Pilhas definições AULAS 67 A 72

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QUÍMICA
F B O N L I N E . C O M . B R
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Professor(a): Antonino Fontenelle
assunto: eletroquímicA – PilhAs
frente: químicA ii
014.588 – 140160/19
AULAS 67 A 72
EAD – ITA/IME
Resumo Teórico
Introdução
Se pararmos e olharmos ao nosso redor, veremos que 
muitas reações redox estão ocorrendo. O gás de cozinha queima 
na boca do fogão; o ferro da grade de sua janela oxida-se; 
o café, de um dia para o outro, fica com um gosto insuportável, pois 
algumas de suas substâncias oxidam-se.
O interessante é perceber que reações redox envolvem 
transferência de elétrons. E aí vem a pergunta: por que não 
fazê-los circular por um fio metálico, gerando uma corrente elétrica?
Isso já foi feito, primeiramente, por Daniell e hoje é largamente 
utilizado em pilhas secas (como as “amarelinhas”), alcalinas, baterias 
de automóvel, de relógio etc.
O estudo das pilhas é realmente um assunto delicioso. Vamos 
em frente!
Processos galvânicos e eletrolíticos
Reação
química
Pilhas 
(fenômeno espontâneo)
Eletrólise 
(fenômeno não espontâneo)
Corrente
elétrica
A pilha de Daniell
A reação redox
Quando uma barra de zinco é mergulhada numa solução de 
sulfato de cobre, observam-se, com o passar do tempo, os seguintes 
fatos:
• A solução de Cu2+ perde gradativamente sua cor azul até ficar 
incolor. Isso ocorre porque o zinco oxida-se melhor que o cobre;
• A superfície da barra de zinco, em contato com a solução, fica 
recoberta com um resíduo avermelhado. Isso acontece porque 
a transferência de elétrons dá-se na interface entre as fases 
metal-solução.
Zn
(s)
Cu+2
(aq)
Cu+2
(aq)
CuSO
4(aq)
 (solução azul)
Zn
(s)
Zn+2Zn+2
solução incolor
resíduo avermelhado de Cuº
Após certo tempo
A reação é:
Zn0 Zn+2Cu+2 Cu0+ +→
(barra) (solução)(solução) (barra)
Note ainda que, se colocarmos uma barra de cobre metálico 
em uma solução de ZnSO
4(aq)
, nada acontecerá (não há reação química).
Cu(s) Cu(s)
Zn+2Zn+2 Zn+2Zn+2
Após certo tempo
A
rt
e 
FB
 –
 A
da
pt
ad
o
A pilha eletroquímica de Daniell
Um eletrodo é um conjunto formado por um metal e pela 
solução iônica na qual está mergulhado.
Geralmente, é constituído por um metal puro, imerso numa 
solução que contém os íons desse metal num estado de oxidação 
bem definido.
A pilha de Daniell é formada por eletrodos de cobre e zinco. 
Veja o esquema:
e–
Zn
(s)
Cu
(s)
e–
Ponte salina
ZnSO
4
 (incolor) CuSO
4
 (azul)
A placa
de zinco
sofre
corrosão
A placa
de cobre
vai engrossando
Zn2+Zn2+ Cu2+Cu2+
Ocorrem duas semirreações:
Anódica (oxidação): Zn → Zn+2 + 2e– (polo –)
Catódica (redução): Cu2+ + 2e– → Cu (polo +)
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Módulo de estudo
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Observações:
1. Numa pilha eletroquímica, o ânodo é o polo negativo, 
enquanto o cátodo é o polo positivo.
2. A função da ponte salina é impedir o acúmulo de excesso 
de cargas negativas no eletrodo de cobre, SO2– 
4
, e o excesso 
de cargas positivas no eletrodo de zinco, Zn2+.
 A ponte salina permite o restabelecimento do equilíbrio das 
cargas das soluções dos eletrodos. Ela tem como função 
manter a neutralidade elétrica das soluções e, ao mesmo 
tempo, conduzir a corrente elétrica entre as soluções.
 Ao tirar a ponte salina, o excesso de íons acumulados 
nos eletrodos, rapidamente, bloqueia o fluxo de elétrons 
através do circuito externo, cessando, assim, a reação 
redox. 
 Na verdade, uma pilha poderia funcionar sem ponte salina, 
desde que houvesse contato direto entre as soluções 
eletrolíticas, mas teria seu funcionamento prejudicado, 
devido à reação poder ocorrer sem transferir elétrons pelo 
fio, pois haveria a competição da transferência de elétrons 
diretamente na barra, como mostrado anteriormente.
3. A representação de uma pilha sugerida pela Iupac é:
Zn
(s)
 |Zn2+ 
(aq)
Cu2+ 
(aq)
 |Cu
(s)||
Símbolo da 
ponte salinaoxidação redução
Quando há uma interface entre fases distintas, usamos 
como símbolo a barra |. Para a ponte salina, usa-se a barra 
dupla ||. Quando não há distinção entre as fases onde se dá 
o processo de oxidação ou de redução (como, por exemplo, 
a redução de Fe3+ até Fe2+ sobre um eletrodo de platina), 
usamos vírgulas. Na situação descrita, teríamos, no cátodo: 
Fe3+ 
(aq)
, Fe2+ 
(aq)
|Pt
(s)
. Outro exemplo: notação para o eletrodo 
padrão de hidrogênio atuando como ânodo: Pt
(s)
|H
2(g)
|H+ 
(aq)
.
Potenciais-padrão
É fácil notar que a tendência do cobre em sofrer redução, por 
exemplo, não é a mesma que a de outros metais. Para medir essa 
tendência em sofrer oxidação ou redução de um eletrodo, define-se 
o eletrodo padrão de hidrogênio, com potencial E0 = 0 V.
2H+ 
(aq)
 + 2e– → H
2(g)
 E0 = 0 V
A partir daí, mediram-se os potenciais-padrão de outros 
eletrodos que foram tabelados conforme vemos a seguir.
E0 
oxid.
(volts)
redução
oxidação
E0 
red.
(volts)
→
+2,37 Mg2+ + 2e–  Mg –2,37
+1,66 Al3+ + 3e–  Al – 1,66
+1,18 Mn2+ + 2e–  Mn – 1,18
+0,763 Zn2+ + 2e–  Zn – 0,763
+0,440 Fe2+ + 2e–  Fe – 0,440
+0,230 Ni2+ + 2e–  Ni – 0,230
0,000 2H+ + 2e–  H
2
0,000
– 0,337 Cu2+ + 2e–  Cu + 0,337
– 0,799 Ag1+ + 1e–  Ag + 0,799
Sabendo que a IUPAC sugere o uso de potenciais-padrão de 
redução, já podemos calcular o potencial (d.d.p.) gerado pela pilha 
de Daniell (d.d.p. = E Ecátodored. ânodored.− ):
C todo:
nodo:
á
Â
Cu e Cu E V
Zn Zn e E
red
red
2 0 0
0 2 0
2 0 34
2
+ −
+ −
+ → = +
→ + = −
.
.
,
00 76
1102 0 0 2
,
. . . ,
V
Cu Zn Cu Zn ddp V− ++ → + = + 
Observações:
1. Pode-se calcular a d.d.p. (DE) de uma reação de oxirredução 
qualquer, mesmo que não esteja esquematizada na forma de 
pilha. Para isso, basta que se identifiquem as semirreações 
de oxidação e redução e se calcule a d.d.p.
Se d.d.p > 0 → reação espontânea
Se d.d.p. < 0 → reação não espontânea
1
2
3
2. Se um metal A oxida-se melhor que um metal M, diz-se que o 
metal A é metal de proteção ou de sacrifício em relação a M.
Fatores que influenciam na d.d.p.
Lembrando que o trabalho elétrico é o principal exemplo de 
trabalho não expansivo (útil) realizado, cujo valor é fornecido pelo DG 
(variação da energia livre de Gibbs), podemos relacionar essas duas 
grandezas utilizando a relação:
∆G n F E= − ⋅ ⋅
Em equilíbrio químico, vimos que a extensão e a direção de 
uma reação podem ser mensuradas a partir do DG e do quociente 
reacional (Q). Eles se relacionam por:
∆ ∆G G R T nQ= + ⋅ ⋅0 l
O valor de DG0 é constante e seu cálculo é tabelado. Os termos 
R e T correspondem, respectivamente, à constante universal dos gases 
e à temperatura em escala Kelvin. Ao substituirmos o termo DG pela 
relação com a d.d.p., podemos obter a já famosa equação de Nernst:
E E
n
Q a Co= − ⋅0
0 0592
25
,
log ( )
De posse da equação de Nernst, podemos compreender os 
fatores que influenciam na d.d.p. de uma pilha.
I. natureza dos metais formadores
II. temperatura
III. concentração das soluções (ou pressão parcial dos gases 
participantes).
As principais utilizações e consequências da equação de Nernst 
são:
1. Associação de potenciais
2. Cálculo da d.d.p. fora das condições-padrão de uma pilha
Ex.: Calcule a d.d.p. de uma pilha em que a notação é:
Zn
(s)
 | Zn2+ 
(aq)
 (0,01 M) || Cu2+ (10–6 M) | Cu
(s)
 (25 ºC)
3. Pilhas de concentração
4. Eletrodo seletivo – pHmetro
5. Determinação de constantes de equilíbrio: (kps, ka, kf, ...)
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Módulo de estudo
Corrosão
Para que exista a corrosão é preciso que ocorra a interface entre 
metal (no nosso exemplo será o ferro), o ar (como fornecedor de O
2
) e 
a umidade, que garante a presença de água. As semirreações iniciais são:
No ânodo: Fe Fe2+ + 2e–
No cátodo: 1/2O
2(ar)
 + H
2
O + 2e– 2OH–
No global: Fe + 1/2O
2(ar)
 + H
2
O Fe(OH)
2
O processo é um pouco mais complexo que o mostrado pelas 
semirreações anteriores. O íon Fe2+, se transforma em Fe3+ que por sua 
vez precipita como hidróxido (Fe(OH)
3
), que ao final, se transformaem 
óxidos de ferro hidratados, Fe
2
O
3
 ⋅ nH
2
O.
Um esquema do processo de enferrujamento seria:
Gota de água (ou umidade)
Impureza
(cátodo)
Impureza
(cátodo)
Impureza
(cátodo)
Impureza
(cátodo)
Ferro
(ânodo)e
– e–
O
2O2
Fe2+ (aq)
Fe
rr
ug
em
Fe
rr
ug
em
A
rt
e 
FB
 –
 A
da
pt
ad
o
A escolha da região catódica pode ocorrer pela presença de 
impurezas que, em relação ao ferro, se comportem como cátodos, ou 
a partir da região de maior aeração (zona mais próxima à extremidade 
da gota). De qualquer forma, o processo de corrosão é espontâneo 
e o ferro se oxida.
Observações:
• substâncias que tornem o meio ácido deslocam o equilíbrio 
da pilha de corrosão para a direita e facilitam o processo. 
Assim, a presença de SO
2
, H
2
S e CO
2
 no ar aceleram o 
processo de corrosão;
• a presença de salinidade, como em regiões próximas ao mar, 
aumenta a condutividade elétrica da pilha de corrosão e 
também acelera o processo descrito.
A prevenção da corrosão pode ocorrer por, pelo menos, três 
métodos:
• o uso de metais que apresentem maior facilidade em se oxidar 
conectados ao metal a ser protegido, num processo conhecido por 
proteção catódica ou ânodo de sacrifício;
• um revestimento (pintura ou deposição eletrolítica) com metais 
que, além de oxidarem com maior facilidade que o metal a ser 
protegido, ainda formem a camada de passivação, evitando 
contato do metal interno com o oxigênio do ar;
• no início do processo pode-se tentar revertê-lo por inversão da 
polaridade (de aplicação mais restrita), mas, dependendo das 
condições do local atacado pela corrosão, pode ser a saída mais 
viável.
Veja ainda que não apenas o ferro pode sofrer o processo de 
corrosão. Para tal, basta que o metal não forme camada apassivadora 
ou, caso ocorra a formação, que ela seja removida constantemente.
Pilhas comerciais
As pilhas comerciais dividem-se em primárias (que não 
admitem recarga) e secundárias (há a possibilidade de recarga). 
Um caso especial das pilhas secundárias são as pilhas de combustível.
Acumulador, bateria de automóvel ou 
bateria de chumbo
É uma pilha secundária onde existe um ânodo de chumbo 
metálico e um cátodo de óxido de chumbo IV sobre uma grade de 
chumbo, possuindo como eletrólito o ácido sulfúrico. Como o ácido 
é mais denso que a água, a medida da densidade da solução é uma 
forma de aferir a carga da bateria. Apresenta ddp de 2,0 volts por 
elemento. Como cada bateria possui, em geral, 6 elementos ligados 
em série, admite uma ddp total de 12 volts. Possui uma reação 
reversível e gera grande densidade de carga. Suas semirreações são:
e–
–
e–
Isolador de plástico
(em pontilhado)
Solução aquosa
de H
2
SO
4
+
Polo + são placas de
chumbo com PbO
2
Polo – são placas de
chumbo
A pilha seca comum
O projeto do engenheiro Georges Leclanché é uma pilha primária 
onde um ânodo de zinco está conectado a um cátodo de grafite, onde 
o manganês na forma de dióxido sofre redução.
Um corte esquemático dessas pilhas mostra:
Tampa de aço
Piche
Papelão
Fundo de aço
Barra de grafite
(polo positivo)
Recipiente de zinco
(polo negativo)
Pasta externa
(ZnC�
2
 + NH
4
C� + H
2
O + amido)
Pasta interna
(MnO
2
 + NH
4
C� + H
2
O + grafite + amido)
Blindagem
de aço
Elem
en
to
s essen
ciais
O eletrólito é o cloreto de amônio (NH
4
Cl), responsável pela 
formação de amônia, principal problema enfrentado pela pilha seca.
Pilhas alcalinas
Possuem o mesmo esquema das pilhas secas. São pilhas 
primárias onde apenas o eletrólito NH
4
Cl (que é ácido) é trocado pelo 
KOH (que é alcalino) – daí o nome de pilhas alcalinas. Associado ao fato 
de possuírem um revestimento interno mais resistente ao material e 
que o KOH é melhor condutor eletrolítico que NH
4
Cl, as pilhas alcalinas 
duram mais que as pilhas secas (produzem mais energia e mantém a 
corrente constante por mais tempo). 
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Módulo de estudo
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Pilhas de mercúrio
Mais uma pilha primária. Notabilizam-se por seu diminuto 
tamanho, boa durabilidade e voltagem constante por longo período. 
Possuem um cátodo de óxido de mercúrio II associado por uma 
membrana específica por onde flui o eletrólito KOH a um ânodo de 
zinco. Suas semirreações, em meio alcalino, são:
Como o mercúrio tem sido evitado industrialmente devido ao 
impacto ambiental provocado, um bom substituto do mercúrio tem 
sido a prata. As semirreações são semelhantes.
Isolante
Cátodo (botão de aço)
Ânodo
(cápsula
de zinco)
Pasta eletrolítica contendo
KOH, Zn(OH)
2
 e HgO
Pilhas de níquel-cádmio
É uma pilha secundária que admite, segundo o fabricante, 
cerca de 4000 recargas. Possui um ânodo de cádmio metálico e 
um cátodo de hidróxido de níquel III (sobre uma grade de níquel 
metálico) com KOH como eletrólito. Apresenta efeito memória, 
o que reduziu bastante sua utilização hoje em dia. Visando 
minimizar esse problema, trocou-se cádmio por hidretos metálicos 
interticiais, como o de paládio, formando as pilhas secundárias de 
níquel-metal-hidreto (NiMeH).
Pilha de combustível
Uma reação de combustão é um processo redox onde o 
oxigênio molecular sofre redução enquanto outro composto (o 
combustível) se oxida. Alguns exemplos são:
H
2
 + 1/2O
2
 → H
2
O + Calor
CH
4
 + 2O
2
 → CO
2
 + 2H
2
O + Calor
Óleo comestível + O
2
 → CO
2
 + H
2
O + Calor
Essas pilhas possuem as mesmas reações globais previstas em 
suas reações de combustão. Necessitam de um eletrólito adequado (meio 
ácido, básico, carbonato fundido, etc.) e de membranas apropriadas 
para permitir a transferência de íons. A grande vantagem é que podem 
alcançar conversões em aproveitamento energético de cerca de 80%.
Exercícios
01. (UEFS/BA) A bateria de Ni-Cd (níquel-cádmio), em verdade, é 
uma única célula galvânica e foi uma das primeiras baterias 
recarregáveis a ser desenvolvida. O descarregamento dessa 
bateria constitui o processo espontâneo de produção de 
eletricidade, enquanto o carregamento é o processo eletrolítico 
inverso. Apesar de ser possível recarregá-la até quatro mil vezes, 
as baterias Ni-Cd vêm sendo substituídas pelas baterias de íon 
lítio, devido à alta toxicidade do cádmio, cujo descarte é muito 
nocivo ao meio ambiente, se não for feito de forma adequada. 
Analisando-se o esquema da célula galvânica de Ni-Cd, vê-se 
que os componentes estão dispostos em camadas, de modo a 
permitir maior superfície de contato entre os eletrodos.
Cátodo, NiO(OH) (s) Ânodo, CD (S)
Separador, pasta de KOH(aq)
 Pela observação aprofundada da representação da bateria 
Ni-Cd, chega-se à correta conclusão de que
A) Cd
(s)
 + 2NiO(OH)
(s)
 + 2H
2
O
(l) → 2Ni(OH)2(s) + Cd(OH)2(s) representa 
a equação química total balanceada durante o carregamento 
da bateria.
B) 2NiO(OH)
(s)
 + 2H
2
O
(l) + 2e
– → 2Ni(OH)
2(s)
 + 2OH–
(aq)
 representa 
a semirreação de oxidação do níquel que ocorre no ânodo, 
durante o descarregamento da bateria.
C) Cd(s) + 2OH–
(aq)
 → Cd(OH)
2(s)
 representa a semirreação de oxidação 
do cádmio que ocorre no ânodo, durante o carregamento da 
bateria.
D) a pasta de eletrólitos à base de água constituída por hidróxido 
de potássio atua como uma “ponte salina” entre os eletrodos, 
permitindo o fluxo de cargas durante o carregamento e o 
descarregamento da bateria.
E) uma grande diferença de potencial entre os eletrodos implica 
menor energia gerada, durante a transferência de elétrons, no 
descarregamento da bateria.
02. (Mackenzie) Relativamente à pilha a seguir, começando a 
funcionar, fazem-se as afirmações.
Solução AgNO
3
Ag+ Cu2+
Cu2+
Ag+
Ag Cu
Solução Cu(NO
3
)
2
parede
porosa
e– e–
Re
pr
od
uç
ão
/M
ac
ke
nz
ie
I. A reação global da pilha é dada pela equação 
 Cu + 2Ag+ → Cu2+ + 2Ag;
II. O eletrodo de prata é o polo positivo;
III. No ânodo, ocorre a oxidação do cobre;
IV. A concentração de íons de Ag+ na solução irá diminuir;
V. A massa da barra de cobre irá diminuir.
 São corretas:
A) I, III e V somente. B) IIe V somente.
C) I, IV e V somente. D) I, II, III, IV e V.
E) III, IV e V somente.
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Módulo de estudo
03. (Fuvest) Considere três metais A, B e C, dos quais apenas A reage 
com ácido clorídrico diluído, liberando hidrogênio. Varetas de A, 
B e C foram espetadas em uma laranja, cujo suco é uma solução 
aquosa de pH = 4. A e B foram ligados externamente por um 
resistor (formação da pilha 1). Após alguns instantes, removeu-se 
o resistor, que foi então utilizado para ligar A e C (formação da 
pilha 2).
Nesse experimento, o polo positivo e o metal corroído na pilha 
1 e o polo e o metal corroído na pilha 2 são, respectivamente:
Pilha 1 Pilha 2
Polo 
positivo
Metal 
corroído
Polo
positivo
Metal 
corroído
A) B A A C
B) B A C A
C) B B C C
D) A A C A
E) A B A C
04. (Acafe/SC) Recentemente uma grande fabricante de produtos 
eletrônicos anunciou o recall de um de seus produtos, pois estes 
apresentavam problemas em suas baterias do tipo íons lítio.
 Considere a ilustração esquemática dos processos eletroquímicos 
que ocorrem nas baterias de íons lítio retirada do artigo “Pilhas e 
Baterias Funcionamento e Impacto Ambiental”, da revista Química 
Nova na Escola, número 11, 2000, página 8.
 
e–
e–
– +
Li+
e–
e–
Polo negativo
(Cu como coletor
de corrente)
Polo negativo
(AI como coletor
de corrente)
Eletrólito
(Li+ dissolvido em
solvente não aquoso)
Li
y
C
6
Li
x
CoO
2
e–
e–
e–
e–
A
 
semirreação anódica (descarga da bateria):
Li
y
C
6(s)
 → C
6(s)
 + yLi+ (solv) + ye–
semirreação catódica (descarga da bateria):
Li
x
CoO
2(s)
 + yLi+ (solv) + ye– → Li
x+y
CoO
2(s)
.
Analise as afirmações a seguir.
I. Durante a descarga da bateria, os íons lítio se movem no sentido 
do ânodo para o cátodo;
II. A reação global para a descarga da bateria pode ser 
representada por: Li
x
CoO
2(s)
 + Li
y
C
6(s)
 → Li
x+y
CoO
2(s)
 + C
6(s)
III. Durante a descarga da bateria, no cátodo, o cobalto sofre 
oxidação na estrutura do óxido, provocando a entrada de íons 
lítio em sua estrutura.
Assinale a alternativa correta.
A) Todas as afirmações estão corretas.
B) Apenas I e II estão corretas.
C) Todas as afirmações estão incorretas.
D) Apenas a I está correta.
05. (Fac. Direito de São Bernardo do Campo/SP) A bateria de chumbo/
ácido é um exemplo de bateria recarregável bastante empregada 
em automóveis. A bateria consiste em várias pilhas em paralelo 
para aumentar a corrente elétrica e seis conjuntos em série, 
fornecendo uma ddp de 12 V.
 Cada pilha é formada por um eletrodo poroso de chumbo onde 
ocorre a semirreação:
 Pb
(s)
 + HSO
4
– 
(aq)
 → PbSO
4 (s)
 + H+ 
(aq)
 + 2 e– E = 0,30 V
 O outro eletrodo é revestido por óxido de chumbo(IV). A reação 
que ocorre nesse eletrodo pode ser representada pela semirreação:
 PbO
2 (s)
 + 3 H+
(aq)
 + HSO
4
–
 (aq)
 + 2 e– → PbSO
4 (s)
 + 2H
2
O
(l) E = 1,70 V
 Os dois eletrodos estão submersos em uma solução aquosa de 
ácido sulfúrico de densidade aproximadamente 1,3 g ⋅ cm–3.
Sobre a bateria chumbo/ácido é incorreto afirmar que
A) a solução aquosa de ácido sulfúrico age como eletrólito da pilha.
B) durante a descarga, o eletrodo de chumbo é o polo negativo, 
enquanto que o eletrodo de óxido de chumbo(IV) é o polo 
positivo.
C) durante a descarga, a oxidação ocorre no eletrodo de chumbo 
poroso, enquanto a redução ocorre no eletrodo de óxido de 
chumbo (IV).
D) durante a descarga, o eletrodo de chumbo é o cátodo, 
enquanto que o eletrodo de óxido de chumbo(IV) é o ânodo.
06. (UCS-RS) A utilização de dispositivos eletrônicos portáteis tem 
aumentado consideravelmente a demanda por pilhas cada vez 
mais leves e rapidamente recarregáveis. As pilhas de níquel-
cádmio, por exemplo, apresentam uma voltagem que se mantém 
constante até a descarga, além de poderem ser recarregadas 
inúmeras vezes. Por esses motivos, elas são frequentemente 
utilizadas em diversos aparelhos sem fio, como telefones, 
barbeadores, ferramentas e câmeras de vídeo.
Re
pr
od
uç
ão
 U
C
S-
RS
 A bateria, representada na figura anterior, é composta por três pilhas 
de níquelcádmio ligadas em série.
 Com base nessas informações e levando-se em consideração 
as semirreações de redução fornecidas a seguir, analise as 
proposições abaixo.
Cd(OH)
2 (s) 
+ 2e–  Cd
(s)
 + 2 OH–
(aq)
 E0
red
 = – 0,81 V
2 NiO(OH)
(s)
 + 2 H
2
O
(l) + 2e
–  2 Ni(OH)
2(s)
 + 2 OH–
(aq)
 E0
red
 = + 0,59 V
Disponível em: <http://www.thrjloja.com.br/products/>. 
Acesso em: 7 abr. 2016. Adaptado.
I. O Cd (s) atua como agente oxidante durante a descarga da 
bateria;
II. A bateria em questão produz uma força eletromotriz de 4,2 V;
III. A baixa toxicidade do metal cádmio justifica a tendência 
mundial do uso dessas pilhas.
Das proposições anteriores, apenas
A) I está correta. B) II está correta.
C) I e II estão corretas. D) II e III estão corretas.
E) III está correta.
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Módulo de estudo
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07. (Unifor-Ce) A pilha seca ácida foi desenvolvida em 1866, pelo 
químico francês George Leclanché (1839-1882). Trata-se de uma 
pilha comum hoje em dia, pois é a mais barata sendo usada em 
lanternas, rádios, equipamentos portáteis e aparelhos elétricos 
como gravadores, flashes e brinquedos. Essa pilha na verdade não 
é seca, pois dentro dela há uma pasta aquosa, úmida.
Disponível em: <http://www.mundoeducacao.com/ 
quimica/pilha-seca-leclanche.htm>.
 A reação global de funcionamento da pilha seca ácida é 
apresentada a seguir:
 Zn
(s)
 + 2MnO
2(aq)
 + 2NH
4
+
(aq)
 → Zn2+
(aq)
 + Mn
2
O
3 (s)
 + 2NH
3(g)
Sobre a referida reação é possível afirmar que
A) no ânodo, ocorre a oxidação do zinco metálico que fica no 
envoltório da pilha segundo a reação: Zn
(s)
 → Zn2+
(aq)
 + 2 e–. 
 Os 2 elétrons do Zn metálico oxidado são transferidos para 
o dióxido de manganês que assim é convertido a trióxido de 
manganês.
B) o dióxido de manganês sofre oxidação sendo convertido a 
trióxido de manganês e portanto age como agente redutor 
no processo.
C) zinco metálico sofre oxidação no cátodo e geram a corrente 
de 1,5 V típica destas pilhas.
D) dióxido de manganês sofrem redução no ânodo e geram a 
corrente de 1,5 V típica destas pilhas.
E) no cátodo, ocorre a oxidação do zinco metálico que fica no 
envoltório da pilha segundo a reação: Zn
(s)
 → Zn2+
(aq)
 + 2 e–. 
 Os 2 elétrons do Zn metálico reduzido são transferidos para 
o dióxido de manganês que assim é convertido a trióxido de 
manganês.
08. (Fuvest/SP) Um estudante realizou um experimento para avaliar 
a reatividade dos metais Pb, Zn e Fe. Para isso, mergulhou, em 
separado, uma pequena placa de cada um desses metais em cada 
uma das soluções aquosas dos nitratos de chumbo, de zinco e de 
ferro. Com suas observações, elaborou a seguinte tabela, em que 
(sim) significa formação de sólido sobre a placa e (não) significa 
nenhuma evidência dessa formação:
Solução
Metal
Pb Zn Fe
Pb(NO
3
)
2 (aq)
(não) (sim) (sim)
Zn(NO
3
)
2 (aq)
(não) (não) (não)
Fe(NO
3
)
2 (aq)
(não) (sim) (não)
 A seguir, montou três diferentes pilhas galvânicas, conforme 
esquematizado.
V
Cu Placa de 
metal X
CuSO
4
(aq) X(NO
3
)
2
(aq)
KC(aq)
III
 Nessas três montagens, o conteúdo do béquer I era uma solução 
aquosa de CuSO
4
 de mesma concentração, e essa solução era 
renovada na construção de cada pilha. O eletrodo onde ocorria 
a redução (ganho de elétrons) era o formado pela placa de 
cobre mergulhada em CuSO
4 (aq)
. Em cada uma das três pilhas, o 
estudante utilizou, no béquer II, uma placa de um dos metais X 
(Pb, Zn ou Fe), mergulhada na solução aquosa de seu respectivo 
nitrato.
 O estudante mediu a força eletromotriz das pilhas, obtendo os 
valores: 0,44 V; 0,75 V e 1,07 V.
 A atribuição correta desses valores de força eletromotriz a cada 
uma das pilhas, de acordo com a reatividade dos metais testados, 
deve ser
Metal X
Pb Zn Fe
A) 0,44 1,070,75
B) 0,44 0,75 1,07
C) 0,75 0,44 1,07
D) 0,75 1,07 0,44
E) 1,07 0,44 0,75
09. (Fac. Israelita de C. da Saúde Albert Einstein-SP)
Dados: Potencial de redução padrão em solução aquosa ERED
θ( ):
Ag+
(aq)
 + e– → Ag
(s)
 EθRED = 0,80 V
Cu2+
(aq)
 + 2e– → Cu
(s)
 EθRED = 0,34 V
Pb2+
(aq)
 + 2e– → Pb
(s)
 EθRED = – 0,13 V
Ni2+
(aq)
 + 2e– → Ni
(s)
 EθRED = – 0,25 V
Fe2+
(aq)
 + 2e– → Fe
(s)
 EθRED = – 0,44 V
Zn2+
(aq)
 + 2e– → Zn
(s)
 EθRED = – 0,76 V
Mg2+
(aq)
 + 2e– → Mg
(s)
 EθRED = – 2,37 V
 Tubulações metálicas são largamente utilizadas para o transporte 
de líquidos e gases, principalmente água, combustíveis e esgoto. 
Esses encanamentos sofrem corrosão em contato com agentes 
oxidantes como o oxigênio e a água, causando vazamentos e 
elevados custos de manutenção.
 
corrente
fio de cobre revestido
metal de sacrifício
tubulação
nível do chão
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Módulo de estudo
 Uma das maneiras de prevenir a oxidação dos encanamentos é 
conectá-los a um metal de sacrifício, método conhecido como 
proteção catódica. Nesse caso, o metal de sacrifício sofre a 
corrosão, preservando a tubulação.
 Considerando os metais relacionados na tabela de potencial de 
redução padrão, é possível estabelecer os metais apropriados 
para a proteção catódica de tubulações de aço (liga constituída 
principalmente por ferro) ou de chumbo.
 Caso a tubulação fosse de aço, os metais adequados para atuarem 
como metais de sacrifício seriam X e, caso a tubulação fosse de 
chumbo, os metais adequados para atuarem como proteção 
seriam Y.
 Assinale a alternativa que apresenta todos os metais 
correspondentes às condições X e Y.
 X Y
A) Ag e Cu Ni e Fe 
B) Ag e Cu Ni, Fe, Zn e Mg
C) Zn e Mg Ni, Fe, Zn e Mg
D) Zn e Mg Ag e Cu
10. (Fuvest) Um relógio de parede funciona normalmente, por algum 
tempo, se substituirmos a pilha original por dois terminais 
metálicos mergulhados em uma solução aquosa ácida (suco de 
laranja), conforme esquematizado adiante.
Re
pr
od
uç
ão
/F
uv
es
t
Bolhas de
H
2
 gasoso
Cobre
(+)
Magnésio
(–)
Suco de
laranja
Durante o funcionamento do relógio:
I. o pH do suco de laranja aumenta;
II. a massa do magnésio diminui;
III. a massa do cobre permanece constante.
Dessas afirmações:
A) apenas a I é correta.
B) apenas a II é correta.
C) apenas a III é correta.
D) apenas a II e a III são corretas.
E) a I, a II e a III são corretas.
11. (UFMS – Adaptado) Baseado na figura a seguir, que mostra de 
forma simplificada o processo de corrosão do ferro, é falso afirmar 
que:
Ferro
Água
Ferrugem
2
(s) (aq)Fe Fe 2e
+ −→ +
1
2(aq) 2 (aq)2O H O 2e 2OH
− −+ + →
2 3(Fe O xH O)⋅
0E 0,44V= +
0E 0,401V= −
A) Fe
(s)
, em contato com a água, se reduz.
B) a região em que o ferro entra em contato com a água atua 
como ânodo.
C) a região em que o ferro entra em contato com o ar atua como 
cátodo.
D) íons Fe(aq)
2+ deslocam-se para a região onde íons OH–
(aq)
 são 
formados, resultando em Fe(OH)
2
.
E) os elétrons obtidos da reação do Fe com água deslocam-se para 
uma região do Fe metálico em contato com o ar, transformando 
essa região em catódica.
12. (Fatec) Uma espiral feita de cobre, de massa igual a 2,73 g, foi 
imersa em solução de nitrato de prata, AgNO
3
, sendo assim 
mantida por um período de 48 horas. A tabela a seguir contém 
as observações registradas após ter decorrido esse tempo.
Sistema Estado inicial
Estado final
(após 48 horas)
Ag+ NO–3
• Espiral de cobre (cor 
 característica do metal)
• Massa da espiral = 2,73 g
• Solução incolor de AgNO
3
• Espiral recoberta de prata;
• Massa de prata depositada 
= 2,56 g
• Massa da espiral após a 
remoção da prata = 1,96 g
• Solução azul
Dados: Massas molares (g/mol): Ag – 108; Cu – 63
E Ag Ag V
E Cu Cu V
aq s
aq s
0
0 2
0 80
0 34
( )
+
( )
( )
+
( )
→

 = +
→

 = +
,
,
A análise dos dados registrados conduz às seguintes afirmações:
I. a cor azul da solução final indica presença de íons de cobre; 
(II), provenientes da transformação Cu Cu es aq( ) ( )
+ −→ +2 2 ;
II. o depósito de prata deve-se à oxidação dos íons Ag+ assim 
representada: Ag+
(aq)
 → Ag
(s)
 + 1e–;
III. a tendência dos íons prata em se reduzir é maior do que a dos 
íons cobre (II);
IV. a razão molar Cu oxidado / Ag formada é 1 mol de Cu / 2 mol 
de Ag.
É correto o que se afirma apenas em:
A) I B) II e IV
C) I, II e IV D) II e III
E) I, III e IV
13. (ITA-SP) Pode-se utilizar metais de sacrifício para proteger 
estruturas de aço (tais como pontes, antenas e cascos de navios) 
da corrosão eletroquímica. Considere os seguintes metais:
I. Alumínio;
II. Magnésio;
III. Paládio;
IV. Sódio;
V. Zinco.
 Assinale a opção que apresenta o(s) metal(is) de sacrifício que 
pode(m) ser utilizado(s).
A) Apenas I, II e V.
B) Apenas I e III.
C) Apenas II e IV.
D) Apenas III e IV.
E) Apenas V.
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14. (ITA) Considere o elemento galvânico mostrado na figura 
a seguir. O semielemento A contém uma solução aquosa, 
isenta de oxigênio, 0,3 mol L–1 em Fe2+ e 0,2 mol L–1 em Fe3+. 
O semielemento B contém uma solução aquosa, também isenta 
de oxigênio, 0,2 mol L–1 em Fe2+ e 0,3 mol L–1 em Fe3+. M é um 
condutor metálico (platina). A temperatura do elemento galvânico 
é mantida constante num valor igual a 25 °C.
M M
Ponte Salina
S
A B
Re
pr
od
uç
ão
/IT
A
 A partir do instante em que a chave “S” é fechada, considere as 
seguintes afirmações.
I. O sentido convencional de corrente elétrica ocorre do 
semielemento B para o semielemento A;
II. Quando a corrente elétrica for igual a zero, a relação de 
concentrações Fe Feaq aq( )
+
( )
+







3 2/ tem o mesmo valor tanto no 
semielemento A como no semielemento B;
III. Quando a corrente elétrica for igual a zero, a concentração de 
Fe(aq)
2+ no semielemento A será menor do que 0,3 mol L–1;
IV. Enquanto o valor da corrente elétrica for diferente de zero, a 
diferença de potencial entre os dois semielementos será maior 
do que 0,118 log (3/2);
V. Enquanto corrente elétrica fluir pelo circuito, a relação entre 
as concentrações Fe Feaq aq( )
+
( )
+







3 2/ permanece constante nos 
dois semielementos.
 Das afirmações feitas, estão corretas:
A) apenas I, II e III. B) apenas I, II e IV.
C) apenas III e V. D) apenas IV e V.
E) todas.
15. (ITA) Considere os eletrodos representados pelas semiequações 
químicas seguintes e seus respectivos potenciais na escala do 
eletrodo de hidrogênio (E0) e nas condições-padrão:
I. In e CM In E I Vaq s( )
+ −
( )+ ( ) = − ; ,0 0 14 ;
II. In e CM In E II Vaq aq( )
+ −
( )
++ ( ) = −2 0 0 40 ; , ;
III. In e CM In E III Vaq aq( )
+ −
( )
++ ( ) = −3 02 0 44 ; , ;
IV. In e CM In E IV Vaq aq( )
+ −
( )
++ ( ) = −3 2 0 0 49 ; , .
 Assinale a opção que contém o valor correto do potencial- 
-padrão do eletrodo representado pela semiequação
 In e CM Inaq s( )
+ −
( )+ ( )3 3  .
A) – 0,30 V B) – 0,34 V
C) – 0,58 V D) – 1,03 V
E) – 1,47 V
16. (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. 2e– (CM) + F
2(g)
  2F–
(aq)
;
E0I = 2,87 V;
II. 5e– (CM) + 8H+
(aq)
 + MnO–
4(aq)
  Mn aq( )
+2 + 4H
2
O
(l);
E0II = 1,51 V.
 A força eletromotriz de um elemento galvânico construído com 
os dois eletrodos anteriores é de:
A) – 1,81 V B) –1,13 V
C) 0,68 V D) 1,36 V
E) 4,38 V
17. (ITA) Considere um elemento galvânico formado pelos dois 
eletrodos (I e II) a seguir, especificados e mantidos separados por 
uma ponte salina:
Eletrodo I: chapa retangular de zinco metálico, parcialmente 
mergulhada em uma solução aquosa 1,0 × 10–3 mol/L–1 de cloreto 
de zinco.
Eletrodo II: chapa retangular de platina metálica, parcialmente 
mergulhadaem uma solução aquosa de ácido clorídrico de 
pH = 2, isenta de oxigênio e sob pressão parcial de gás hidrogênio 
de 0,5 atm.
 Assinale a opção correta que expressa o valor calculado 
aproximado, na escala do eletrodo padrão de hidrogênio 
(EPH), da força eletromotriz, em volt, desse elemento galvânico 
atuando à temperatura de 25 °C, sabendo-se que log 2 = 0,3 e 
E0 Zn2+/Zn = – 0,76 V (EPH).
A) 0,54 B) 0,64
C) 0,74 D) 0,84
E) 0,94
18. (ITA) Um elemento galvânico é constituído pelos eletrodos a seguir 
especificados, ligados por uma ponte salina e conectados a um 
voltímetro de alta impedância.
Eletrodo I: fio de platina em contato com 500 mL de solução 
aquosa 0,010 mol L–1 de hidróxido de potássio;
Eletrodo II: fio de platina em contato com 180 mL de solução 
aquosa 0,225 molL–1 de ácido perclórico adicionado a 320 mL de 
solução aquosa 0,125 molL–1 de hidróxido de sódio.
Admite-se que a temperatura desse sistema eletroquímico 
é mantida constante e igual a 25 °C e que a pressão 
parcial do oxigênio gasoso (PO
2
) dissolvido é igual a 1 atm. 
Assinale a opção correta com o valor calculado na escala do 
eletrodo padrão de hidrogênio (EPH) da força eletromotriz, em 
volt, desse elemento galvânico.
Dados: E0 O
2
/H
2
O = 1,23 V (EPH);
E0 O
2
/OH = 0,40 V (EPH).
A) 1,17 
B) 0,89
C) 0,75 
D) 0,53
E) 0,46
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Módulo de estudo
19. (UFC-Ce) O pH é um dos parâmetros físico-químicos utilizados 
no monitoramento ambiental de lagos e rios. Este parâmetro 
pode ser medido experimentalmente montando-se uma célula 
galvânica com um eletrodo de hidrogênio (ânodo), sendo a 
pressão do gás hidrogênio igual a 1,0 bar, e com um eletrodo 
de calomelano (cátodo), com a concentração de cloreto igual a 
1,0 mol L–1. As semirreações e os respectivos valores de potenciais 
de eletrodo padrão para os dois eletrodos são dados a seguir. 
Assinale a alternativa que corretamente indica o pH de uma 
solução aquosa em que o potencial de eletrodo da célula medido 
experimentalmente a 298,15 K foi de 0,522 V.
Dados: R = 8,314 J K–1 mol–1 e F = 96.500 C mol–1
Hg
2
Cl
2(s)
 + 2e–  2Hg
(l) + 2Cl
–
(aq)
 Eo = + 0,227 V (cátodo)
2H+
(aq)
 + 2e–  H
2(g)
 Eo = + 0,000 V (ânodo)
A) 1 B) 2
C) 3 D) 4
E) 5
20. (UFPR) A célula a combustível foi utilizada, inicialmente, como fonte 
de energia em cápsulas espaciais por ser eficiente e produzir água 
para os tripulantes. Durante o seu funcionamento, um fluxo de 
H
2
 gasoso é disponibilizado em um dos eletrodos, e, no outro, 
propicia-se um fluxo de O
2
 gasoso, ocorrendo a seguinte reação:
H
2 (g)
 + ½ O
2 (g)
 → H
2
O
(l) DE = + 1,23 V (nas condições-padrão)
 Como eletrólito, é utilizada solução aquosa concentrada de KOH. 
Dados: H
2
O = 1 g mL–1; 
 Massas atômicas: H = 1 e O = 16.
 Com base nas informações sobre a célula a combustível, considere 
as afirmativas a seguir:
I) No cátodo dessa célula ocorre o processo de oxidação do O
2
 
gasoso;
II) Durante a reação de oxidorredução da célula, ocorre a 
transferência de 2 elétrons;
III) Considerando que em uma missão espacial são consumidos 
cerca de 90 kg de hidrogênio gasoso por dia, em 7 dias a 
quantidade de água produzida é igual a 5670 L;
IV) A célula a combustível é denominada célula eletrolítica, pois 
nela uma reação química espontânea gera energia.
 Assinale a alternativa correta.
A) Somente as afirmativas II e III são verdadeiras.
B) Somente as afirmativas I e II são verdadeiras.
C) Somente as afirmativas III e IV são verdadeiras.
D) Somente as afirmativas I, II e III são verdadeiras.
E) Somente as afirmativas II, III e IV são verdadeiras.
21. (Enem) A invenção do LED azul, que permite a geração de outras 
cores para compor a luz branca, permitiu a construção de 
lâmpadas energeticamente mais eficientes e mais duráveis do 
que as incandescentes e fluorescentes. Em um experimento de 
laboratório, pretende-se associar duas pilhas em série para acender 
um LED azul que requer 3,6 volts para o seu funcionamento. 
 Considere as semirreações de redução e seus respectivos potenciais 
mostrados no quadro.
Semirreação de redução E0(V) 
Ce e Ce(aq) (aq)
4 3+ − ++ → +1,61
Cr O H e Cr H O2 7
2 3
214 6 2 7(aq) (aq) (aq) ( )
− + − ++ + → + l +1,33
 Ni e Ni(aq) (s)
2 2+ −+ → –0,25
 Zn e Znaq( ) (s)
2 2+ −+ → –0,76
Qual associação em série de pilhas fornece diferença de potencial, 
nas condições-padrão, suficiente para acender o LED azul?
A) 
 
LED
Grafite
Grafite
KC�
Cr
2
O
7
2–
KC�
Ni
Ni2+ Zn2+Ce4+ e Ce3+
H+ e Cr3+
Zn
 
B) 
 
LED
Grafite
Grafite
KC�
Cr
2
O
7
2–
KC�
Zn
Zn2+ Ni2+Ce4+ e Ce3+
H+ e Cr3+
Ni
 
C) 
 
LED
Grafite Grafite
KC�
Cr
2
O
7
2–
KC�
Zn
Zn2+ Ni2+Ce4+ e Ce3+
H+ e Cr3+
Ni
 
D)
 
LED
Grafite Grafite
KC�
Cr
2
O
7
2–
KC�
Zn
Ni2+ Zn2+Ce4+ e Ce3+
H+ e Cr3+
Ni
 
E)
 
LED
Grafite Grafite
KC�
Cr
2
O
7
2–
KC�
Zn
Ni2+Zn2+Ce
4+ e Ce3+
H+ e Cr3+
Ni
10F B O N L I N E . C O M . B R
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Módulo de estudo
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22. (Enem) A revelação das chapas de raios X gera uma solução que 
contém íons prata na forma de Ag S O( ) .2 3 2
3− Para evitar a descarga 
desse metal no ambiente, a recuperação de prata metálica pode 
ser feita tratando eletroquimicamente essa solução com uma 
espécie adequada. O quadro apresenta semirreações de redução 
de alguns íons metálicos.
Semirreação de redução E0(V) 
Ag S O S O( ) e Ag(aq) (s) (aq)2 3 2
3
2 3
22− − −+ → + +0,02
Cu e(aq) ( )
2 2+ −+ → Cu s + 0,34
Pt Pt s
2 2+ −+ →(aq) ( )e + 1,20
A A sl l3 3+ −+ →(aq) ( )e – 1,66
Sn Sn s
2 2+ −+ →(aq) ( )e – 0,14
Zn Zn s
2 2+ −+ →(aq) ( )e – 0,76
BENDASSOLLI, J. A. et al. “Procedimentos para a recuperação de 
Ag de resíduos líquidos e sólidos”. Química Nova, v. 26, 
n. 4, 2003. Adaptado.
 Das espécies apresentadas, a adequada para essa recuperação é 
A) Cu
(S)
. B) Pt
(s)
. 
C) Al3+
(aq)
. D) Sn
(s)
. 
E) ZN2+
(aq)
. 
23. Seja o diagrama de Latimer para o oxigênio em meio ácido 
([H+] = 1 M). Determine o valor desconhecido no diagrama.
O
2
x
H
2
O
2
H
2
O+1,78 V+0,70 V
A) +1,24 V B) +1,06 V
C) +1,42 V D) +0,78 V
E) +1,13 V
24. Calcule o kps para o AgI, conhecendo os potenciais-padrão de 
redução Ag+/Ag0 = +0,80 V e AgI/Ag/I– 
(aq)
 = –0,15 V.
25. Sabendo que Ag
2
CrO
4(s)
 + 2e–  2Ag
(s)
 + CrO2– 
4(aq)
 ε0 = +0,446 V, 
encontre o Kps do Ag
2
CrO
4
.
26. O diagrama de Latimer mostra as espécies oxidada e reduzida em 
sequência decrescente de estado de oxidação, com os respectivos 
potenciais padrão de redução. Ele não nos dá a semirreação de 
redução completa. Observe o diagrama de Latimer para as espécies 
com cloro, em meio ácido ([H+] = 1 M):
C O C O HC O
HC O
V v
V V
l l l
l
4
120
3
118
2
165 161
− + − +
+ +
 →  →
 → 
, ,
, , →→  →+ −
1
2 2
136C CVl l,
Semirreação: ClO
4
– + 2H+ + 2e– → ClO
3
– + H
2
O 
 Diante dos dados fornecidos, calcule o potencial padrão de 
redução para a semirreação escrita anteriormente, mas em meio 
básico ([OH–] = 1 M):
A) +1,20 V B) +0,96 V
C) +0,67 V D) +0,37 V
E) +0,08 V
27. (P.Atkins e L. Jones) Quando um pHmetro foi padronizado 
com uma solução-tampão ácido bórico-borato com pH 9,40, 
o potencial da célula foi de 0,060 V. Quando o tampão foi 
substituído por uma solução de concentração desconhecida de 
íons hidroxônio, o potencial da célula foi de 0,22 V. Qual é o pH 
da solução?
28. (ITA-SP) Assinale a opção correta que apresenta o potencial de 
equilíbrio do eletrodo Al3+/Al, em volt, na escala do eletrodo 
de referência de cobre-sulfato de cobre, à temperatura de 
25 °C, calculado para uma concentração do íon alumínio de 
10–3 mol L–1.
 Dados: Potenciais de eletrodo padrão do cobre-sulfato de cobre 
(E0CuSO /Cu4 ) e do alumínio ( )/E A A
0
3l l+ , na escala do eletrodo de 
hidrogênio, nas condições-padrão:
E0 CuSO4 /Cu = 0,310 V
E0 Al3+/Al = – 1,67 V
A) – 1,23 B) – 1,36C) – 1,42 D) – 1,98
E) – 2,04
29. (UFSM) Observe a figura:
O eletrólito é uma
pasta úmida de NH4C, ZnC2
e um complemento inerte
Bastão central de grafite
rodeado por MnO2 úmido
Papel poroso
Zinco
Envoltório de plástico
LEMBO, Antônio. Química - Realidade e Contexto. Vol. 2.
São Paulo: Ática, 1999. p. 454.
 A pilha seca comum, utilizada em rádios, lanternas e brinquedos 
eletrônicos, é uma adaptação da pilha de Leclanché e utiliza, como 
meio eletrolítico, uma pasta umedecida contendo sais, como o 
cloreto de amônio e o cloreto de zinco.
 As semirreações para essa pilha são:
ZnC aq e Zn s C aql l l2 2 2( ) ( ) ( ) ( )+ → +− − E V
0 0 76= − ,
NH C aq MnO s e Mn O s H O
NH aq C aq
4 2 2 3 2
3
1
1
2
1
2
l l
l
( ) ( ) ( ) ( )
( ) ( )
+ + → + +
+ +
−
− EE V0 0 74= ,
 Então, é possível afirmar:
I. O Zn se reduz e o Mn se oxida;
II. A diferença de potencial da pilha é de 1,5 V; 
III. A reação global que ocorre na pilha é: 2MnO
2
(s) + 2NH
4
Cl(aq) 
+ Zn(s) Mn
2
O
3
(s) + H
2
O(l) + 2NH
3
(aq) + ZnCl
2
(aq);
IV. À medida que a pilha vai sendo consumida (gasta), há aumento 
nas massas de dióxido de manganês e água.
 Estão corretas
A) apenas I e II. B) apenas I e III.
C) apenas II e III. D) apenas II e IV.
E) apenas III e IV.
11 F B O N L I N E . C O M . B R
//////////////////
014.588 – 140160/19
Módulo de estudo
30. (Unirio) As pilhas galvânicas resultam de reações de oxirredução 
produzindo corrente elétrica, conforme o esquema a seguir:
ponte salinaponte salina
e
_
e
_
NO
_
NO
_
PbºPbº
Pb++Pb++ Cu+2Cu+2
CuºCuº
33 NO
_
NO
_
33
e
_
e
_
 Os potenciais padrões dos metais indicados são:
2e– + Pb2+ Pb0 E°= – 0,13 V
2e– + Cu2+ Cu0 E°= + 0,34 V
 Tendo em vista essas informações, o potencial (ddp) dessa 
pilha, quando a concentração de íons plumboso for 10–4 M e a 
concentração de íons cúprico for 10–6 M, será, aproximadamente:
A) 0,41 V B) 0,45 V
C) 0,47 V D) 0,51 V
E) 0,53 V
31. (ITA-SP) A 25°C, o potencial da pilha descrita a seguir é de 
0,56 V. Sendo E°(Cu2+/Cu) = + 0,34 V, assinale a opção que indica 
aproximadamente o valor do pH da solução.
 Pt
(s)
 | H
2
(g, 1 bar), H+(aq, x mol · L–1) || Cu2+(aq, 1,0 mol · L–1) | Cu
(s)
 | 
A) 6,5 B) 5,7
C) 3,7 D) 2,0
E) 1,5
32. (UFPE) Células de combustível são células galvânicas, cuja reação 
global e a queima de um combustível pelo oxigênio. As energias 
livres padrão de algumas reações (em kJ por mol de combustível) 
que podem ocorrer nestes tipos de células se encontram a seguir.
 Assinale o número da reação que apresenta o maior valor para o 
potencial padrão de célula.
A) C
3
H
8
 + 5O
2
 3CO
2
 + 4H
2
O; DG° = – 2106
B) CH
4
 + 2O
2
 CO
2
 + 2H
2
O; DG° = – 817
C) HCOOH + 1/2O
2
 CO
2
 + H
2
O; DG° = – 285
D) H
2
 + 1/2O
2
 H
2
O; DG° = – 237
33. (ITA-SP) Um elemento galvânico é constituído pelos eletrodos 
especificados a seguir, ligados por uma ponte salina e conectados 
a um multímetro de alta impedância. 
 Eletrodo a: Placa de chumbo metálico mergulhada em uma 
solução aquosa 1 mol ⋅ L–1 de nitrato de chumbo.
 Eletrodo b: Placa de níquel metálico mergulhada em uma solução 
aquosa 1 mol ⋅ L–1 de sulfato de níquel.
 Após estabelecido o equilíbrio químico nas condições-padrão, 
determina-se a polaridade dos eletrodos. A seguir, são 
adicionadas pequenas porções de KI sólido ao Eletrodo a, 
até que ocorra a inversão de polaridade do elemento galvânico.
 Dados eventualmente necessários: 
Produto de solubilidade de PbI
2
 : K
PS
(PbI) = 8,5 10–9
 Potenciais de eletrodo em relação ao eletrodo padrão de 
hidrogênio nas condições-padrão:
E 0,13V
E 0,25V
E 0,53V
 Pb/Pb
o
 Ni/Ni
o
 I /I
o
2
2
2
+
+
−
= −
= −
= −
 Assinale a opção que indica a concentração correta de KI, em 
mol ⋅ L–1, a partir da qual se observa a inversão de polaridade dos 
eletrodos nas condições-padrão.
A) 1, 0 ⋅ 10–2 B) 1, 0 ⋅ 10–3
C) 1, 0 ⋅ 10–4 D) 1, 0 ⋅ 10–5
E) 1, 0 ⋅ 10–6
34. Tem-se um eletrodo (I) formado por uma placa metálica de 
prata imersa em 1,0 litro de solução de AgNO
3
 0,1 mol·L-1. 
Esse eletrodo é conectado por um fio a outro eletrodo (II) de 
cloreto de prata prensado sobre uma placa de prata metálica, 
imerso em uma solução de NaCl de concentração 2,0 mol · L–1. 
Uma ponte salina conecta os dois recipientes. Adiciona-se ao 
eletrodo (I) 13,09 g de KBr sólido para que a pilha alcance ddp 
nula. Admita que a adição de KBr não altera o volume da solução. 
Determine o kps do AgBr.
 Dados: kps do AgCl = 2 · 10–10; massas molares (em g · mol–1): 
K = 39; Br = 80.
A) 1 · 10–11 B) 1 · 10–12
C) 1 · 10–13 D) 1 · 10–14
E) 1 · 10–15
35. Considere as seguintes semirreações a 25 °C:
Zn2+ 
(aq)
 + 2e– → Zn
(s)
 E° = –0,76 V
Ag+ 
(aq)
 + e– → Ag
(s)
 E° = +0,80 V
 Sabendo que uma diferença de potencial de 0,97 V estabelece-
se entre o eletrodo de zinco imerso em uma solução contendo 
Zn2+ nas condições-padrão e o eletrodo de prata imerso em uma 
solução de sulfato de prata (Ag
2
SO
4
) parcialmente solubilizado. 
Considerando a concentração de sulfato igual a 0,001 mol ⋅ L–1, 
determine o produto de solubilidade do Ag
2
SO
4
.
A) 1 ⋅ 10–23 B) 1 ⋅ 10–18
C) 1 ⋅ 10–13 D) 1 ⋅ 10–10
E) 1 ⋅ 10–8
36. (AFBJ) Uma fonte externa variável (E
ext
) é aplicada sobre a pilha 
Zn
(s)
 | Zn2+(1 M) || Cu2+(1 M) | Cu, com potencial de 1,10 V, 
utilizando uma conexão gerador-receptor. Quando E
ext
 > 1,10 V 
e quando E
ext
 < 1,10 V, respectivamente, os elétrons fluem:
A) do eletrodo de cobre para o eletrodo de zinco; e do eletrodo 
 de zinco para o eletrodo de cobre.
B) do eletrodo de zinco para o eletrodo de cobre; e do eletrodo 
de cobre para o eletrodo de zinco.
C) do eletrodo de zinco para o eletrodo de cobre; e do eletrodo 
de zinco para o eletrodo de cobre.
D) do eletrodo de cobre para o eletrodo de zinco; e do eletrodo 
de cobre para o eletrodo de zinco.
E) do eletrodo de cobre para o eletrodo de zinco; sem fluxo de 
elétrons no 2º caso.
12F B O N L I N E . C O M . B R
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Módulo de estudo
014.588 – 140160/19
37. (AFBJ) Em um recipiente tem-se uma solução de HCl de 
concentração X mol/L. A solução é dividida ao meio com 
o uso de uma parede porosa de dimensão adequada. No 
lado esquerdo do recipiente agora dividido, coloca-se um 
eletrodo de hidrogênio alimentado por pressão constante de 
H
2
 igual a 1 atm. No lado direito do recipiente utiliza-se um 
eletrodo de prata-cloreto de prata. A conexão entre os dois 
eletrodos é realizada e a voltagem inicial dessa pilha é medida. 
Durante todo o experimento a temperatura é mantida constante 
e em 25 °C.
Obtém-se um gráfico de ddp inicial versus log X, mostrado a seguir.
0,40
0,35
0,30
0,25
– 1,4 – 1,2 – 1,0 – 0,8
logX
d
d
p
 in
ic
ia
l d
a 
p
ilh
a 
(V
o
lt
s)
– 0,6 – 0,4 – 0,2 0,0 0,2
 A partir desse gráfico, determine o valor para o potencial padrão 
de redução para a semirreação AgCl
(s)
 + e– → Ag
(s)
 + Cl–
(aq)
.
Use, se necessário, 2,303RT/F = 0,06.
A) 0,25 V 
B) 0,30 V
C) 0,35 V 
D) 0,40 V
E) 0,45 V
38. (ITA) É de 0,76 V a força eletromotriz padrão, Eº, de uma célula 
eletroquímica, conforme a reação Zn
(s)
 + 2 H+
(aq)
 → Zn2+
(aq)
 + H
2(g)
.
Na concentração da espécie de Zn2+ igual a 1,0 molL–1 e pressão 
de H
2
 de 1,0 bar, a 25 °C, foi verificado que a força eletromotriz 
da célula eletroquímica é de 0,64 V. Nestas condições, assinale a 
concentração de íons H+ em molL–1.
A) 1,0 × 10–12 
B) 4,2 × 10–4
C) 1,0 × 10–4 
D) 1,0 × 10–2
E) 2,0 × 10–2
39. (ITA-SP) Considere os seguintes potenciais de eletrodo em 
relação ao eletrodo padrão de hidrogênio nas condições-padrão 
( ) : ,
/
E E V
M M
o0
3 2 0 80+ + = e E VM M
o
o2 0 20+ = −/ , . Assinale a opção que 
apresenta o valor, em V, de E
M M
o
o3+ /
.
A) – 0,33 
B) – 0,13
C) + 0,13 
D) + 0,33
E) + 1,00
40. (Fuvest/SP) Foi montada uma pilha em que o pólo positivo era 
constituído por um bastão de paládio, mergulhado numa solução 
de cloreto de paládio e o pólo negativo, por umbastão de níquel, 
mergulhado numa solução de sulfato de níquel. As semirreações 
que representam os eletrodos são:
 Pd2+ + 2e–  Pd
 Ni2+ + 2e–  Ni
A) Escreva a equação que representa a reação química que ocorre 
quando a pilha está funcionando (sentido espontâneo).
B) O que acontece com as concentrações de Pd2+ e Ni2+ durante 
o funcionamento da pilha? Explique.
 Gabarito
PROFESSOR ANTONINO FONTENELLE
01 02 03 04 05 06 07 08 09 10
D D B B D B A A C E
11 12 13 14 15 16 17 18 19 20
A E A A B D C D E A
21 22 23 24 25 26 27 28 29 30
C D A * * D * E C C
31 32 33 34 35 36 37 38 39 40
C C A B A A A D C *
* 24: 9 · 10–17
 25: 1,1 · 10–12
 27: 12,1
 40: A) Ni + Pd2+  Ni2+ + Pd 
 B) Durante o funcionamento da pilha, a concentração de Pd2+ 
diminui (reagente) e a concentração de Ni2+ aumenta (produto).
 C) Analisando-se os dados tabelados, nota-se que a diminuição 
da concentração molar de Ni2+ (produto) faz com que a diferença 
de potencial aumente em relação ao valor padrão (1,24 V). 
Em contrapartida, a diminuição da concentração molar de Pd2+ 
(reagente) diminui a diferença de potencial da pilha.
Anotações
SUPERVISOR/DIRETOR: MARCELO PENA – AUTOR: ANTONINO FONTENELLE 
 DIG.: GEORGENES – REV.: LÍCIA