devido à formação de NaOH. 
c) permanece neutra devido à formação de H2 e 
Cl2. 
d) permanece neutra devido à formação de H2 e 
O2. 
e) permanece neutra devido à formação de O2 e 
Cl2