Química IV - Unidade 20 - Eletroquímica I - Pilhas - Apostila IV

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Eletroquímica I – Pilhas 
 
PROFESSOR ALEXANDRE VARGAS GRILLO 
 
1. Pilhas - Definição e Características 
 
São dispositivos que através de uma reação química observa-se a corrente elétrica. A pilha 
idealizada e construída utilizada como modelo foi inicialmente estudada por John F. Daniell. 
Consistia de uma barra de zinco e outra de cobre, unidas por um fio metálico. Essas barras 
metálicas eram denominadas de eletrodos. 
 
 
Figura 1 – Pilha idealizada por Daniell. 
 
Na pilha de Daniell (Figura 1) os dois eletrodos metálicos eram unidos externamente por um 
fio condutor, e as duas semicelas eram unidas por uma ponte, definida como ponte salina, 
ponte esta caracterizada por um tubo no formato de U que contém um sal, podendo ser KCl 
ou KNO3, que apresenta como objetivo balancear as cargas deficientes dos eletrodos, não 
participando da reação. Sem a ponte salina, a pilha não funciona. Cabe salientar que a 
corrente elétrica é contrária ao fluxo de elétrons. 
Observando a pilha, notamos: 
▪ A lâmpada ascende, o que prova a existência de corrente elétrica, pois os elétrons 
percorrem o circuito; 
▪ Após certo tempo, a barra de zinco diminui de tamanho, ao passo que a de cobre 
aumenta; 
▪ A solução de zinco fica mais concentrada (mais azul), pois os íons de zinco da barra 
passam para a solução na forma iônica, enquanto que a solução de cobre fica mais 
diluída, pois os íons de cobre estão saindo da solução; 
▪ O amperímetro acusa um fluxo de elétrons pelo circuito externo, da barra de zinco 
para a de cobre. 
 
Quando a solução do eletrodo de zinco fica com cor mais intensa, tem-se o seguinte processo 
caracterizado por uma reação de oxidação: 
oxidaçãodeosemirreaçãeZnZn −+ +→ 220 
Ao mesmo tempo em que no eletrodo de cobre acontece a reação de redução: 
2 
 
reduçãodeosemirreaçãCueCu 02 2 →+ −+ 
Ao somarmos as duas equações acima, teremos a equação global do processo de uma pilha 
galvânica, descrita a seguir: 
globalreaçãoCuZnCuZn
reduçãodereaçãosemiCueCu
oxidaçãodereaçãosemieZnZn
0220
02
20
2
2
+→+
−→+
−+→
++
−+
−+
 
No eletrodo em que ocorre a oxidação é chamado de ânodo (polo negativo), enquanto onde 
ocorre a redução, cátodo (polo positivo). 
No anodo ocorre o aumento do número de elétrons livres na placa metálica, perda de massa 
do eletrodo devido à corrosão e aumento da concentração da solução. Em relação ao cátodo, 
vai ocorrer a diminuição do número de elétrons livres na placa metálica, aumento de massa 
do eletrodo e diluição da solução do eletrodo. 
Além do desenho esquemático, a pilha pode ser representada através da seguinte notação, 
sempre no sentido do ânodo para o cátodo. 
0220 Cu/Cu//Zn/Zn ++ 
O símbolo “//” da notação da pilha indica a presença da ponte salina. 
2. Potencial do eletrodo 
A tendência a deslocar o equilíbrio num dos sentidos foi denominado de potencial de eletrodo, 
simbolizado pela letra “E”, e pode ser de dois tipos: 
▪ Potencial de oxidação (Eoxid): tendência de deslocar o equilíbrio no sentido da 
oxidação; 
▪ Potencial de redução (Ered): tendência de deslocar o equilíbrio no sentido da redução. 
 
Esses potenciais são medidos na temperatura de 25°C em solução com concentração de 1 
mol/L e à pressão de 1 atm. Nessas condições o potencial é chamado de potencial normal de 
eletrodo, simbolizado por Eº, e o eletrodo padrão escolhido foi o de hidrogênio sendo a 
unidade de medida volt (V). A esse potencial de hidrogênio adotou-se o valor de potencial 
nulo. 
Na pilha apresentada ( 0220 Cu/Cu//Zn/Zn ++ ), o Cu+2 tem maior potencial de redução, 
enquanto que o zinco apresenta o maior potencial de oxidação. Os potencias de redução e 
suas respectivas semirreações de redução para diferentes elementos químicos estão 
relacionados na tabela abaixo: 
 
3 
 
3. Tabela de Potencial de Redução 
Potenciais de Redução Padrões, em água, a 25ºC 
 Potenciais de Redução Padrão,E0 (V) 
F2(g) + 2e- → 2F- 2,87 
CO3-(aq) + 2e- → CO+2(aq) 1,82 
Pb4-(aq) + 2e- → Pb+2(aq) 1,8 
H2O2(aq) + 2H+(aq) + 2e- → 2H2O 1,77 
NiO2(s) + 4H+(aq) + 2e- → Ni2+(aq) + 2H2O 1,7 
PbO2(s) + SO42-(aq) + 4H+(aq) + 2e- → PbSO4 + 2H2O 1,685 
Au+(aq) + e- → Au(s) 1,68 
2HClO4 + 2H+(aq) + 2e- → Cl2(g) + 2H2O 1,63 
Ce4+(aq) + e- → Ce3+(aq) 1,61 
NaBiO3(s) + 6H+ + 2e- → Bi3+(aq) + Na+(aq) + 3H2O ≈ 1,6 
MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e- → Mn+2(aq) + 4H2O 1,51 
Au+3(aq) +3e- → Au(s) 1,5 
ClO3-(aq) + 6H+(aq) + 5e- → ½ Cl2(g) + 3H2O 1,47 
BrO3-(aq) + 6H+(aq) + 6e- → Br -(aq) + 3H2O 1,44 
Cl2(g) + 2e- → 2Cl- 1,358 
Cr2O72- + 14H+(aq) + 14e- → 2Cr+3(aq) + 7H2O 1,33 
N2H5+(aq) + 3H+ + 2e- → 2NH4+(aq) 1,24 
MnO2(s) + 4H+(aq) + 2e- → Mn+2 + 2H2O 1,23 
O2(g) + 4H+(aq) + 4e- → 2H2O 1,229 
Pt2+(aq) + 2e- → Pt(s) 1,2 
IO3-(aq) + 6H+ + 5e- → ½ I2(g) + 3H2O 1,195 
ClO4-(aq) + 2H+(aq) + 2e- → ClO3- + H2O 1,19 
Br2(l) + 2e- → 2Br -(aq) 1,066 
AuCl4-(aq) + 3e- → Au(s) + 4Cl-(aq) 1,0 
Pd+2(aq) + 2e- → Pd(s) 0,0987 
NO3-(aq) + 4H+(aq) + 3e- → NO(g) + 2H2O 0,96 
NO3-(aq) + 3H+(aq) + 2e- → HNO2(aq) + H2O 0,94 
4 
 
2Hg+2(aq) + 2e- → Hg2+2(aq) 0,92 
Hg+2(aq) + 2e- → Hg(l) 0,855 
Ag+ + e- → Ag(s) 0,7994 
Hg2+2(aq) + 2e- → 2Hg(l) 0,789 
Fe+3(aq) + e- → Fe+2(aq) 0,771 
SbCl6-(aq) + 2e- → SbCl4-(aq) + 2Cl-(aq) 0,75 
[PtCl4]2+(aq) + 2e- → Pt(s) + 4Cl-(aq) 0,73 
O2(g) + 2H+(aq) + 2e- → H2O2(aq) 0,682 
[PtCl6]2-(aq) + 2e- → [PtCl4]2+(aq) + 2Cl-(aq) 0,68 
H3AsO4(aq) + 2H+(aq) + 2e- → H3AsO3(aq) + H2O 0,58 
I2 + 2e- → 2I-(aq) 0,535 
TeO2(s) + 4H+(aq) + 4e- → Te(s) + 2H2O 0,529 
Cu+(aq) + e- → Cu(s) 0,521 
[RhCl6]3-(aq) + 3e- → Rh(s) + 6Cl-(aq) 0,44 
Cu+2(aq) + 2e- → Cu(s) 0,337 
HgCl2(s) + 2e- → 2Hg(l) + 2Cl-(aq) 0,27 
AgCl(s) + e- → Ag(s) + Cl-(aq) 0,222 
SO42-(aq) + 4H+ + 2e- → SO2(g) + 2H2O 0,2 
SO42-(aq) + 4H+ + 2e- → H2SO3(aq) + H2O 0,17 
Cu+2(aq) + e- → Cu+(aq) 0,153 
Sn+4 + 2e- → Sn+2(aq) 0,15 
S(s) +2H+(aq) + 2e- → H2S(aq) 0,14 
AgBr(s) + e- → Ag(s) + Br -(aq) 0,0713 
2H+(aq) + 2e- → H2(g) (eletrodo de referência) 0 
N2O(g) + 6H+(aq) + H2O + 4e- → 2NH3OH+(aq) -0,05 
Pb2+(aq) + 2e- → Pb(s) -0,126 
Sn2+ + 2e- → Sn(s) -0,14 
AgI(s) + e- → Ag(S) + I -(aq) -0,15 
[SnF6]2-(aq) + 4e- → Sn(s) + 6F-(aq) -0,25 
Ni2+(aq) + 2e- → Ni(s) -0,25 
5 
 
Co2+(aq) + 2e- → Co(s) -0,28 
Tl+(aq) + e- → Tl(s) -0,34 
PbSO4(s) + 2e- → Pb(s) + SO42-(aq) -0,356 
Se(s) + 2H+(aq) + 2e- → H2Se(aq) -0,4 
Cd2+(aq) + 2e- → Cd(s) -0,403 
Cr3+ + e- → Cr2+(aq) -0,41 
Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s) -0,44 
2CO2(g) + 2H+(aq) + 2e- → (COOH)2(aq) -0,49 
Ga3+ +3e- → Ga(s) -0,53 
HgS(s) + 2H+(aq) + 2e- → Hg(l) + H2S(g) -0,72 
Cr3+(aq) + 3e- → Cr(s) -0,74 
Zn2+(aq) + 2e- → Zn(s) -0,763 
Cr+2(aq) + 2e- → Cr(s) -0,91 
FeS(s) + 2e- → Fe(s) + S2-(aq) -1,01 
Mn+2(aq) + 2e- → Mn(s) -1,18 
V2+(aq) + 2e- → V(s) -1,18 
CdS(s) + 2e- → Cd(s) + S2-(aq) -1,21 
ZnS(s) + 2e- → Zn(s) + S2-(g) -1,44 
Zr4+ + 4e- → Zr(s) -1,53 
Al3+ + 3e- → Al(s) -1,66 
Mg2+(aq) + 2e- → Mg(s) -2,37 
Na+(aq) + e- → Na(s) -2,714 
Ca2+(aq) + 2e- → Ca(s) -2,87 
Sr2+(aq) + 2e- → Sr(s) -2,89 
Ba+2 + 2e- → Ba(s) -2,9 
K+(aq) + e- → K(s) -2,925 
Rb+(aq) + e- → Rb(s) -2,925 
Li+(aq) + e- →Li(s) -3,045 
 
 
6 
 
4. Cálculo da diferença de potencial (ddp) 
A diferença de potencial (ddp) está relacionada com a capacidade de gerar corrente elétrica, 
e esta por sua vez está relacionada com a capacidade dos eletrodos envolvidos na reação. 
Os valores fornecidos na tabela estão voltados para o potencial de redução das espécies, isto 
é, capacidade de um eletrodo de receber elétrons. 
Para se obter a equação global de uma pilha devemos seguir os seguintes passos: 
▪ Manter a equação de maior 0redE ; 
▪ Inverter a equação de menor 0redE ; 
▪ Se necessário, multiplicar as equações por números adequados para igualar o número 
de elétrons perdidos com o número de elétrons ganhos, ou seja, balanço de cargas; 
▪ Somar os membros para obter a equação global. 
 
Feito isso, podemos calcular a ddp ( ºE ou força eletromotriz, fem) através da seguinte 
fórmula:)menor(E)maior(EºEouEEºE redoxidredoxid
0000 −=+= 
Assim para a pilha de Daniell, teremos: 
5. Espontaneidade de uma pilha galvânica 
As reações que ocorrem em uma pilha são ditas espontâneas, pois a espontaneidade de uma 
reação de oxirredução está diretamente associada à voltagem da pilha formada quando 
ânodo e cátodo são colocados em contato. 
Então para reações espontâneas, teremos: 
( ) ( ) 0→+
+ ºEodutosPrMeMe xaqs 
E para reações não espontâneas 
( ) ( ) 0→+
+ ºEocorreNadaMeMe xaqs 
Com isso podemos prever antes de se fazer a experiência se uma pilha vai ocorrer ou não, 
somente, analisando o diferencial de potencial entre os eletrodos. 
Exercício resolvido: Análise os seguintes dados, e responda o que se pede. 
Semi-reação 0redE (V) 
ºAleAl →+ −+ 33 -1,66 
ºCoeCo →+ −+ 22 -0,28 
a) Qual deles se reduz mais facilmente? 
b) Qual deles se oxida mais facilmente? 
c) Qual o melhor agente redutor? 
7 
 
d) Qual o melhor agente oxidante? 
 
Resposta: 
a) Reduz-se com maior facilidade aquele que apresenta maior 0redE . Então os íons 
cobalto II se reduzem mais facilmente que os de alumínio III, pois -0,28 V > - 1,66 V. 
b) Oxida-se com maior facilidade aquele que apresenta menor 0redE , então o alumínio se 
oxida mais facilmente que o cobalto, pois 1,66 V < -0,28 V. 
c) O melhor agente redutor é aquele que se oxida mais facilmente, sendo este o Alº 
d) O melhor agente oxidante é aquele que se reduz mais facilmente, sendo este o Co2+. 
 
 
 
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6. Exercício de nível 1: 
 
Questão 01 - (UFF) Em uma pilha galvânica, um eletrodo é cobre imerso em solução de Cu+2 
1,0 mol.L-1 e o outro é prata imerso em solução de Ag+1 1,0 mol.L-1. 
Dados: Potenciais-padrão de redução a 25°C: 
Cu+2(aq) + 2e- = Cu(s) E° = + 0,34 V 
Ag+(aq) + 1e- = Ag(s) E° = + 0,80 V 
O potencial padrão de célula para esta pilha é: 
a) 1,14 V 
b) 0,46 V 
c) 1,26 V 
d) 1,94 V 
e) 0,16 V 
 
Questão 02 – (UFF) O potencial padrão de redução de uma célula galvânica constituída por 
um eletrodo de Ag e outro de Cu é 0,46 V. Nesta célula ocorre a seguinte reação: 
2 Ag+(aq) + Cu(s) → 2 Ag(s) + Cu2+(aq) 
Sabendo-se que o potencial de redução do par Cu2+/Cu0 é 0,34V, pode-se afirmar que o 
potencial de redução do par Ag+/Ago é: 
a) 0,12 V 
b) 0,24 
c) 0,68 V 
d) 0,80 V 
e) 0,92 V 
 
Questão 03 - (UFF) A indústria trabalha com equipamentos que precisam ser bem 
conservados e protegidos para que não sejam danificados por um processo chamado de 
corrosão. A corrosão pode destruir alguns metais de que é feito o equipamento que, muitas 
vezes, fica exposto ao tempo, enterrado no solo, ou submerso. Essa corrosão, quando se 
processa no ferro, por exemplo, é chamada de ferrugem, e, o oxigênio e a água estão sempre 
presentes nesse processo. Suas principais etapas são: 
 
• Uma região da superfície do metal serve de anodo, onde ocorre a oxidação 
representada por: 
 
Fe(s) → Fe+2(aq) + 2e- E° = + 0,41 V 
 
• Uma outra região, que serve de catodo, onde os elétrons cedidos pelo ferro reduzem o 
oxigênio atmosférico à água, é representada por: 
O2(g) + 4H+(aq) + 4e- → 2 H2O(l) E° = + 1,25 V 
A reação global representativa da formação de ferrugem no metal é: 
2 Fe(s) + O2(g) + 4 H+(aq) → 2 Fe+2(aq) + 2 H2O(l) 
Para uma reação o valor do potencial em volts será: 
a) Zero 
b) + 0,84 V 
c) – 0,84 V 
d) + 1,66 V 
e) – 1,66 V 
 
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Questão 04 – (UFF) A primeira pilha elétrica produzida pelo italiano Alessandro Volta em 
1800 consistia em discos de Zn e Ag metálicos, separados por discos de papelão molhados 
com solução aquosa de cloreto de sódio. Desde então, vários outros modelos e combinações 
de elementos foram sendo propostos. Uma das pilhas mais simples é a de Daniell, a qual é 
obtida da montagem adequada das semicélulas Cu+2/Cu° e Zn+2/Zn°. 
 
Zn+2 + 2e- → Zn° E°(V) = - 0,76 
Cu+2 + 2e- → Cu° E°(V) = + 0,34 
 
Considerando as informações, assinale a alternativa correta. 
a) O potencial padrão da pilha é de – 1,10 V. 
b) O potencial padrão da pilha é de 0,76 V. 
c) O anodo de cobre tem polaridade negativa. 
d) O potencial E°(Cu/Cu+2) é 0,34 V. 
e) O anodo é formado pela semicélula do zinco. 
 
Questão 05 – Um fio de cobre foi retorcido em formato de uma “árvore de natal” e colocado 
dentro de um béquer. Em seguida, transferiu-se um volume de uma solução salina para a 
vidraria, o suficiente para cobrir o objeto metálico. Após determinado período, a solução ficou 
azulada, e pequenos cristais cobriram toda a superfície da árvore de natal. 
 
Dados: 
 
Qual é o sal presente na solução adicionada ao béquer? 
a) NaCℓ 
b) MgCℓ2 
c) AgNO3 
d) Cu(NO3)2 
e) Ni(NO3)2 
 
 
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Questão 06 – A figura abaixo apresenta a representação de uma célula eletroquímica (pilha) 
e potenciais de redução das semirreações. 
 
Mg+2(aq) + 2e- → Mg(s) E° = - 2,37 V 
Ag+(aq) + 1e- → Ag(s) E° = + 0,80 V 
 
Considerando-se a informação dada, analise as seguintes afirmações: 
I. O eletrodo de prata é o polo positivo, no qual ocorre a redução. 
II. O magnésio é o agente oxidante da pilha. 
III. A diferença de potencial (ddp) da pilha representada na figura é de + 3,17V. 
IV. O sentido do fluxo dos elétrons se dá do cátodo para o ânodo. 
É incorreto apenas o que se afirma em: 
a) I e II. 
b) I e III 
c) II e III. 
d) II e IV. 
e) III e IV. 
 
Questão 07 - A tabela abaixo relaciona algumas semirreações e seus respectivos potenciais 
padrão de redução em solução aquosa. 
 
Considere as afirmações abaixo, sobre os dados da tabela. 
I. O lítio metálico é um forte agente redutor. 
II. O cátion prata pode oxidar o cobre metálico para Cu2+. 
III. O zinco é o ânodo em uma pilha com eletrodos de zinco e chumbo. 
Quais estão corretas? 
a) Apenas I. 
b) Apenas II 
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c) Apenas III. 
d) Apenas I e II. 
e) I, II e III. 
 
Questão 08 – Pilhas são dispositivos que produzem corrente elétrica, explorando as 
diferentes capacidades das espécies de perderem ou de ganharem elétrons. A figura abaixo 
mostra a montagem de uma dessas pilhas: 
 
A seguir, estão representadas algumas semirreações e seus respectivos potenciais de 
redução, a 25ºC. 
 
A pilha de maior diferença de potencial (ddp) pode ser constituída no anodo e no catodo, 
respectivamente, pelos eletrodos de: 
a) alumínio e magnésio. 
b) magnésio e níquel. 
c) alumínio e ferro. 
d) ferro e níquel. 
e) magnésio e ferro. 
Questão 09 – Na pilha de Daniell, ocorre uma reação de oxirredução espontânea, conforme 
representado esquematicamente na figura abaixo. 
 
Considerando a informação apresentada, analise as afirmações a seguir. 
I. Na reação de oxirredução espontânea, representada na pilha de Daniell, a espécie que se 
oxida, no caso o Zn(s) transfere elétrons para a espécie que sofre redução, os íons Cu+2(aq). 
II. O Zn(s) sofre redução, transferindo elétrons para os íons Cu+2(aq) que sofrem oxidação. 
12 
 
III. Para que ocorra a reação de oxirredução espontânea, o potencial de redução do eletrodo 
de cobre deve ser maior do que o do eletrodo de zinco. 
IV. A placa de Zn(s) sofre corrosão, tendo sua massa diminuída, e sobre a placa de cobre 
ocorre depósito de cobre metálico. 
V. A concentração de íons Cu+2(aq) aumenta, e a concentração de íons Zn+2(aq). diminui em 
cada um dos seus respectivos compartimentos. 
Está correto apenas o que se afirma em: 
a) I, III e IV. 
b) II e V. 
c) I, II e V. 
d) III, IV e V. 
e) II e III. 
Questão 10 - (ITA) Considere os dois eletrodos (I e II) seguintes e seus respectivos 
potenciais na escala do eletrodo de hidrogênio (E0) e nas condições-padrão: 
I. 2 F-(aq) = 2e-(CM) + F2(g) E° = + 2,87 V 
II. Mn+2(aq) + 4 H2O(l) = 5e-(CM) + 8 H+(aq) + MnO4-(aq) E° = + 1,51 V 
A força eletromotriz de um elemento galvânico construído com os dois elementos acima é de: 
a) -1,81 V 
b) -1,13 V 
c) 0,68 Vd) 1,36 V 
e) 4,38 V 
 
Questão 11 - Calcular 
o
cellE para a seguinte reação: F2(g) + 2 Cl
-
(aq) → 2 F-(aq) + Cl2(g), dados os 
seguintes potenciais padrão de redução. 
F2(g) + 2e- → 2 F-(aq) E = + 2,87 V 
Cl2(g) + 2e- → 2 Cl-(aq) E = + 1,36 V 
a) – 4.23 V 
b) –1.51 V 
c) 0,76 V 
d) +1,51 V 
e) +4,23 V 
 
Questão 12 – Calcule 
o
cellE para a seguinte célula eletroquímica: Pt | Fe
3+
(aq), Fe2+(aq) || Zn2+(aq) 
| Zn, dadas as seguintes semirreações de redução. 
 Fe3+(aq) + e- → Fe2+(aq) E = + 0,771 V 
 Zn2+(aq) + 2 e- → Zn(s) E = - 0,763 V 
a) – 1,534 V 
b) – 0,008 V 
c) + 0,008 V 
d) + 1,802 V 
e) + 2,305 V 
 
 
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Questão 13 – Calcule 
o
cellE para a seguinte pilha eletroquímica: 
Pt | H2(g) | H+(aq) || Pb2+(aq) | PbSO4(s) | Pb, dados os seguintes potenciais padrão de redução. 
 2H+(aq) + 2e- → H2(g) E = + 0,000 V 
 PbSO4(s) + 2e- → Pb(s) + SO42-(aq) E = - 0,356 V 
a) – 0.712 V 
b) – 0,356 V 
c) – 0,178 V 
d) + 0,356 V 
e) + 0.712 V 
 
Questão 14 – Qual das seguintes equações é uma forma correta da equação de Nernst para 
um potencial de meia-célula? 
a) = - ln
RT
E E
nF
 
 
 
 
b) = + ln
RT
E E
nF
 
 
 
 
c) = - ln
RT
E E
nF
 
 
 
 
d) = - ln
RT
E E Q
nF
 
 
 
 
e) = - ln
RT
E E Q
nF
 
 
 
 
 
Questão 15 - Considere as seguintes semirreações: 
 F2(g) + 2e- → 2 F- (aq) E  = + 2,87 V 
 Cu2+ (aq) + 2e- → Cu(s) E  = + 0,337 V 
 Sn2+ (aq) + 2e- → Sn(s) E  = - 0,14 V 
 Al3+ (aq) + 3e- → Al(s) E  = - 1,66 V 
 Na+ (aq) + e- → Na(s) E  = - 2,714 V 
Quais dos compostos ou íons acima são capazes de reduzir o Al3+? 
a) F2 e F - 
b) F2, Cu2+ e Sn 2+ 
c) F-, Cu, e Sn 
d) Na+ e Na 
e) Somente Na 
 
Questão 16 – Dadas as seguintes semirreações, determine qual reação global é espontânea e calcule 
o potencial da célula. 
Sn4+(aq) + 2 e- → Sn2+(aq) E = + 0,15 V 
Al3+(aq) + 2 e- → Al(s) E = - 1,66 V 
a) 3 Sn4+(aq) + 2 Al(s) → 3 Sn2+(aq) + 2 Al3+(aq) 
o
cellE = + 1,81 V 
b) 3 Sn4+(aq) + 2 Al(s) → 3 Sn2+(aq) + 2 Al3+(aq) 
o
cellE = +3,77 V 
c) 3 Sn2+(aq) + 2 Al3+(aq) → 3 Sn4+(aq) + 2 Al(s) 
o
cellE = -3,77 V 
d) 3 Sn2+(aq) + 2 Al3+(aq) → 3 Sn4+(aq) + 2 Al(s) 
o
cellE = +1,81 V 
e) 3 Sn2+(aq) + 2 Al(s) → 3 Sn4+(aq) + 2 Al3+(aq) 
o
cellE = +3,77 V 
 
14 
 
Questão 17 – Dadas as seguintes semirreações, determine qual reação global é espontânea 
e calcule o potencial da célula. 
 Mg2+(aq) + 2e- → Mg(s) E  = - 2.37 V 
 Ni2+(aq) + 2e- → Ni(s) E  = - 0.25 V 
a) Mg2+(aq) + Ni(s) → Mg(s) + Ni2+(aq) = + 2,12 V 
b) Mg2+(aq) + Ni(s) → Mg(s) + Ni2+(aq) = - 2,62 V 
c) Mg2+ (aq) + Ni2+(aq) → Mg(s) + Ni(s) = + 2,62 V 
d) Mg(s) + Ni2+(aq) → Ni(s) + Mg2+ (aq) = + 2,12 V 
e) Mg2+ (aq) + Ni2+(aq) → Ni(s) + Mg(s) = - 2,12 V 
 
Questão 18 – (UNIP) Objetos de ferro ou aço podem ser protegidos da corrosão de vários 
modos: 
I) Cobrindo a superfície com uma camada protetora. 
II) Colocando o objeto em contato com um metal mais ativo, como zinco. 
III) Colocando o objeto em contato com um metal menos ativo, como cobre. 
São corretos: 
a) apenas I. 
b) apenas II. 
c) apenas III. 
d) apenas I e II. 
e) apenas I e III. 
 
Questão 19 – Uma das grandes preocupações das entidades esportivas diz respeito ao 
estado de deterioração dos estádios, provocado pelo fenômeno espontâneo da corrosão. 
Sabendo-se que entre os fatores que favorecem a velocidade de desgaste dos materiais, 
como o concreto e os ferros de suas armaduras, podem ser citadas a temperatura, a umidade 
relativa do ar, o grau de insolação e o teor de cloreto. Analise as afirmativas abaixo e marque 
a opção correta. 
a) num processo espontâneo, a variação de entropia é menor do que zero; 
b) quanto maior a temperatura, maior a corrosão, por ser maior a energia de ativação; 
c) uma alta umidade relativa do ar favorece a formação de eletrólito de uma célula 
eletroquímica; 
d) a célula eletroquímica espontânea da corrosão da armadura do concreto é de 
natureza eletrolítica; 
e) quanto maior a concentração de cloreto, maior é a velocidade de redução do ferro. 
 
Questão 20 - Os principais fenômenos estudados pela eletroquímica são a produção de 
corrente elétrica, através de uma reação química (pilha), e a ocorrência de uma reação 
química, pela passagem de corrente elétrica (eletrólise). Com relação a esses fenômenos, 
analise as proposições abaixo. I. As pilhas comuns são dispositivos que aproveitam a 
transferência de elétrons em uma reação de oxirredução, produzindo uma corrente elétrica, 
através de um condutor. II. Em uma pilha a energia elétrica é convertida em energia química. 
III. O fenômeno da eletrólise é basicamente contrário ao da pilha, pois enquanto na pilha o 
processo químico é espontâneo ∆E > 0, o da eletrólise é não-espontâneo ∆E < 0. Assinale a 
alternativa correta. 
a) Somente a proposição II é verdadeira. 
b) Somente as proposições I e II são verdadeiras. 
c) Somente as proposições I e III são verdadeiras. 
d) Somente a proposição I é verdadeira. 
e) Todas as proposições são verdadeiras. 
 
15 
 
7. Exercício de nível 2: 
 
Questão 01 – Um Faraday, F, é definido como: 
a) a carga, em coulombs, carregada por um mol de elétrons. 
b) a carga de um único elétron. 
c) a voltagem necessária para reduzir 1 mol de reagente. 
d) a corrente necessária para reduzir 1 mol de reagente. 
e) o potencial padrão de redução de uma semirreação. 
 
Questão 02 - Todas as seguintes afirmações a respeito das pilhas voltaicas são verdadeiras 
EXCETO 
a) as duas meias-células são conectadas por uma ponte salina. 
b) os elétrons fluem do ânodo ao cátodo. 
c) a oxidação ocorre no cátodo. 
d) as pilhas voltaicas podem ser usadas como uma fonte da energia. 
e) uma pilha voltaica consiste em duas meias-pilhas. 
 
 Questão 03 – Quais das seguintes espécies são agentes oxidantes: Na, MnO4 -, Cl2, e H2? 
a) Na e MnO4 - 
b) Na, MnO4 - e Cl2 
c) MnO4 - e Cl 2 
d) Cl2 e H 2 
e) H2 somente 
 
Questão 04 - Considere as seguintes semirreações: 
 Fe3+(aq) + e- → Fe2+ (aq) E  = + 0,77 V 
 Sn2+(aq) + 2e- → Sn(s) E  = - 0,14 V 
 Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s) E  = - 0,44 V 
 Al3+(aq) + 3e- → Al(s) E  = - 1,66 V 
 Mg2+(aq) + 2e- → Mg(s) E  = - 2,37 V 
Quais dos metais ou íons metálicos acima é(são) capaz(es) de oxidar Al(s)? 
a) Fe3+ e Sn 2+ 
b) Fe3+, Sn2+, e Fe2+ 
c) Fe2+, Sn, e Fe 
d) Mg e Mg2+ 
e) Mg2+ somente 
Questão 05 - Calcule 
o
cellE para a seguinte reação: 
10 I-(aq) + 2MnO4-(aq) + 16 H+(aq) → 5I2(s) + 2Mn2+(aq) + 8H2O 
dados os seguintes potenciais padrão de redução. 
 MnO4-(aq) + 8H+(aq) + 5e- → Mn2+(aq) + 4 H2O E = + 1,52 V 
 I2(s) + 2 e- → 2I-(aq) E = + 0,54 V 
a) – 5,74 V 
b) – 0,34 V 
c) + 0,34 V 
16 
 
d) + 0,98 V 
e) + 5,74 V 
 
Questão 06 - A qual das seguintes semirreações foi atribuída um potencial padrão de 
redução, E, de 0,00 volt? 
a) 2 H2O(l) + 2e- → H2 (g) + 2OH- (aq) 
b) 2 H+(aq) + 2e- → H2 (g) 
c) Hg2 + Cl2(g) + 2e- → 2 Hg(l) + 2Cl(aq) 
d) Fe3+(aq) + e- → Fe2+(aq) 
e) F2(g) + e- → 2 F-(aq) 
 
Questão 07 – Use os potenciais padrão de redução para determinar qual composto ou íon é 
o agente de oxidante. 
 Cl2(g) + 2e- → 2Cl- (aq) E  = + 1,36 V 
 Ag+(aq) + e- → Ag(s) E  = + 0,80 V 
 Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s) E  = - 0,44 V 
a) Cl 2 
b) Cl - 
c) Ag 
d) Fe2+ 
e) Fe 
 
Questão 08 – Use os potenciais padrão de redução para determinar qual composto ou íon é 
o melhor agente redutor. 
 Hg2+(aq) + 2e- → Hg(l) E  = + 0,855 V 
 Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) E  = + 0,337 V 
 Cd2+(aq) + 2e- → Cd(s) E  = - 0,40 V 
a) Hg2+ 
b) Hg(l) 
c) Cu2+ 
d) Cd2+ 
e) Cd 
 
Questão 09 - Considere as seguintes semirreações: 
Fe3+(aq) + e- → Fe2+(aq) E  = + 0,77 V 
Sn2+(aq) + 2e- → Sn(s) E  = - 0,14 V 
Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s) E  = - 0,44V 
Al3+(aq) + 3e- → Al(s) E  = - 1,66 V 
Mg2+(aq) + 2e- → Mg(s) E  = - 2,37 V 
Quais dos metais ou íons metálicos acima é(são) capaz(es) de oxidar Al(s)? 
a) Fe3+ e Sn 2+ 
b) Fe3+, Sn2+ e Fe2+ 
c) Fe2+, S e Fe 
d) Mg e Mg2+ 
e) Mg2+ somente 
 
 
17 
 
Questão 10 - (UNB) Representa-se a obtenção de ferro gusa pela equação abaixo. 
Identificando o estado de oxidação das substâncias envolvidas nessa reação, julgue os itens 
que se seguem. 2Fe2O3(s) + 6C(s) + 3O2(g) → 4Fe(s) + 6CO2(g) 
a) Os átomos de Fe do Fe2O3 sofreram redução. 
b) Na reação, o gás oxigênio (O2) atua como redutor. 
c) O estado de oxidação +4 do átomo de carbono no CO2 indica que tal substância é 
iônica. 
d) Nessa reação, o número total de elétrons dos reagentes é igual ao número total de 
elétrons dos produtos. 
 
Questão 11 – Uma das grandes preocupações das entidades esportivas diz respeito ao 
estado de deterioração dos estádios, provocado pelo fenômeno espontâneo da corrosão. 
Sabendo-se que entre os fatores que favorecem a velocidade de desgaste dos materiais, 
como o concreto e os ferros de suas armaduras, podem ser citadas a temperatura, a umidade 
relativa do ar, o grau de insolação e o teor de cloreto. Analise as afirmativas abaixo e marque 
a opção correta. 
a) num processo espontâneo, a variação de entropia é menor do que zero; 
b) quanto maior a temperatura, maior a corrosão, por ser maior a energia de ativação; 
c) uma alta umidade relativa do ar favorece a formação de eletrólito de uma célula 
eletroquímica; 
d) a célula eletroquímica espontânea da corrosão da armadura do concreto é de 
natureza eletrolítica; 
e) quanto maior a concentração de cloreto, maior é a velocidade de redução do ferro. 
Questão 12 - (UFMS) Sabendo-se que, num sistema eletroquímico, a carga Q (Coulombs) é 
obtida pelo produto da corrente i (Ampere) pelo tempo t (segundos), e que a passagem de 1 
mol de elétrons numa galvanoplastia produz 1 Faraday de carga (96500 Coulombs), calcule a 
massa de prata metálica, em gramas, que será depositada no cátodo, pela passagem de 19,3 
A de corrente, durante 1 hora 23 minutos e 20 segundos, numa solução aquosa contendo 
íons Ag+. 
Questão 13 – Dada a reação Cu + 2 HCl → CuCl2 + H2 , assinale a afirmativa correta 
sabendo-se que os potenciais-padrão de redução do cobre e do hidrogênio são 
respectivamente 0,34 Volts e 0,00 Volts. 
a) A reação produz corrente elétrica. 
b) A reação não ocorre espontaneamente. 
c) A reação ocorre nas pilhas de Daniell. 
d) O cobre é o agente oxidante. 
e) O hidrogênio sofre oxidação 
 
Questão 14 – (FUVEST) Deixando funcionar uma pilha formada por uma barra de chumbo 
imersa em uma solução de Pb(NO3)2 e uma barra de zinco imersa em uma solução de 
Zn(NO3)2 separadas por uma parede porosa, após algum tempo a barra de zinco vai se 
desgastando e a de chumbo ficando mais espessa, em consequência da deposição de 
átomos neutros no início do de chumbo do experimento, as duas barras apresentavam as 
mesmas dimensões e o espessamento da barra de chumbo. Qual o sentido do fluxo de 
elétrons no fio metálico. 
 
 
18 
 
Questão 15 – (PUC) Com relação aos processos eletrolíticos, assinale a alternativa incorreta. 
a) A eletrólise, ao contrário das pilhas, é sempre um processo não espontâneo. 
b) Só se é possível obter gás cloro (Cl2) a partir da eletrólise ígnea do NaCl. 
c) A quantidade dos produtos obtidos pela eletrólise depende do tempo e da 
corrente elétrica aplicadas no processo. 
d) Para se reduzir um mol de prata (Ag+) é necessário um mol de elétrons. 
e) O polo positivo é denominado ânodo, e o polo negativo é o cátodo. 
Questão 16 - (ESPCEX) 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 Sn+2 e o outro é composto por 
uma placa de lítio imerso em uma solução 1,0 mol.L-1 de íons Li+, a 25°C. Baseando-se nos 
potenciais padrão de redução das semirreações a seguir, são feitas as seguintes afirmativas: 
Sn+2(aq) + 2e- → Sn(s) E° = -0,14V 
Li+(aq) + 1e- → Li(s) E° = -3,04V 
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 Li°(s) + Sn+2(aq) → Sn(s) + 2 Li+(aq) 
IV – No eletrodo de estanho ocorre oxidação. 
V – A diferença de potencial teórica da pilha é de 2,90V, (∆E = 2,90V). 
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 
Questão 17 - (ESPCEX) Considere o esquema a seguir, que representa uma pilha, no qual 
foi colocado um voltímetro e uma ponte salina contendo uma solução saturada de cloreto de 
potássio. No béquer 1, correspondente ao eletrodo de alumínio, está imersa uma placa de 
alumínio em uma solução aquosa de sulfato de alumínio (1 mol.L-1) e no béquer 2, 
correspondente ao eletrodo de ferro (1 mol.L-1). Os dois metais, de dimensões idênticas, 
estão unidos por um fio metálico. 
Dados: 
Potenciais padrão de redução (E°red) a 1 atm e 25°C: 
 
Al+3(aq) + 3e- → Al E° = -1,66 V 
Fe+2(aq) + 2e- → Fe E° = -0,44 V 
 
19 
 
 
 
Considerando esta pilha e os dados abaixo, indique a afirmativa correta. 
a) A placa de ferro perde massa, isto é, sofre “corrosão” 
b) A diferença de potencial registrada pelo voltímetro é de 1,22 V (volts) 
c) O eletrodo de alumínio é o cátodo 
d) O potencial padrão de oxidação do alumínio é menor que o potencial de oxidação do 
ferro 
e) À medida que a reação ocorre, os cátions K+ da ponte salina se dirigem para o béquer 
que contém a solução de sulfato de alumínio. 
 
Questão 18 - (ITA) Considere os dois eletrodos (I e II) seguintes e seus respectivos 
potenciais na escala do eletrodo de hidrogênio (E0) e nas condições-padrão: 
I. 2 F–(aq)  2e– (CM) + F2(g); V87,2E0I = 
II. Mn2+(aq) + 4H2O(l)  5e– (CM) + 8H+(aq) + MnO4–(aq); V51,1E0II = 
A força eletromotriz de um elemento galvânico construído com os dois elementos acima é de: 
a) -1,81 V 
b) -1,13 V 
c) 0,68 V 
d) 1,36 V 
e) 4,38 V 
Questão 19 – (ITA) Considere os eletrodos representados pelas semi-equações químicas 
seguintes e seus respectivos potenciais na escala do eletrodo de hidrogênio (E) e nas 
condições-padrão: 
I. In+(aq) + e- (CM) = In(s) EI = – 0,14 V. 
II. In2+(aq) + e- (CM) = In+(aq) EII = – 0,40 V. 
III. In3+(aq) + 2e- (CM) = In+(aq) EIII = – 0,44 V. 
IV. In3+(aq) + e- (CM) = In2+(aq) EIV = – 0,49 V. 
Assinale a opção que contém o valor CORRETO do potencial-padrão do eletrodo 
representado pela semi-equação: In3+(aq) + 3 e- (CM) = In(s). 
a) – 0,30 V. 
b) – 0,34 V. 
c) – 0,58 V. 
d) – 1,03 V. 
e) – 1,47 V. 
 
Questão 20 – 
A) (IME – 1965) O ácido clorídrico puro, no estado líquido, pode ser eletrolizado? Por que? 
B) (IME – 1965) As reações eletrolíticas são, sempre, reações de oxidação e redução? Por que? 
 
 
20 
 
8. Exercício de nível 3: 
 
Questão 01 - (UERJ) Considere a célula eletrolítica abaixo. Eletrolisando-se, durante 5 
minutos, a solução de CuSO4 com uma corrente elétrica de 1,93A, verificou-se que a massa 
de cobre metálico depositada no catodo foi de 0,18 g. 
 
Em função dos valores apresentados acima, o rendimento do processo foi igual a: 
a) 94,5% 
b) 96,3% 
c) 97,2% 
d) 98,5% 
 
Questão 02 - (UFF) Determine: 
a) o valor do potencial padrão da cela para uma pilha galvânica na qual um eletrodo é de 
cobre imerso numa solução de Cu+2 1,0 mol.L-1 e o outro é o magnésio imerso numa 
solução de Mg+2 1,0 mol.L-1; 
b) o eletrodo que é o cátodo; 
c) a equação (líquida) total para o processo espontâneo da pilha. 
Considere os seguintes valores de potencial: 
Mg+2(aq) + 2e- → Mg(s) Eo = - 2,37V 
Cu+2(aq) + 2e- → Cu(s) Eo = + 0,34V 
Questão 03 – (UFF) Uma célula voltaíca, simples, é constituída de Ni(s) e Ni(NO3)2(aq) num dos 
compartimentos e Cd(s) e Cd(NO3)2(aq) no outro. Os eletrodos são conectados externamente 
por um fio,e uma ponte salina de KNO3(aq) conecta as duas soluções. A reação total é: Ni2+(aq) 
+ Cd(s) → Ni(s) + Cd2+(aq). 
a) Qual a semirreação em cada eletrodo? 
b) Que eletrodo é o anodo? 
c) Qual a direção do fluxo de elétrons no condutor externo? 
d) Qual a finalidade da ponte salina? 
 
 
21 
 
Questão 04 – (UFF) Para se preparar uma célula galvânica, um aluno coloca uma lâmina de 
zinco num recipiente (béquer) que contém uma solução de ZnSO4 1,0 mol.L-1. Num outro 
recipiente, contendo uma solução e Au2(SO4)3 1,0 mol.L-1, é colocado uma lâmina de ouro. 
Ligam-se os eletrodos a um voltímetro e utiliza-se uma ponte salina para estabelecer o 
contato entre as soluções. Considerando os seguintes valores dos potenciais de redução: 
Eo = Zn+2/Zn = -0,76V; Eo = Au+3/Au = +1,50V. 
a) Faça um esquema dessa pilha. 
b) Em qual eletrodo vai ocorrer a oxidação? 
c) Qual é o caminho (sentido) dos elétrons? 
d) Qual dos eletrodos é o cátodo? 
e) Depois da célula trabalhar durante algum tempo, qual é o eletrodo que apresenta um 
aumento de massa? 
 
Questão 05 - (DUDU & GRILLO) Uma bateria poderia ser desenvolvida a partir de alumínio 
metálico e cloro gasoso. 
a) Escreva a equação balanceada que ocorre em uma bateria cujas semirreações são: 
Al3+(aq)/Al(s) e Cl2(g)/2Cl- (aq). 
b) diga que semi-reação ocorre no ânodo e que semirreação ocorre no cátodo. 
c) calcule o potencial padrão para esta bateria (ΔE°). 
d) se a bateria produz uma corrente de 0,75 A, quanto tempo ela irá operar se o eletrodo 
de alumínio contiver 30,0 g do metal? (considere que há quantidade suficiente de cloro). 
Dados: Constante de Faraday = 96500 C.mol-1. 
Cl2(g) + 2e- → 2 Cl-(aq) E° = +1,36 V 
Al3+(aq) + 3e- → Al(s) E° = -1,66 V 
Questão 06 - (UERJ) Considere uma reação de oxirredução espontânea entre as espécies 
químicas presentes nas seguintes semirreações de redução: 
 
Calcule o potencial-padrão, em volts, da reação de oxirredução e escreva a nomenclatura 
oficial do reagente orgânico dessa reação. 
 
22 
 
Questão 07 - (UERJ) Os preços dos metais para reciclagem variam em função da resistência 
de cada um a corrosão: quanto menor a tendência do metal a oxidação, maior será o preço. 
Na tabela, estão apresentadas duas características eletroquímicas e o preço médio de 
compra de dois metais no mercado de reciclagem. 
 
Metal 
Semirreação de 
redução 
Potencial-padrão de redução 
(V) 
Preço 
(R$/kg) 
Cobre Cu+2(aq) + 2e- → Cu(s) + 0,34 13,00 
Ferro Fe+2(aq) + 2e- →Fe(s) - 0,44 0,25 
 
Com o objetivo de construir uma pilha que consuma o metal de menor custo, um laboratório 
dispõe desses metais e de soluções aquosas de seus respectivos sulfatos, além dos demais 
materiais necessários. Apresente a reação global da pilha eletroquímica formada e determine 
sua diferença de potencial, em volts, nas condições-padrão. 
 
Questão 08 - (UFRJ) Duas pilhas são apresentadas esquematicamente a seguir; os metais X 
e Y são desconhecidos. 
 
A tabela a seguir apresenta alguns potenciais-padrão de redução: 
 
a) Utilizando as informações da tabela, identifique o metal Y da pilha 2. Justifique sua 
resposta. 
b) De acordo com os potenciais de redução apresentados, verifica-se que a reação Zn + 
CuCl2 → ZnCl2 + Cu é espontânea. Indique o agente oxidante dessa reação. Justifique sua 
resposta. 
 
Questão 09 – Explique a função de uma ponte salina em uma célula voltaica. 
 
 
23 
 
Questão 10 – (FUVEST) Considere os seguintes potenciais padrões de redução: 
Semirreação Potencial (Volt) 
Ce4+ + 1e- → Ce3+ + 1,61 
Sn4+ + 2e- → Sn2+ + 0,15 
a) Representar a reação que ocorre numa solução aquosa que contenha essas espécies 
químicas, no estado padrão. 
b) Na reação representada, indicar a espécie que age como oxidante e a que age como 
redutora. 
 
 
 
 
 
24 
 
9. Gabarito 
Exercício de nível 1 - GABARITO: 
Questão 01 – Alternativa B. 
Questão 02 – Alternativa D. 
Questão 03 - Alternativa D. 
Questão 04 – Alternativa E. 
Questão 05 – Alternativa C. 
Questão 06 – Alternativa D. 
Questão 07 – Alternativa E. 
Questão 08 – Alternativa B. 
Questão 09 – Alternativa A. 
Questão 10 – Alternativa D. 
Questão 11 – Alternativa D. 
Questão 12 – Alternativa A. 
Questão 13 – Alternativa B. 
Questão 14 – Alternativa E. 
Questão 15 – Alternativa E. 
Questão 16 – Alternativa A. 
Questão 17 – Alternativa D. 
Questão 18 – Alternativa D. 
Questão 19 – Alternativa C. 
Questão 20 – Alternativa C. 
 
25 
 
Exercício de nível 2 - GABARITO: 
Questão 01 – Alternativa A. 
Questão 02 – Alternativa C. 
Questão 03 – Alternativa C. 
Questão 04 – Alternativa B. 
Questão 05 – Alternativa D. 
Questão 06 – Alternativa B. 
Questão 07 - Alternativa A. 
Questão 08 – Alternativa E. 
Questão 09 - Alternativa B. 
Questão 10 – 
a) Certo 
b) Errado 
c) Errado 
d) Certo 
Questão 11 – Alternativa C. 
Questão 12 – 108. 
Questão 13 – Alternativa B. 
Questão 14 – Os elétrons fluem do eletrodo de zinco para o eletrodo de chumbo. 
Questão 15 – Alternativa B. 
Questão 16 – Alternativa E. 
Questão 17 – Alternativa B. 
Questão 18 – Alternativa D. 
Questão 19 – Alternativa B. 
Questão 20 – 
A) Não, porque o ácido clorídrico estando puro não se encontra na forma ionizada. 
B) Sim, porque oxidação é sinônimo de perda de elétrons, o que sempre ocorre no ânodo, e 
redução é sinônimo de ganho de elétrons, o que sempre ocorre no cátodo. 
 
 
26 
 
Exercício de nível 3 - GABARITO: 
Questão 01 – Alternativa A. 
Equação química: CuSO4 = Cu+2(aq) + SO4-2(aq) 
- Cálculo da carga (q): 
Cu+2(aq) +2e- → Cu(s) 
1 mol de Cu --------- 63,55 g de Cu ---------- 2 mol de elétrons x 96500 C/mol de elétrons 
 Massa de Cu ----------- q = i x t = (1,93 x 300) C 
Massa de Cobre = 0,19065 g. 
 
- Cálculo do rendimento (R): 
Rendimento (%) = 0,18 g / 0,19065 g = 0,944 = 94,4%. 
Rendimento = 94,4%. 
Questão 02 – 
a) Determinação da reação global: 
Invertendo a semirreação de redução do magnésio, temos: 
Mg(s) → Mg+2 (aq) + 2e- Eo = + 2.37 V 
Cu+2(aq) + 2e- → Cu(s) Eo = + 0,34 V 
Mg(s) + Cu+2(aq) → Cu (s) + Mg+2 (aq) Eo = + 2,71V. 
A diferença de potencial eletroquímico da pilha galvânica é igual a + 2,71V. 
b) O eletrodo que representa o cátodo é o de cobre. 
c) Mg(s) + Cu+2(aq) → Cu(s) + Mg+2(aq). 
Questão 03 – 
a) Reação global: Ni2+(aq) + Cd(s) → Ni(s) + Cd2+(aq) 
Eletrodo de níquel: Ni2+(aq) + 2e- → Ni(s) 
Eletrodo de cádmio: Cd2+(aq) + 2e- → Cd(s) 
b) Trata-se do eletrodo de cádmio (Cd). 
c) O fluxo de elétrons sai do ânodo (Cádmio) para o cátodo (Níquel). 
 
d) A ponte salina é um elemento utilizado na eletroquímica que une duas semi-células. 
Trata-se de um tubo em “U” invertido mergulhado em cada extremidade nas semi-células de 
uma pilha. A ponte salina contém uma solução, sendo esta solução um sal inerte, como por 
exemplo, o nitrato de potássio (KNO3) ou a utilização do cloreto de potássio (KCl). Apresenta 
como função manter a neutralidade dos íons nas respectivas soluções, mantendo o 
funcionamento por mais tempo. 
 
 
27 
 
Questão 04 – 
a) 
 
b) Vai ocorrer oxidação no eletrodo de zinco; 
c) Sentido dos elétrons: do eletrodo de zinco para o o eletrodo de ouro. 
d) Trata-se do eletrodo de ouro. 
e) Eletrodo de ouro. 
Questão 05 – 
a) Determinação da reação global: 
2Al(s) → 2Al+3(aq) + 6e- Eo = + 1,66 V 
3Cl2(g) + 6e- → 6Cl-(aq) Eo = + 1,36 V 
2Al(s) + 3Cl2(g) → 2Al+3(aq) + 6Cl-(aq) Eo = + 3,02 V 
A diferença de potencial eletroquímico da pilha de Leclanché é igual a + 1,50V. 
b) - semirreação no ânodo = alumínio; 
- semirreação no cátodo = cloro. 
c) Eo = Eocátodo – Eoânodo = + 3,02 V. 
d) 
Al3+(aq) + 3e- → Al(s) 
3 mol de elétrons x 96500 C/mol de elétrons ---------- 1 mol x 27,0 g.mol-1 de alumínio 
q = 0,75 x tempo ----------------------------------------------- 30,0 g de alumínio 
Tempo = 428888,89 segundos ≈ 1,98 horas. 
 
 
28 
 
Questão 06 – 
Invertendo o sentido daprimeira semirreação de redução e multiplicando a semirreação de 
redução da prata por dois, a equação global para o funcionamento da pilha ficará da seguinte 
forma: 
Determinação da reação global: 
Invertendo a semirreação de redução do magnésio, temos: 
 
 Eo = - 0,7 V 
2 Ag+ (aq) + 2e- → 2 Ag(s) Eo = + 0,8 V 
 
A diferença de potencial eletroquímico da pilha galvânica é igual a Eo = + 0,1 V. 
A nomenclatura para este reagente é o 1,4 di-hidroxibenzeno. 
Questão 07 – 
Invertendo a semirreação de redução do ferro, temos: 
- Determinação da reação global: 
Fe(s) → Fe+2(aq) + 2e- Eo = + 0,44 V 
Cu+2(aq) + 2e- → Cu(s) Eo = + 0,34 V 
Fe(s) + Cu+2(aq) → Fe+2(aq) + Cu(s) Eo = + 0,78 V. 
A diferença de potencial eletroquímico da pilha é igual a + 0,78 V. 
Questão 08 – 
a) Metal Y = ferro. 
b) Agente oxidante = Cu+2. 
 
Questão 09 – A ponte salina separa fisicamente os pares redox em uma pilha eletroquímica 
enquanto permite a condução elétrica através da pilha. Além disso, ajuda a manter a 
eletroneutralidade à medida que a redução e a oxidação ocorrem tanto no ânodo quanto no 
cátodo. Na oxidação ocorre, os ânions fluem da ponte salina para o ânodo e os cátions fluem 
do ânodo à ponte salina. Do mesmo modo, os cátions fluem da ponte salina para o cátodo e 
os ânions do cátodo à ponte salina. 
 
Questão 10 – 
a) Sn2++ 2 Ce4+ → Sn4+ + 2 Ce3+. 
29 
 
b) Redutor = Sn2+ e oxidante = Ce4+. 
 
 
30 
 
GUIA DO PROFESSOR: 
1. Assunto 
Eletroquímica I – Pilhas. 
 
2. Objetivo 
Neste capítulo o aluno terá que saber os principais fatores, cálculos e 
características do funcionamento de uma pilha galvânica. 
 
3. Conteúdo do Módulo 
1. Pilhas - Definição e Características 
2. Potencial do eletrodo 
3. Tabela de potencial de redução 
4. Cálculo da diferença de potencial (ddp) 
5. Espontaneidade de uma pilha galvânica 
6. Exercício de nível 1 
7. Exercício de nível 2 
8. Exercício de nível 3 
9. Gabarito 
4. Abordagem 
- Estudo de uma pilha galvânica; 
- Cálculo da espontaneidade, e determinação do ânodo e cátodo, sendo 
necessária a abordagem de reações de oxidação-redução. 
5. Prioridades 
Apresentar o funcionamento de uma pilha, sendo interessante uma aula 
de vídeo-aula, apresentando um experimento de uma pilha galvânica. 
6. Sugestões: Aplicação de mais exercícios.