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ELETROQUÍMICA I
ELETROQUÍMICA
É a parte da Química que estuda as transformações químicas 
que são capazes de gerar energia elétrica, como também as reações 
químicas que ocorrem através do consumo da mesma.
PILHAS
PILHAS E BATERIAS
As pilhas são dispositivos capazes de aproveitar a transferência 
de elétrons verificadas nas reações de oxirredução, convertendo em 
corrente elétrica capaz de alimentar um determinado circuito.
Temos uma bateria quando reunimos duas ou mais pilhas geralmente 
ligadas em série para aumentar a diferença de potencial (voltagem). 
a) Eletrodo:
É também conhecido como meia – célula eletroquímica. É o 
menor dispositivo que permite um funcionamento de uma 
pilha, consiste numa pequena placa metálica mergulhada 
numa solução salina.
Exemplo: ELETRODO DE HIDROGÊNIO
b) Pilha de Daniell:
Em funcionamento
Após o Funcionamento
ELEMENTOS DE UMA PILHA:
• ANODO OU ÂNODO (POLO NEGATIVO) - Eletrodo pelo qual 
se verifica o fenômeno de oxidação. Após o funcionamento 
da pilha observa-se uma corrosão da placa metálica e um 
aumento da concentração catiônica da solução.
• CATODO OU CÁTODO (POLO POSITIVO) - Eletrodo 
pelo qual se verifica o fenômeno de redução. Após o 
funcionamento da pilha observa-se um aumento da massa 
da placa metálica e uma redução da concentração catiônica 
da solução.
• PONTE SALINA - Nela os íons se deslocam para reequilibrar 
as concentrações das espécies. O catodo recebe cátions para 
compensar a perda catiônica provocada pelo fenômeno de 
redução e o anodo recebe ânions para neutralizar o excesso 
de cátions produzidos pelo fenômeno de oxidação.
• Diferença de Potencial de Eletrodos aplicada a uma 
Reação Redox - Os fenômenos eletroquímicos ocorrem 
devido às reações de oxirredução. Para se estudar a 
espontaneidade dessas reações e suas aplicações é necessário 
o conhecimento dos potenciais de eletrodo (E) e da diferença 
de potencial deles (∆E). 
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ELETROQUÍMICA I
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Para uma reação de oxirredução temos:
∆E = E (sofre redução) – E (sofre oxidação)
∆E > 0  Reação Espontânea  Produz Energia  Pilha em 
funcionamento, reações de oxirredução em geral. 
∆E = 0 Reação em Equilíbrio – Pilha Descarregada
∆E < 0  Reação Não Espontânea  Só ocorrem com consumo 
de energia de uma fonte externa  Pilha em recarga, eletrólise.
TABELA DE POTENCIAL – PADRÃO 
DE ELETRODO (EO)
São valores que usam o eletrodo padrão de hidrogênio 
como eletrodo de referência. 
Cu2+
(aq)+ 2 e
- Cu0(s) E
0 =+0,34 volt
 
Numa Pilha: E(catodo) > E(anodo)
Exercício Resolvido
01. Uma funciona com eletrodos padrão de cobre a alumínio, 
esquematizada abaixo:
Al
Al3+ NO3
-
Cu
Cu2+
K+ Cl-
NO3
-
 
Considere os potenciais padrão fornecidos na tabela acima.
a) Indique os polos positivos e negativos.
b) Escreva as semirreações do anodo e do catodo.
c) Escreva a equação global de funcionamento da pilha.
d) Determine a diferença de potencial da pilha.
e) Represente a pilha segundo a .
f) Após a total descarga da pilha, como estarão as massas das 
placas metálicas em relação às suas massas iniciais?
g) Após a total descarga da pilha, como ficarão as concentrações 
molares dos cátions cobre a alumínio em relação às suas 
concentrações iniciais?
Resolução: B
Se EO(Cu) > EO(Al), teremos a redução do Cobre e a oxidação do 
Alumínio.
a) Polo Positivo: eletrodo de cobre; Polo Negativo: eletrodo de 
alumínio.
b) Anodo: Al0(s) Al
3+
(aq) + 3e
– ; Catodo: Cu2+(aq) + 2e
– Cu0(s).
c) 
2Al0(s) + e
-
2Al3+(aq)
3Cu0(s)e
-
+3Cu
2+
(aq)
6
6
2Al0(s)+3Cu
2+
(aq) 2Al
3+
(aq)+ 3Cu
0
(s)
d) a∆E = (+0,34) – (–1,66) = + 2,00V.
e) Al0(s)/Al
3+
(aq)//Cu
2+
(aq)/Cu
0
(s)(2,00V).
f) Placa de Cobre com a massa maior devido ao depósito. 
Placa de Alumínio com a massa menor devido à corrosão.
g) [Cu2+] menor (mais diluída); [Al3+] maior (mais concentrada).
Exercício Resolvido
02. Consultando os potenciais de redução padrão fornecidos na 
tabela acima, verifique a espontaneidade das reações representadas 
pelas equações abaixo:
a) 2 Na+(aq) + H2(g)  2Na
0(s) + 2H+(aq)
b) Fe0(s) + 2 Ag+(aq) Fe2+(aq) + 2 Ag0(s)
c) Hg2+(aq) + Br2(g)  Hg
0(l) + 2 Br–(aq)
d) Zn(s) + 2 Cl–(aq)  Zn2+(aq) + Cl2(g)
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Resolução: 
Se uma reação genérica xAy+(aq) + yB0(s) xA0(s) + yBx+(s) for 
espontânea, então E0(Ay+) > E0(Bx+).
A tabela de potenciais nos revela os seguintes resultados:
a) não espontânea.
b) espontânea.
c) não Espontânea.
d) espontânea.
Exercício Resolvido
03. Considere os sistemas representados pelos esquemas 
desenhados abaixo:
recipientes de vidro
placa de 
alumínio
placa de
prata
solução aquosa de
nitrato de prata
solução aquosa de
sulfato de zinco
recipiente de
cobre
recipiente de
ferro
solução aquosa de
nitrato de prata
solução aquosa de
cloreto de sódio
A B
C D
Consultando os potenciais de redução fornecidos na tabela acima 
e classificando como estáveis os sistemas em que não ocorra 
qualquer reação espontânea, indique os sistemas que serão 
classificados como estáveis.
Resolução: B
Sistema placa mergulhada em uma solução:
A estabilidade é conseguida quando E0(metal da placa) > E0(metal 
da solução), logo, B será um sistema estável.
Sistema solução armazenada em recipiente metálico:
A estabilidade é conseguida quando E0 (metal do recipiente) > E0 
(metal da solução), logo, D será um sistema estável.
Exercício Resolvido
01. Para aumentar a vida útil de determinadas peças metálicas, 
usamos, frequentemente, a proteção anódica ou anodo de sacrifício.
Esse procedimento consiste em colocar preso à peça uma placa 
metálica que, com o passar do tempo, sofrerá oxidação no lugar 
do metal que compõe a peça.
Para colocar um anodo de sacrifício num navio cujo casco é de 
aço, onde o metal predominante é o ferro, um químico dispõe das 
peças metálicas abaixo:
I) Prata.
II) Cobre.
III) Zinco.
IV) Chumbo.
Consultando os potenciais de redução fornecidos na tabela acima, 
indique, justificando, a placa metálica que poderá ser usada na 
proteção do casco do navio.
Resolução:
O sistema funcionará como uma pilha onde os eletrodos serão o 
casco do navio, como o catodo, e uma placa metálica, funcionando 
como anodo de sacrifício. Como potencial de redução do ferro é 
igual a –0,44V, podemos fazer uso do seguinte raciocínio:
∆E = (–0,44) – E0(metal) > 0  E0 (metal) < –0,44 V.
Observando os potenciais de redução, o metal usado para anodo 
de sacrifício será o Zinco.
EXERCÍCIOS DE
FIXAÇÃO
01. (UPF 2017) A figura abaixo apresenta a representação de uma 
célula eletroquímica (pilha) e potenciais de redução das semirreações.
2
(aq) (s)
(aq) (s)
Mg 2 e Mg Eº 2,37 V
Ag e Ag Eº 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 +3,17 V.
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.
02. (UEPA 2015) A água oxigenada comercial e bastante utilizada 
para assepsia de ferimentos e descolorir cabelos, dependendo da 
concentração na qual é vendida. Para fins de controle de qualidade, 
esta solução é investigada através da reação do peróxido de hidrogênio 
(H2O2) com o permanganato de potássio (KMnO4) em meio ácido. As 
semi-reações que descrevem este processo são dadas abaixo:
2(g) (aq) 2 2(aq)O 2H 2e H O
+ −+ + → 
0E 0,682 V= +
2
4(aq) (aq) (aq) 2 ( )MnO 8H 5e Mn 4H O
− + − ++ + → +
 
0E 1,510 V= +
Em relação a este processo, é correto afirmar que:
a) o permanganato é o agente redutor.
b) a reação libera 2 mols de oxigênio gasoso.
c) a água oxigenada é um agente oxidante.
d) o potencial padrão da reação é igual a +0,828 V.
e) o potencialpadrão da reação e igual a +2,19 V.
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ELETROQUÍMICA I
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03. (PUC-RJ) Uma cela galvânica consiste de um dispositivo no qual 
ocorre a geração espontânea de corrente elétrica a partir de uma 
reação de oxirredução. Considere a pilha formada por duas meias-pilhas 
constituídas de alumínio em solução aquosa de seus íons e chumbo em 
solução aquosa de seus íons e os potenciais de redução abaixo:
Al+3(aq) + 3e → Al(s) E0= −1,68 V
Pb+2(aq) + 2e → Pb(s) E0= −0,13 V
Sobre essa pilha, é correto afirmar que:
a) a equação global desta pilha é 2Al+3(aq) + 3Pb(s) → 2 Al(s) + 3Pb+2(aq).
b) o metal alumínio atua como agente oxidante.
c) a espécie Pb+2(aq) atua como agente redutor.
d) a diferença de potencial gerada nesta pilha é de 1,55 V.
e) na semiequação de redução balanceada, a espécie Pb+2(aq) recebe 
um elétron.
04. (UNIRIO) As pilhas galvânicas resultam de reações de oxirredução 
produzindo corrente elétrica, conforme o esquema a seguir:
Os potenciais padrões dos metais indicados são:
2e– + Pb2+ → Pb0 E0 = –0,13V
2e– +Cu2+ → Cu0 E0 = +0,34V
Tendo em vista essas informações, o potencial (ddp) dessa pilha, 
quando a concentração de íons plumboso for 10–4 mol·L–1 e a 
concentração de íons cúprico for 10–6 mol·L-1, será, aproximadamente:
a) 0,41 V
b) 0,45 V
c) 0,47 V
d) 0,51 V
e) 0,53 V
05. (UFRGS 2018) Considere as seguintes semirreações de redução.
2
(s) red
2
(s) red
2
(s) red
Ca 2e Ca 2,87 V
Zn 2e Zn 0,76 V
Co 2e Co 0,28 V
+ −
+ −
+ −
+ ε° = −
+ ε° = −
+ ε° = −



Assinale com V (verdadeiro) ou F (falso) as afirmações abaixo.
( ) O cálcio, em uma pilha de cálcio e cobalto, é o ânodo.
( ) Uma reação entre cálcio metálico e íons zinco é espontânea.
( ) O metal mais reativo, entre os três, é o cobalto.
A sequência correta de preenchimento dos parênteses, de cima 
para baixo, é:
a) V – V – V.
b) V – V – F.
c) V – F – V.
d) F – F – V.
e) F – F – F.
06. (FUVEST) I e II são equações de reações que ocorrem em água, 
espontaneamente, no sentido indicado, em condições padrão.
I. Fe + Pb2+ → Fe+2 + Pb
II. Zn + Fe2+ → Zn2+ + Fe
Analisando tais reações, isoladamente ou em conjunto, pode-se 
afirmar que, em condições padrão,
a) Elétrons são transferidos do Pb2+ para o Fe.
b) Reação espontânea deve ocorrer entre Pb e Zn2+.
c) Zn2+ deve ser melhor oxidante do que Fe2+.
d) Zn deve reduzir espontaneamente Pb2+ a Pb.
e) Zn2+ deve ser melhor oxidante do que Pb2+.
07. (UNIRIO) O esquema a seguir representa a pilha ferro-hidrogênio 
(eletrodo padrão).
O voltímetro indica a força eletromotriz em condições-padrão. O 
anodo desta pilha e o potencial padrão de redução do ferro são, 
respectivamente:
a) eletrodo de ferro e – 0,44 V.
b) eletrodo de ferro e + 0,22 V.
c) eletrodo de ferro e + 0,44 V.
d) eletrodo de hidrogênio e – 0,44 V.
e) eletrodo de hidrogênio e + 0,44 V.
08. (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 0,34 V, 
pode-se afirmar que o potencial de redução do par Ag+/ Ago é:
a) 0,12 V
b) 0,24 V
c) 0,68 V
d) 0,80 V
e) 0,92 V
09. (PUCMG 2015) Considere as seguintes reações espontâneas:
Cu2+ + Zn → Cu + Zn2+
Cr + Zn2+ → Cr2+ + Zn
Hg2+ + Cu → Cu2+ + Hg
A classificação crescente do poder redutor das espécies é:
a) Hg, Cu, Zn, Cr
b) Cr, Zn, Cu, Hg
c) Cu, Hg, Zn, Cr
d) Cr, Zn, Hg, Cu
10. (UDESC 2015) A corrosão do ferro metálico tem grande impacto 
econômico e ocorre espontaneamente na presença de oxigênio e de 
água acidificada. A principal reação química que descreve o processo 
é dada abaixo:
2 o
(s) 2(g) (aq) 2 ( ) (aq)2 Fe O 4 H 2 H O 2 Fe E 1,67 V
+ ++ + → + = +

Sabendo-se que o potencial padrão de redução do oxigênio, em meio 
ácido, é +1,23 V e com base nas informações e na reação química, 
assinale a alternativa correta.
a) O potencial padrão da semirreação de redução do ferro metálico 
é -1,45 V.
b) O potencial padrão da semirreação de redução do ferro metálico 
é -0,22 V.
c) O potencial padrão da semirreação de oxidação do ferro metálico 
é +0,44 V.
d) O potencial padrão da semirreação de oxidação do ferro metálico 
é -0,44 V.
e) O potencial padrão da semirreação de oxidação do ferro metálico 
é +2,90 V.
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ELETROQUÍMICA I
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EXERCÍCIOS DE
TREINAMENTO
01. (UFRGS 2013) Os potenciais padrão de redução, determinados 
mediante processos eletroquímicos, podem ser empregados para 
prever a espontaneidade de reações, mesmo quando essas não 
constituem pilhas ou baterias.
Observe o quadro a seguir.
Ag+(aq) + e− ⇔ Ag(s) εo = 0,80V
Co2+(aq) + 2e− ⇔ Co(s) εo = -0,28V
Al3+(aq) + 3e− ⇔ Al(s) εo = -1,66V
Ba2+(aq) + 2e− ⇔ Ba(s) εo = -2,90V
Com base no quadro, considere as reações abaixo.
I. Ba(NO3)2 + 2Ag → 2AgNO3 + Ba.
II. 2Al(NO3)3 + 3Co → 3Co(NO3)2 + 2Al
III. 3AgNO3 + Al → Al(NO3)3 + 3Ag.
Quais reações serão espontâneas?
a) Apenas I.
b) Apenas II.
c) Apenas III.
d) Apenas I e III.
e) I, II e III.
02. (ENEM PPL 2015) O alumínio é um metal bastante versátil, pois, 
a partir dele, podem-se confeccionar materiais amplamente utilizados 
pela sociedade. A obtenção do alumínio ocorre a partir da bauxita, que 
é purificada e dissolvida em criolita fundida (Na3AlF6) e eletrolisada a 
cerca de 1.000 ºC. Há liberação do gás dióxido de carbono (CO2), 
formado a partir da reação de um dos produtos da eletrólise com o 
material presente nos eletrodos. O ânodo é formado por barras de 
grafita submergidas na mistura fundida. O cátodo é uma caixa de 
ferro coberta de grafita. A reação global do processo é:
2 Al2O3(l) + 3 C(s) → 4 Al(l) + 3 CO2(g)
Na etapa de obtenção do alumínio líquido, as reações que ocorrem no 
cátodo e ânodo são:
a) 
3cátodo: A 3e A+ −+ → 
 
2
2
2 2
2 O O 4eânodo
C O CO
− − → +

+ →
b) 
2
2
2 2
2 O O 4ecátodo
C O CO
− − → +

+ → 
3ânodo: A 3e A+ −+ → 
c) 
3
2
2
A 3e A
cátodo
2 O O 4e
+ −
− −
 + →

 → +
 
 
2 2ânodo: C O CO+ →
d) 
3
2 2
A 3e Acátodo
C O CO
+ − + →

+ →
 
 
2
2ânodo: 2O O 4e
− −+ +
e) 
2
2cátodo: 2 O O 4e
− −→ +
 
3
2 2
A 3e Aânodo
C O CO
+ − + →

+ →
 
03. (CEFET MG 2014) Considere a reação entre uma palha de aço 
comercial e uma solução aquosa concentrada de ácido sulfúrico. 
Tais materiais são inseridos em um kitassato tampado, cuja saída 
lateral contém um balão de borracha vazio. Com o tempo, o balão é 
preenchido com um gás combustível e observa-se a formação de um 
sal esverdeado dentro do recipiente.
Dados:
2
2 2
2
2H 2e H
O 2H O 4e 4OH
Fe 2e Fe
+ −
− −
+ −
+ →
+ + →
+ → 
0
0
0
E 0,00 V
E 0,40 V
E 0,44 V
=
=
= −
Nesse processo eletroquímico, o(os)
a) íons H+ perdem elétrons na reação.
b) sal formado equivale ao sulfato ferroso.
c) gás combustível formado é o oxigênio.
d) agente oxidante da reação é o gás hidrogênio.
e) ferro, na palha de aço, sofre reação de redução.
04. (UPE 2014) Analise a figura a seguir:
Considerando-se que a mulher possuía dentes obturados com 
amálgama (liga de prata, mercúrio, cobre e estanho), são feitas 
algumas afirmativas sobre o processo ocorrido.
I. Formou-se uma pilha ao se encostar o alumínio no amálgama da 
obturação, na presença de saliva.
II. A saliva é uma solução ácida e está em contato com o alumínio e 
a liga metálica da obturação.
III. O alumínio funciona como ânodo da pilha formada, perdendo 
elétrons, enquanto o amálgama é o cátodo da pilha.
IV. O processo gera uma corrente elétrica, que é conduzida ao 
cérebro a partir das terminações nervosas do dente.
Dados:
3A 3e A+ −+ →  oE 1,66 V= −
2Cu 2e Cu+ −+ → oE 0,34 V= +
Ag e Ag+ −+ → oE 0,80 V= +
2Hg 2e Hg+ −+ → oE 0,85 V= +
2Sn 2e Sn+ −+ → oE 0,14 V= −
Quais das afirmativas podem ser utilizadas para se construir uma 
explicação cientificamente CORRETA para o choque sentido ao 
morder o papel-alumínio?a) I, III e IV, apenas.
b) I e IV, apenas.
c) II e IV, apenas.
d) I, II e IV, apenas.
e) I, II, III e IV.
05. (UPF 2018) Foram realizados testes mergulhando diferentes 
placas metálicas dentro de determinadas soluções aquosas (Figura 1), 
segundo os dados indicados no quadro a seguir.
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ELETROQUÍMICA I
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TESTE
COMPOSIÇÃO 
QUÍMICA DA PLACA 
METÁLICA
SOLUÇÃO AQUOSA
I Zinco (Zn) FeSO4(aq)
II Cobre (Cu) ZnSO4(aq)
III Ferro (Fe) AgNO3(aq)
IV Prata (Ag) CuSO4(aq)
V Estanho (Sn) FeSO4(aq)
Considerando os dados a seguir referentes ao potencial padrão 
de redução (Eored) em volts, a 25 ºC marque a opção que indica 
corretamente quais os testes nos quais ocorrerá reação espontânea.
SEMIRREAÇÃO Eored (V)
2
(aq) (s)Zn 2e Zn
+ −+ → -0,76
2
(aq) (s)Sn 2e Sn
+ −+ → -0,14
2
(aq) (s)Fe 2e Fe
+ −+ → -0,41
2
(aq) (s)Cu 2e Zn
+ −+ → +0,34
2
(aq) (s)Ag 2e Ag
+ −+ → +0,80
a) I e III, apenas.
b) II e IV, apenas.
c) I e V, apenas.
d) I, II, III e V, apenas.
e) III e V, apenas.
06. (UPE-SSA 3 2017) Para a produção de fios elétricos, o cobre deve 
possuir 99,9% de pureza. Para tanto, o cobre metalúrgico (impuro) 
passa por um processo, que gera o cobre eletrolítico, conforme está 
ilustrado na figura a seguir.
Sobre esse processo, são feitas as afirmações a seguir:
I. No catodo (-), que é o cobre puro, ocorre depósito de mais cobre 
em virtude da redução do Cu2+.
II. A corrosão faz a solução aumentar a concentração de Cu2+, 
que é atraído para o catodo, formando cobre metálico livre das 
impurezas.
III. Uma solução aquosa de NiSO4 aumentaria a deposição de cobre 
puro no catodo.
IV. No anodo (+), existe a oxidação do cobre metálico.
Está CORRETO, apenas, o que se afirma em:
a) I, II e III.
b) I, II e IV.
c) II, III e IV.
d) I e IV.
e) III.
07. (UEFS 2017) Desde a antiguidade, o homem utiliza metais para a 
fabricação de utensílios diversos. A partir do século XVIII, a metalurgia 
tornou-se uma ciência, em que os processos metalúrgicos passaram 
a ser estudados e explicados, alavancando a obtenção dos metais a 
partir de minérios. A metalurgia é uma sequência de processos que 
visa à obtenção de um elemento metálico a partir de seu minério. 
Quanto maior a tendência do metal para sofrer corrosão, maior é a 
dificuldade de obtê-lo a partir do minério.
Sobre a obtenção de metais na metalurgia, é correto afirmar:
I. O alumínio é um metal de fácil obtenção a partir de seu minério, 
a bauxita, pois esse, por possuir baixa tendência em oxidar, é 
facilmente reduzido de Al3+ para Al0, se comparado a outros 
metais menos nobres, como o ferro e o chumbo.
II. Metais, como o ferro e o zinco, para serem obtidos a partir de seus 
minérios, devem ser aquecidos na presença de uma substância 
que vai provocar a redução desses metais, como o monóxido de 
carbono, que é um agente redutor.
III. O alumínio possui inúmeras aplicações, mas, por ser um metal 
pouco nobre, é difícil de ser obtido e sua redução é realizada em 
um processo denominado eletrólise.
IV. A prata é um metal nobre, sua principal fonte é o minério 
argentita (Ag2S), sendo que o processo de obtenção da prata 
metálica é realizado pelo aquecimento desse minério, que reage 
com o oxigênio, provocando a oxidação da prata.
A alternativa em que todas as afirmativas indicadas estão corretas é a:
a) I e II.
b) I e IV.
c) II e III.
d) III e IV.
e) I, II e IV.
08. (MACKENZIE 2017) Um estudante de química colocou, 
separadamente, barras de chumbo, níquel, ferro e cobre no interior 
de 4 béqueres, que continham solução aquosa de nitrato de estanho 
II de concentração 1 mol·L-1 a 25 ºC. As quatro possíveis reações de 
oxirredução, que ocorreriam espontaneamente, nos béqueres I, II, III e 
IV foram escritas abaixo:
I. 2 2(s) (aq) (aq) (s)Pb Sn Pb Sn
+ ++ → +
II. 2 2(s) (aq) (aq) (s)Ni Sn Ni Sn
+ ++ → +
III. 2 2(s) (aq) (aq) (s)Cu Sn Cu Sn
+ ++ → +
IV. 2 2(s) (aq) (aq) (s)Cu Sn Cu Sn
+ ++ → +
Dados:
2
(aq) (s)
2
(aq) (s)
2
(aq) (s)
Eº(Pb Pb ) 0,13 V
Eº(Sn Sn ) 0,14 V
Eº(Ni Ni ) 0,23 V
+
+
+
= −
= −
= −
2
(aq) (s)
2
(aq) (s)
Eº(Fe Fe ) 0,44 V
Eº(Cu Cu ) 0,34 V
+
+
= −
= +
De acordo com as informações acima, os béqueres em que ocorreram, 
espontaneamente, as reações de oxirredução foram:
a) I, II e IV, apenas.
b) II e III, apenas.
c) I, II e III, apenas.
d) I e II, apenas.
e) I e IV, apenas.
09. (ENEM 2017) 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.
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ELETROQUÍMICA I
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Considere as semirreações de redução e seus respectivos potenciais 
mostrados no quadro.
SEMIRREAÇÃO DE REDUÇÃO E0 (V)
4 3
(aq) (aq)Ce e Ce
+ − ++ → +1,61
2 3
2 7(aq) (aq) (aq) 2 ( )Cr O 14 H 6 e 2 Cr 7 H O
− + − ++ + → +

+1,33
2
(aq) (s)Ni 2 e Ni
+ −+ → -0,25
2
(aq) (s)Zn 2 e Zn
+ −+ → -0,76
Qual associação em série de pilhas fornece diferença de potencial, nas 
condições-padrão, suficiente para acender o LED azul?
a) 
b) 
c) 
d) 
e) 
10. (FUVEST 2018) Um método largamente aplicado para evitar a 
corrosão em estruturas de aço enterradas no solo, como tanques e 
dutos, é a proteção catódica com um metal de sacrifício. Esse método 
consiste em conectar a estrutura a ser protegida, por meio de um 
fio condutor, a uma barra de um metal diferente e mais facilmente 
oxidável, que, com o passar do tempo, vai sendo corroído até que seja 
necessária sua substituição.
Um experimento para identificar quais metais podem ser utilizados 
como metal de sacrifício consiste na adição de um pedaço de metal 
a diferentes soluções contendo sais de outros metais, conforme 
ilustrado, e cujos resultados são mostrados na tabela. O símbolo (+) 
indica que foi observada uma reação química e o (-) indica que não se 
observou qualquer reação química.
METAL X
SOLUÇÕES ESTANHO ALUMÍNIO FERRO ZINCO
SnCl2 + + +
AlCl3 - - -
FeCl3 - + +
ZnCl2 - + -
Da análise desses resultados, conclui-se que pode(m) ser utilizado(s) 
como metal(is) de sacrifício para tanques de aço:
Note e adote:
- o aço é uma liga metálica majoritariamente formada pelo elemento ferro.
a) Al e Zn.
b) somente Sn.
c) Al e Sn.
d) somente Al.
e) Sn e Zn.
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ELETROQUÍMICA I
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EXERCÍCIOS DE
COMBATE
01. Uma pilha de zinco e prata pode ser montada com eletrodos 
de zinco e prata e representada, segundo a União Internacional de 
Química Pura e Aplicada (IUPAC), pela notação:
Zn (s) / Zn2+(aq) (1 mol·L–1) // Ag+(aq) (1 mol·L–1) / Ag (s).
As equações que representam as semirreações de cada espécie 
e os respectivos potenciais padrão de redução (25 ºC e 1 atm) são 
apresentadas a seguir.
Ag+(aq) + e– → Ag0 E0red = + 0,80 V
Zn2+(aq) + 2e– → Zn0 E0red = - 0,76 V
Com base nas informações apresentadas são feitas as afirmativas abaixo.
I. No eletrodo de zinco ocorre o processo químico de oxidação.
II. O cátodo da pilha será o eletrodo de prata.
III. Ocorre o desgaste da placa de zinco devido ao processo químico 
de redução do zinco.
IV. O sentido espontâneo do processo será Zn+2 + 2 Ago → Zno + 2 Ag+
V. Entre os eletrodos de zinco e prata existe uma diferença de 
potencial padrão de 1,56 V.
Estão corretas apenas as afirmativas:
a) I e III.
b) II, III e IV.
c) I, II e V.
d) III, IV e V.
e) IV e V.
02. 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, está imersa uma placa de ferro 
em uma solução aquosa de sulfato de ferro (1 mol·L–1). Os dois metais, 
de dimensõesidênticas, estão unidos por um fio metálico.
Dados:
Potenciais padrão de redução (E0red) a 1 atm e 25 ºC.
Al3+ + 3e– → Al E0 = –1,66 V
Fe2+ + 2e– → Fe E0 = –0,44 V
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 padrão 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 Al2(SO4)3.
03. A energia liberada em uma reação de oxirredução espontânea 
pode ser usada para realizar trabalho elétrico. O dispositivo químico 
montado, pautado nesse conceito, é chamado de célula voltaica, 
célula galvânica ou pilha.
Uma pilha envolvendo alumínio e cobre, pode ser montada 
utilizando como eletrodos metais e soluções das respectivas espécies. 
As semirreações de redução dessas espécies estão mostradas a seguir:
Alumínio: Al3+ + 3e– → Al E0 = –1,66 V
Cobre: Cu2+(aq) + 2e– → Cu0 E0 = +0,34 V
Considerando todos os materiais necessários para a montagem de 
uma pilha de alumínio e cobre, nas condições-padrão (25 °C e 1 atm) 
ideal (desprezando-se qualquer efeito dissipativo) e as semirreações de 
redução fornecidas, a força eletromotriz (fem) dessa pilha montada e 
o agente redutor, respectivamente, são:
a) 2,10 V e o cobre.
b) 2,00 V e o alumínio.
c) 1,34 V e o cobre.
d) 1,32 V e o alumínio.
e) 1,00 V e o cobre.
04. Considere as semirreações com os seus respectivos potenciais-
padrão de redução dados nesta tabela:
PRATA Ag+(aq) + e– → Ag0 E0red = +0,80 V
COBRE Cu2+(aq) + 2e– → Cu0 E0red = +0,34 V
CHUMBO Pb2+(aq) + 2e– → Pb0 E0red = –0,13 V
NÍQUEL Ni2+(aq) + 2e– → Ni0 E0red = –0,24 V
ZINCO Zn2+(aq) + 2e– → Zn0 E0red = –0,76 V
MAGNÉSIO Mg2+(aq) + 2e– → Mg0 E0red = –2,37 V
Baseando-se nos dados fornecidos, são feitas as seguintes afirmações:
I. o melhor agente redutor apresentado na tabela é a prata;
II. a reação Zn2+(aq) + Cu0(s) → Zn0(s) + Cu2+(aq) não é espontânea;
III. pode-se estocar, por tempo indeterminado, uma solução de 
nitrato de níquel II, em um recipiente revestido de zinco, sem 
danificá-lo, pois não haverá reação entre a solução estocada e o 
revestimento de zinco do recipiente;
IV. a força eletromotriz de uma pilha eletroquímica formada por 
chumbo e magnésio é 2,24 V;
V. uma pilha eletroquímica montada com eletrodos de cobre e prata 
possui a equação global: 2 Ag+(aq) + Cu0(s) → 2 Ag0(s) + Cu2+(aq).
Das afirmações acima, estão corretas apenas:
a) I e II.
b) I, II e IV.
c) III e V.
d) II, IV e V.
e) I, III e V.
05. Pilhas a combustível do tipo AFC (Alkalyne Fuel Cell) são 
dispositivos leves e eficientes, projetados para missões espaciais como 
a Nave Americana Apollo. Operam em temperaturas de 70 a 140 °C, 
gerando voltagem de aproximadamente 0,9 V. Nessas células, um dos 
compartimentos é alimentado por hidrogênio gasoso e o outro por 
oxigênio gasoso.
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ELETROQUÍMICA I
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As semirreações que ocorrem são as seguintes:
No ânodo: 2H2(g) + 4OH
–(aq) → 4H2O(l) + 4e
–
No cátodo: O2(g) + H2O(l) + 4e
– → 4OH–(aq)
Com base nas informações acima, marque com V as afirmações 
verdadeiras e com F as falsas.
( ) Nessas pilhas o hidrogênio é o agente cooxidante.
( ) A reação global da pilha é representada por: 2H2(g) + O2(g) → 
2H2O(l)
( ) Nessas pilhas, os elétrons fluem do cátodo para o ânodo.
( ) A utilização de pilhas a combustível não gera emissões poluentes.
( ) Mudanças nos coeficientes estequiométricos das semirreações 
alteram valores dos potenciais eletroquímicos.
A sequência correta, de cima para baixo, é:
a) F – V – F – V – F
b) V – F – V – V – F
c) V – V – F – F – V
d) F – F – V – F – V
06. Numa pilha galvânica, um dos eletrodos é composto por uma 
placa de estanho imerso em uma solução 1,0 mol·L–1 de íons Sn2+ 
e o outro, composto por uma placa de lítio imerso em uma solução 
1,0 mol·L–1 de íons Li+, a 25 ºC.
Baseando-se nos potenciais-padrão de redução das semirreações a 
seguir, são feitas as seguintes afirmativas:
Sn2+(aq) + 2e- → Sn(s) E0red = –0,14 V
Li+(aq) + 1e- → Li(s) E0red = –3,04 V
I. O estanho cede elétrons para o lítio.
II. O eletrodo de estanho funciona como cátodo da pilha.
III. A reação global é representada pela equação: 2 Li0 (s)+ Sn2+ (aq) 
→ Sn0 (s) + 2 Li+ (aq)
IV. No eletrodo de estanho ocorre oxidação.
V. A diferença de potencial teórica da pilha é de 2,90 V, (∆E = +2,90V).
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.
07. 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.
08. Dados os seguintes potenciais de redução padrão, a 25 °C, em volts:
Al3+ + 3e- Al -1,660
-0,440Fe2e-+Fe2+
Ni2+ + 2e- Ni -0,250
-0,136Sn2e-+Sn2+
+0,337Cu2e-+Cu2+
Hg2++ 2e- Hg +0,789
Relativamente às afirmações a seguir:
I. Não se pode armazenar solução de CuSO4 em recipiente de ferro.
II. Não se pode usar agitador de níquel para uma solução de HgCl2.
III. Tubulações de alumínio são passíveis de corrosão em presença de 
sais de Cu2+.
IV. Na folha de flandres, se ocorrer risco na cobertura de estanho 
expondo o ferro, as condições de corrosão deste último se agravam.
São corretas:
a) I, II, III e IV.
b) Apenas I e II.
c) Apenas II e III.
d) Apenas I, III e IV.
e) Apenas II e IV.
09. A figura a seguir está representando um ciclo de transformações 
químicas do cobre.
Nesse ciclo, X, Y e Z correspondem, respectivamente, a:
Cu CuY2
CuSO4 Cu(OH)2
X
Z NaOH
H2SO4
SEMIRREAÇÃO E0 (VOLT)
Zn2+ + 2e– → Zn –0,76
Cu2+ + 2e– → Cu +0,34
Ag+ + e– → Ag +0,80
NO3
– + 4H+ +3e– → NO + 2H2O +0,96
Cl2 + 2e
– → 2Cl– +1,40
a) HNO3, NO3
– e Ag.
b) NO, NO3
– e Zn.
c) Cl2‚ Cl
– e Ag.
d) NO, NO3
– e Ag.
e) HNO3, NO3
–‚e Zn.
10. Uma espiral feita de cobre, de massa igual a 2,73 g, foi imersa 
em solução de nitrato de prata, AgNO3, sendo assim mantida por 
um período de 48 horas. A tabela a seguir contém as observações 
registradas após ter decorrido esse tempo
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ELETROQUÍMICA I
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SISTEMA ESTADO INICIAL
ESTADO FINAL 
(APÓS 48H)
Espiral de cobre
(cor característica do 
metal)
Massa da espiral = 
2,73g
Solução incolor de 
AgNo3
Espiral recoberta de 
prata; Massa de prata 
depositada = 2,56g
Massa da espiral após 
a remoção da prata = 
1,96g
Solução azul
Dados: Massas molares (g/mol): Ag – 108; Cu – 63
E0[Ag+(aq) → Ag(s)] = +0,80V
E0[Cu2+(aq) → Cu(s)] = +0,34V
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(s) → Cu2 + (aq) + 2e–.
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) IIe III.
e) I, III e IV.
 
GABARITO
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO
01. D
02. D
03. D
04. C
05. B
06. D
07. A
08. D
09. A
10. C
EXERCÍCIOS DE TREINAMENTO
01. C
02. A
03. B
04. E
05. A
06. B
07. C
08. B
09. C
10. A
EXERCÍCIOS DE COMBATE
01. C
02. B
03. B
04. D
05. A
06. E
07. C
08. A
09. E
10. E
ANOTAÇÕES