pilhas oficial

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PROF. VITOR CORREA WEISS
➢A eletroquímica estuda o aproveitamento da transferência de elétrons entre
diferentes substâncias para converter energia química em energia elétrica e
vice-versa.
➢Pilhas: conversão espontânea de energia química em elétrica.
ENERGIA PILHA ENERGIA
QUÍMICA ELÉTRICAELETRÓLISE
Este físico italiano, foi um dos precursores dos estudos de
fenômenos elétricos e conseguiu gerar eletricidade por meio
de reações químicas.
Volta construiu um estranho aparelho com moedas de
cobre, discos de zinco e discos de feltro banhados com
uma solução ácida, que servia para produzir com
continuidade um movimento de cargas elétricas através de
um condutor. Esse aparelho era chamado pilha porque as
moedas de cobre, os discos de feltro e os discos de zinco
eram empilhados uns sobre os outros.
PILHA DE DANIELL
➢ O químico inglês John Frederic Daniell construiu uma pilha diferente,
substituindo as soluções ácidas utilizadas por Volta - que produziam gases
tóxicos – por soluções de sais tornando as experiências com pilhas menos
arriscadas.
Desgaste da placa (corrosão)
Oxidação do metal ( Zn/Zn2+)
ÂNODO
Polo negativo ( - )
Concentra a solução
pela oxidação do metal a íon
POA
Aumento de massa da placa
Redução do íon (Cu2+/Cu)
CÁTODO
Polo positivo ( + )
Diluição da solução pela redução
do íon da solução
RREC
CÁTODO
Polo +
ÂNODO
Polo -
Semi-reação de oxidação (perde e-)
Semi-reação de redução (ganha e-)
REAÇÃO GLOBAL DA PILHA
Sentido 
dos
e-
Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu
A0/A+ // B+/B0
Pólo –
Oxidação
ÂNODO
Pólo +
Redução
CÁTODO
Ponte salina
Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu
EEEEeEEEEe
1. Com base no diagrama da pilha e nos potenciais-padrão de redução das semi-reacões, calcule a diferença de potencial 
e a equação global dessa pilha :
Ba0 / Ba2+ // Cu + / Cu0
Ba2+ + 2e– → Ba0 E0 = +2,90 volt
Cu+1 + 1e- → Cu0 E0 = -0,52 volt
2. Os potenciais-padrão dos eletrodos de cobre e de prata são dados abaixo. A respeito, julgue as afirmações.
Cu+2 + 2e– → Cu E0 = + 0,34 V
Ag+ + e– →Ag E0 = + 0,80 V
( ) A semi-reação de redução na célula eletroquímica resultante 
da combinação desses dois eletrodos será Cu+2 + 2 e– → Cu(S).
( ) A reação e a voltagem da célula eletroquímica serão 
2Ag+ + Cu(s) → 2Ag(s) + Cu+2 ΔE0 = + 0,46 V.
( ) Se um fio de cobre for mergulhado numa solução de nitrato de prata, inicialmente
incolor, esta ficará azulada e haverá deposição de prata metálica sobre o fio.
Δ Eº = Eºmaior - Eºmenor
Δ Eº = + 2,90 – (-0,52)
Δ Eº = + 3,42 V
Lembrem: toda pilha é um processo 
expontâeno e a ddp é sempre positiva
Ba2+ + 2e → Ba0
2Cu0 → 2Cu1+ + 2e 
Ba2+ + 2Cu0 → 2Cu+ + Ba0
RESOLVENDO:
Sempre inverter a semi-
reação de menor pontencial
Δ Eº = Eºmaior - Eºmenor
Δ Eº = +0,80 – (+0,34)
Δ Eº = + 0,46 V
2Ag2+ + 2e → 2Ag0
Cu0 → Cu2+ + 2e 
Cu0 + 2Ag+ → Cu+2 + 2Ag0
RESOLVENDO:
F
V
V
3. A corrosão eletroquímica opera como uma pilha. Ocorre uma transferência de elétrons quando dois metais de diferentes
potenciais são colocados em contato. O zinco ligado à tubulação de ferro, estando a tubulação enterrada – pode-se, de
acordo com os potenciais de eletrodo –, verificar que o anodo é o zinco, que logo sofre corrosão, enquanto o ferro, que
funciona como cátodo, fica protegido.
Dados: potenciais-padrão de redução em solução aquosa:
Semi reação Δ Eº (volt)
Zn2+ + 2e → Zn(s) – 0,763 V
Fe2+ + 2e → Fe(s) – 0,440 V
Assinale a equação global da pilha com a respectiva ddp da mesma:
a) Fe2+ + 2e → Zn2+ + 2e ΔE = + 0,232V
b) Zn + Fe2+ → Zn2+ + Fe ΔE = + 0,323V
c) Fe2+ + Zn → Zn + Fe2+ ΔE = – 0,323V
d) Fe + Zn → Zn2+ + Fe2+ ΔE = + 0,323V
Δ Eº = Eºmaior - Eºmenor
Δ Eº = - 0,440 – (-0,763)
Δ Eº = + 0,323 V
Fe2+ + 2e → Fe(s) 
Zn(s) → Zn2+ + 2e 
Fe2+ + Zn(s) → Zn2+ + Fe(s)
RESOLVENDO:
1 – Considerando a pilha esquematizada abaixo, indique:
a) O metal M, que combinado
com o eletrodo de alumínio
funcione como ânodo da pilha.
b) Calcule o E da pilha de
Alumínio com o metal M
escolhido no item a.
c) Indique o metal com maior
caráter oxidante na tabela dada.
a) O metal M, que combinado
com o eletrodo de alumínio
funcione como ânodo da pilha.
RESOLUÇÃO:
O Potencial de redução do 
alumínio é = -1,66 V; 
O metal M para atuar como ânodo
deverá sofrer OXIDAÇÃO e deverá, 
portanto possuir MENOR potencial de 
REDUÇÃO que o Alumínio.
O único metal com potencial de 
redução menor que o Alumínio é o 
MAGNÉSIO = -2,36 V
b) Calcule o E da pilha de
Alumínio com o metal Mg
escolhido no item a.
E = E0redução - E
0
redução
maior menor
E = E0Al - E
0
Mg
E = + 0,70 V
E = -1,66 - (-2,36)
OBS: toda pilha é um processo 
espontâneo de transferência de elétrons 
e portanto seu E e sempre +.
c) Indique o metal com maior caráter
oxidante na tabela dada.
Maior caráter OXIDANTE, 
significa, maior capacidade de 
sofrer REDUÇÃO;
Na tabela ao lado o metal 
com maior poder de redução
é a PRATA = + 0,80 V
2 – Observe a pilha abaixo e indique:
a) O ânodo da pilha.
b) O pólo positivo da pilha.
c) O eletrodo que sofre oxidação.
d) Calcule o E da pilha. 
e) Escreva a notação oficial da pilha.
RESOLUÇÃO
a) O ânodo da pilha.
b) O pólo positivo da pilha.
c) O eletrodo que sofre
oxidação.
Sofre oxidação 
ÂNODO 
Pólo Negativo 
Sofre redução
CÁTODO
Pólo Positivo
MENOR POTENCIAL DE 
REDUÇÃO 
MAIOR POTENCIAL DE 
REDUÇÃO 
Eletrodo de chumbo
Eletrodo de Prata
Eletrodo de Chumbo
d) Calcule o E da pilha. 
Maior potencial de 
redução
Menor potencial
de redução
E = E0redução - E
0
redução
maior menor
E = E0Ag - E
0
Pb
E = + 0,92 V
E = + 0,79 - (-0,13)
e) Escreva a notação oficial da pilha.
Pb0/Pb2+ // Ag+/Ag0
Pólo –
Oxidação
ÂNODO
Pólo +
Redução
CÁTODO
Ponte salina
3 – Considere a notação oficial da pilha e responda as questões:
Cr/Cr3+ // Ni2+/Ni 
a) O pólo negativo da pilha.
b) O cátodo da pilha.
c) Escreva as semi-reações da pilha e a reação global da pilha.
Dados: E0 red a 25o.C e soluções 1mol/L
Cr3+ + 3e- → Cr E0 = -0,41 V
Ni2+ + 2e- → Ni E0 = -0,24 V
Menor potencial de redução (sofre oxidação)
Maior potencial de redução (sofre redução) 
Eletrodo onde ocorre oxidação - Cr
Eletrodo onde ocorre redução - Ni
2Cr → 2Cr3+ + 6e- (x2) semi-reação de oxidação 
semi-reação de redução 3Ni2+ + 6e- → 3Ni (x3)
REAÇÃO GLOBAL: 2 Cr + 3Ni2+ → 2 Cr3+ + 3Ni
Cr/Cr3+ // Ni2+/Ni 
Dados: E0 red a 25o.C e soluções 1mol/L
Cr3+ + 3e- → Cr E0 = -0,41 V
Ni2+ + 2e- → Ni E0 = -0,24 V
d) Calcule o E da pilha. 
E = E0redução - E
0
redução
maior menor
E = E0Ni - E
0
Cr
E = + 0,17 V
E = - 0,24 - (-0,41)
Mg Pb
V
limão
Dados: 
Mg2+(aq) + 2e → Mg
(s) Eo = -2,36V
Pb2+(aq) + 2e → Pb
(s)Eo = -0,13V
2H+(aq) + 2e → H2(g) E
o = 0,00V
Sobre essa célula, assinale a alternativa INCORRETA.
a) A placa de magnésio é o pólo positivo.
b) O suco de limão é a solução eletrolítica.
c) Os elétrons fluem da placa de magnésio para a placa de 
chumbo através do circuito externo.
d) A barra de chumbo é o catodo.
e) No anodo ocorre uma semi-reação de oxidação.
4 – Considere a seguinte célula galvânica. 
INCORRETA: LETRA a ) a placa de magnésio é o pólo
NEGATIVO (menor potencial de redução, sofre oxidação, no 
ânodo)
ENERGIA ELÉTRICA
Numa célula galvânica a energia química é convertida em energia elétrica.
Energia elétrica = fem  carga total que atravessa o circuito
energia elétrica = volts  coulombs = joules
Carga total = nF, em que n é o número de moles de eletrons e F é a constante de Faraday
1 F  96500 C/mol de e-
weléctrico = - nFEcélula
Constante de equilíbrio
Em condições padrão: weléctrico = - nFEºcélula
Para um processo espontâneo, Eºcélula > 0
-nFEºcélula = - RT ln K
K Eºcélula Reação
> 1 Positiva Espontânea
=1 0 Em equilíbrio
< 1 Negativa Não espontânea
K
n
EK
nF
RT
E célulacélula log
V 0592.0
ou ln 00==
A 25 ºC
Equação de Nernst
Muitas reações ocorrem fora das condições padrão!
-nFE = -nFEº + RT ln Q em que Q é o quociente reacional
Q
n
EEQ
nF
RT
EE log
V 0592.0
ou ln 00 −=−=
Exemplo(s) de cálculo
1.Qual a equação de Nernst para a reação que ocorre na pilha de Daniell?
 
 +
+
−=
2
2
log
2
V 0592.0
V 10.1
Cu
Zn
E
2. Prever se a reacção Cd(s) + Fe2+(aq) → Cd2+(aq) + Fe(s) ocorre espontaneamente a 25 ºC quando 
[Fe2+]=0.6 M e [Cd2+] = 0.01 M.
 
 
V 012.0
6.0
01.0
log
2
0592.0
V 04.0
Fe
Cd
log
2
0592.0
2
2
0
=−−=
−=
+
+
E
EE Como E > 0, a reação é espontânea
Envolvendo gases
Se existirem gases envolvidos na reação as concentrações devem ser expressas em atmosferas.
Qual é a fem de uma célula constituída pela semi-célula Cd/Cd2+ e pela semi-célula Pt/H2/H
+ se 
[Cd2+] = 0.2 M, [H+] = 0.16 M e PH2 = 0.8 atm?
2 H+(aq) + Cd(s) → Cd2+(aq) + H2(g)
 
 
V 38.0
16.0
2.08.0
log
2
0592.0
)40.0(0
log
2
0592.0
2
2
2
0 2


−−−=

−=
+
+
E
H
CdP
EE
H
Pilha seca de Leclanché
Ânodo: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e-
Cátodo: 2 NH4
+(aq) + MnO2(s) + 2 e
- → Mn2O3(s) + 
2 NH3(aq) + H2O(l)
Epilha  1.5 V
Utilizada em lanternas, 
rádios portáteis, 
brinquedos, etc...
Bateria de mercúrio
Ânodo: Zn(s) + 2 OH-(aq) → ZnO(s) +H2O(l) + 2 e
-
Cátodo: HgO(s) + H2O(l) + 2e
- → Hg(l) + 2 OH-(aq)
Global: Zn(Hg) + HgO(s) → ZnO(s) + Hg(l)
Epilha  1.35 V
Utilizada em medicina 
(pacemakers), 
indústria eletrônica, 
etc...
Acumuladores de Chumbo (bateria auto)
Ânodo: Pb(s) + SO4
2-(aq) → PbSO4(s) + 2 e
-
Cátodo: PbO2(s) + 4 H
+(aq) + SO4
2-(aq) + 2e- → PbSO4(s) + 2 H2O(l)
Global: Pb(s) + PbO2(s) + 4 H
+(aq) + 2 SO4
2-(aq) 2 PbSO4(s) + 2 
H2O(l) 
descarga
carga
Eºcélula = EºPbO2/PbSO4 - EºPbSO4/Pb
Eºcélula = 1.74 - (-0.28)  2 V
Ebateria = 6  2 V  12 V
Pilha de Ni-Cd (recarregáveis) Bateria de estado sólido de lítio
Utilizam um sólido em contacto
com os eletrôdos.
O sólido é um material
polimérico que permite a
passagem dos iões Li+, mas não
dos eletrons.
Ecélula  3 V
Ânodo: Li → Li+ + e-
Cátodo: TiS2 + e
- → TiS2
-
Células de Combustível
Uma célula (ou pilha) de combustível é uma célula galvânica que necessita de um fornecimento contínuo 
de reagentes para funcionar.
Ânodo: H2(g) → 2 H
+ + 2 e-
Cátodo: O2(g) + 4 H
+ + 4 e- → 2 H2O
Global: 2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)
Eºcélula = Eºcátodo - Eºânodo
Eºcélula = 1.23 V - 0
Eºcélula = 1.23 V
Aplicações
“Fuel Cell” utilizada pelas naves
Apollo para fornecer energia e
água aos astronautas
Veículo de transporte público
movido por células de hidrogénio