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Eletroquímica
A Eletroquímica é definida como sendo o estudo das reações de óxido-redução
que produzem ou são produzidas pela corrente elétrica, ou
A Eletroquímica é a parte da química que estuda o relacionamento entre a
corrente elétrica e as reações químicas. Os principais fatores estudados por ela
são:
 Produção de corrente elétrica, através de uma reação química: pilha.
 Ocorrência de uma reação química pela passagem da corrente elétrica: eletrólise.
pilha
Reação
Química
Energia
Elétrica
eletrólise
Nas pilhas e acumuladores ocorrem reações espontâneas que produzem corrente
elétrica; pelo contrário, nos processos de eletrólise será a corrente elétrica que irá
produzir uma reação química (não espontânea).
Para melhor entendermos a eletroquímica, vamos recordar alguns conceitos sobre
oxidação e redução.

Oxidação: acontece quando uma espécie química perde elétrons na
reação.
Ex: Zno → Zn2+ + 2e-.....(oxidação do Zn). → Nox do Zn aumentou de 0 a 2

Redução: acontece quando uma espécie química recebe elétrons na
reação.
Ex. Cu2+ + 2e- → Cuo....(redução do Cobre) → Nox do cobre diminuiu de 2 a 0

Reação de oxi-redução é aquela em que há transferência de elétrons, ou
seja, reação na qual ocorrem oxidação e redução simultânea. É também
chamada de reação redox. Ex. Zno + Cu2+ → Zn2+ + Cuo
A oxidação e redução são sempre simultâneas.
1
Exemplo:
O sódio se oxidou, pois perdeu um elétron (e é o redutor, pois reduziu o cloro),
seu Nox aumentou de zero para +1.
O cloro se reduziu, pois ganhou um elétron (e é o oxidante, pois oxidou o sódio),
seu Nox diminuiu de zero para -1.
Agente oxidante ou oxidante: é o elemento ou substância que provoca
oxidações (ele próprio se reduzindo) e tem o Nox diminuído.
Agente redutor ou redutor: é o elemento ou substância que provoca reduções
(ele próprio se oxidando) e tem o Nox aumentado.
Número de oxidação: para compostos iônicos, é a própria carga do íon, para
compostos moleculares, é a carga elétrica teórica que o átomo adquiriria se
houvesse quebra da ligação covalente, ficando os elétrons com o átomo mais
eletronegativo. A soma dos Nox de todos os átomos, numa molécula, é zero.
A
representação
esquemática
a
seguir
resume
esta
conceituação:
Redução
Nº de oxidação... -5 - 4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5...
Oxidação
Regras práticas para a determinação do número de oxidação:
 O Nox do hidrogênio é sempre +1 (exceto nos hidretos metálicos, como NaH,
CaH2 etc onde vale -1).
2
 O Nox do oxigênio é sempre -2 (exceto nos peróxidos, como H2O2, Na2O2, etc.,
nos quais vale -1).
 Os halogênios, em compostos binários, apresentam Nox igual a -1.
 Os metais alcalinos e alcalinos terrosos apresentam Nox fixo e invariável igual a
+1 e +2, respectivamente.
 O alumínio apresenta Nox igual a +3.
 A prata apresenta Nox igual a +1.
 Cádmio e zinco apresentam Nox igual a +2.
A Série da Reatividade Química
Analisando resultados experimentais verifica-se que existe uma determinada
ordem para que uma reação redox ocorra, isto é, não basta simplesmente juntar
duas espécies químicas: um metal e uma solução. A natureza impõe condições
para que haja reação entre um determinado par de metal/catíon.
Podemos dispor os metais em uma seqüência que indique a preferência em ceder
elétrons, ou, como é chamada, uma série de reatividade química.
Facilidade de oxidação
Au → Hg→ Ag→ As→ Cu→ H2 →Pb→ Sn → Ni → Fe → Cr → Zn → Al→ Mg →
Na → Ca → Ba → K
Um processo onde ocorrem reações de óxido-redução
Quando se coloca uma barra de cobre em uma solução aquosa de nitrato de prata
(AgNO3), nota-se que o cobre vai ficando recoberto por uma fina camada de prata
metálica: Ag0 e a solução que era incolor, vai ficando azulada devido a presença
de íons de cobre(Cu2+).
A reação do processo pode ser representada como:
Cu0(s) + 2 AgNO3(aq)  Cu(NO3)2(aq) + 2 Ag0(s)
Nesta reação tem-se:
 aumento do Nox do cobre de 0 a 2
3
 diminuição do Nox da prata, do AgNO3, de 1 a 0
 a conservação dos íons NO3-.
Na forma iônica, o processo pode ser representado por:
Cu0(s) + 2 Ag+ (aq)  Cu2+ (aq) + 2 Ag0(s)
O cobre sofreu oxidação de acordo com: Cu0  Cu2+ + 2e- (esta semi-reação
mostra que, para se oxidar, cada átomo de cobre perde 2 elétrons.
A prata sofre redução de acordo com: Ag+ + e-  Ag0 (esta semi-reação mostra
que, para se reduzir, cada íon de prata ganha 1 elétron.
Como é necessária a presença de íons Ag+ para que o cobre se oxide dizemos
que o agente oxidante é Ag+ e que o agente redutor (responsável pela redução do
íon Ag+) é o Cu0.
Em qualquer processo de óxido-redução o número de elétrons cedidos pelo
agente redutor deve ser igual ao número de elétrons recebido pelo agente
oxidante.
Semi-equação de oxidação: Cu0  Cu2+ + 2eSemi-equação de redução:
Equação global:
2Ag+ + 2e-  2Ag0
Cu0 + 2 Ag+  Cu2+ + 2 Ag0
Redutor: oxida-se  perde elétrons  aumenta Nox
Resumindo:
Oxidante: reduz-se  ganha elétrons  diminui Nox
Uma das mais úteis aplicações das reações de oxidação-redução é a produção de
energia elétrica a partir de uma célula eletroquímica
4
Pilhas
Pilha é qualquer dispositivo no qual uma reação de oxirredução espontânea
produz corrente elétrica. Uma pilha (ou célula eletroquímica ou célula voltaica ou
galvânica) é um gerador de corrente elétrica. A idéia geral de funcionamento das
pilhas elétricas é separar o oxidante do redutor, de tal modo que os elétrons sejam
cedidos pelo redutor ao oxidante, através de um fio condutor externo à pilha. É
a maneira de realizar essa tarefa, bem como as diferentes reações de oxi-redução
que são utilizadas, que dá origem aos vários tipos de pilhas elétricas. Em qualquer
pilha está acontecendo uma reação de óxido-redução espontânea (G < 0).
A primeira pilha foi criada em 1800, por Alessandro Volta, que utilizava
discos de cobre e zinco, separadas por algodão embebido em solução salina. Os
discos foram chamados de eletrodos, sendo que os elétrons saíam do zinco para
o cobre, fazendo uma pequena corrente fluir. Em 1836, John Frederick Daniell
construiu uma pilha com eletrodos de cobre e zinco, mas cada eletrodo ficava em
uma cela individual, o que aumentava a eficiência da pilha, pois ela possuía um
tubo que ligava as duas cubas, este tubo foi chamado de ponte salina. Esta pilha
ficou conhecida como pilha (ou célula eletroquímica) de Daniell. Essa pilha baseiase na seguinte reação de óxi-redução:
Zn0 + CuSO4 → ZnSO4 + Cu0
ou abreviadamente:
Zn0 + Cu2+ → Zn2+ + Cu0
A montagem esquemática da pilha de Daniell pode ser vista na figura 1 abaixo.
5
Meia célula de zinco(Zn0/Zn2+)
Meia célula de cobre(Cu2+/Cu0)
Figura 1: Montagem esquemática da pilha de Daniell
Ânodo é o eletrodo que emite elétrons para o circuito externo, ou seja, no qual há
oxidação (perda de elétrons). É o pólo negativo da pilha.
Cátodo é o eletrodo que recebe elétrons do circuito externo, ou seja, no qual há
redução (ganho de elétrons). É o pólo positivo da pilha.
Ponte salina: A ponte salina consiste num tudo de vidro que contém gelatina
saturada com um sal, como o KNO3, KCl, etc. A ponte salina serve para permitir o
escoamento de íons de uma semi-cela para outra. Na medida que a pilha vai
funcionando, verifica-se a tendência de se formar um excesso de íons Zn2+ no
eletrodo de zinco. No eletrodo de cobre há a tendência de ficar um excesso de
íons NO3-, pois ocorre reação de redução dos íons Cu2+. Esses excessos de carga
bloqueariam a pilha se não existisse a ponte salina, que permite o escoamento
dos íons em excesso.
Eletrodo: conjunto que compreende barra metálica e solução de seus íons.
6
Os elétrons saem do ânodo (pólo negativo) e entram no cátodo (pólo
positivo) da pilha.
Meia célula de Zinco → Zn tem tendência espontânea a perder elétrons:
Zn0 → Zn2+ + 2 e- ( semi-reação de oxidação): ANODO(-)
Meia célula de Cobre → Cu0 tem tendência espontânea a ganhar elétrons:
Cu2+ + 2 e- → Cu ( semi-reação de oxidação): CATODO(+)
Reação global da pilha: (soma das 2 semi-reações);
Zn0 → Zn2+ + 2 eCu2+ + 2 e- → Cu0
Zn0 + Cu2+ → Zn2+ + Cu0
O sinal // indica a ponte salina ou outro dispositivo para separar as soluções.
Representação, de pilhas, convencionada pela IUPAC:
Ânodo/Solução do ânodo//Solução do cátodo/Cátodo
Exemplo: Pilha de Daniell 
Zn0/ Zn2+// Cu2+/ Cu0 ou
Zn/Zn2+//Cu2+/Cu
Do eletrodo emissor para o eletrodo receptor de elétrons
Pilhas comerciais






Pilha seca comum (ou pilha de Leclanché)
Pilha alcalina comum
Pilha de mercúrio
Bateria de níquel-cádmio
Bateria de chumbo
Pilha de combustível
O termo bateria é usado para uma célula eletroquímica simples ou um grupo de
células eletroquímicas unidas. A bateria mais comum é a pilha seca, inventada por
George Leclanché em 1865.
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1. O conteúdo dessa célula é feita de zinco, o qual age como agente redutor. O
zinco também conduz elétrons e é, nesse caso, o terminal negativo da bateria.
2. O terminal positivo é um metal preso a um pedaço de grafite, um bom condutor
elétrico, o qual é cercado por uma pasta contendo cloreto de amônia e dióxido de
manganês como oxidante.
3. Os elétrons fluem da célula ao aparelho que queremos fazer funcionar, o zinco
é oxidado e os íons amônio do cloreto de amônia são reduzidos.
4. Os produtos da reação de oxidação - redução misturam-se na pasta dentro da
bateria, tornando impossível a recarga da bateria e a reversão da reação.
Baterias nas quais a energia química simplesmente é guardada chamam-se
baterias primárias. Nessas baterias os produtos de oxidação estão disponíveis
para misturarem – se aos produtos de reação; por causa dessa mistura a bateria
não pode ser recarregada. Muitas baterias usadas para rádios, brinquedos,
calculadoras, etc. são baterias primárias.
Outra bateria primária é a bateria alcalina. Pilhas alcalinas comuns secas são
semelhantes as pilhas de Leclanché, baseiam-se no mesmo esquema e,
praticamente, nas mesmas reações dessas pilhas secas comuns exceto que a
mistura de eletrólitos contém hidróxido de potássio , como base forte, e a área
superficial de zinco é aumentada.
A bateria de mercúrio é semelhante à bateria alcalina, no qual o eletrodo de zinco
é oxidado. O agente oxidante é o óxido de mercúrio. As baterias de mercúrio
nunca devem ser lançadas no fogo porque o mercúrio irá vaporizar e romper a
embalagem selada. A toxicidade do mercúrio implica que tais baterias
representam um problema ambiental se descartadas inadequadamente.
Baterias de lítio contêm um eletrodo de lítio como oxidante, algumas baterias de
lítio contém dióxido de manganês como oxidante, outras, como baterias de marca
passo, usam SO2Cl2.
Algumas baterias são construídas de forma que os produtos de oxidação –
redução permanecem separados durante a reação de descarga. Tais baterias
podem ser recarregadas e são chamadas baterias secundárias. Sob condições
favoráveis, baterias secundárias podem ser descarregadas e carregadas muitas
vezes, por causa disto baterias secundárias são utilizadas quando grandes
8
correntes elétricas são necessárias, como movimentar o motor de um automóvel,
ou quando a substituição é inconveniente, como em satélites em órbita.
Uma das baterias secundárias mais largamente conhecidas é a bateria de
chumbo, quando esta bateria é descarregada, chumbo metálico é oxidado a
sulfato de chumbo e dióxido de chumbo é reduzido a sulfato de chumbo.
A reação é:
Pb + PbO + 2 H2SO4
2 PbSO4 + 2 H2O + energia elétrica
O sulfato de chumbo formado em ambos eletrodos é um composto insolúvel, e
isso permanece na superfície da bateria ao invés de dissolver no ácido da bateria.
Porque esta reação é reversível, a bateria pode ser recarregada colocando-se
eletricidade nela.
Recarrega-se uma bateria de chumbo de carro enquanto se dirige. Um regulador
de voltagem percebe o rendimento a partir do alternador, e quando o alternador de
voltagem excede o da bateria, a bateria é carregada. Durante o ciclo de recarga
de algumas baterias de chumbo água é eletrolisada a hidrogênio e oxigênio:
2 H2O
2 H2 + O 2
Estas reações produzem uma mistura de hidrogênio e oxigênio na atmosfera um
pouco acima da bateria. Se esta mistura acidentalmente estiver próxima a uma
faísca, uma explosão acontecerá. Por este motivo é bom termos cuidados com
fogo (fósforos, isqueiros , cigarros ) quando trabalhamos com bateria .
A bateria de níquel - cádmio foi inventado por Edison em 1900, e é outra bateria
secundária muito comum, usado em rádios portáteis. As baterias de níquel cádmio
podem ser recarregadas porque os produtos de reação são hidróxidos insolúveis
que permanecem na superfície dos eletrodos.
Ao contrário das pilhas descritas anteriormente, que são dispositivos que
armazenam energia elétrica, as pilhas de combustível são dispositivos de
conversão de energia química em energia elétrica. A idéia, em linhas gerais é
simples: reações de combustão geram energia térmica que é transformada em
energia elétrica. A célula de combustível é baseada na reação de combustão entre
o hidrogênio e o oxigênio, produzindo água como único produto (não polui o
ambiente).
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O potencial de eletrodo: medida da diferença de potencial (DDP) ou força
eletromotriz (FEM) das pilhas
A diferença de potencial (ddp) ou tensão ou “voltagem” é uma medida da
capacidade de um gerador de impulsionar elétrons através de um circuito externo.
Os elétrons em movimento realizam algum tipo de trabalho útil e a ddp está
relacionada à capacidade de realização desse trabalho de natureza elétrica. A ddp
de uma pilha depende da intensidade de corrente elétrica que a percorre. Quanto
maior a intensidade de corrente, menor será a sua ddp. O instrumento usado para
medir a ddp de uma pilha é o voltímetro (a unidade de medida é o volt - V). Pilhas
montadas com semi-células diferentes fornecem diferentes “voltagens”. Mas, em
uma
mesma
pilha,
a
temperaturas
diferentes,
ou
com
variações
nas
concentrações das semi-células, também dará “voltagens” desiguais. A voltagem
de uma pilha depende, fundamentalmente:
 da natureza dos metais usados em cada semi-célula (ou seja, da natureza do
oxidante e do redutor);
 das concentrações das soluções empregadas;
 da temperatura de cada meia-célula. Então:
Consideram-se como condições-padrão de uma pilha;
 a concentração 1 mol. L-1 para as soluções;
 a temperatura de 25º C para toda a pilha.
Eletrodo padrão
Para efetuarmos qualquer medida devemos, antes de tudo, escolher um padrão e
uma unidade de medida. Para a medida do potencial de eletrodo foi escolhido
como padrão o eletrodo padrão (ou normal) de hidrogênio e como unidade de
medida, o volt (V).
Eletrodo padrão é aquele no qual as concentrações das substâncias em solução é
igual a 1 mol/L e a temperatura é de 25°C. No caso de um gás participar do
eletrodo, sua pressão deve ser igual a 1 atm.
Por convenção, o potencial padrão de eletrodo (E0) do hidrogênio é igual a zero
volt e o seu potencial padrão de redução é igual a zero volt:
10
2H+ + 2e


H2
E0red = 0 V (convenção)
A IUPAC eliminou o termo potencial de oxidação. Sempre deve ser usada a
expressão potencial de redução.
A medida do potencial padrão de redução de um dado eletrodo padrão é feita
medindo-se a ddp de uma pilha padrão na qual uma das semi-pilhas é um eletrodo
padrão de hidrogênio e a outra é o eletrodo padrão cujo E 0red se quer medir.
 Quanto maior for o E0red, mais fácil será a redução e mais forte será o oxidante.
 Quanto menor for o E0red, mais difícil será a redução e mais fraco será o
oxidante.
 Quanto maior for o E0red, mais difícil será a oxidação e mais fraco será o
redutor.
 Quanto menor for o E0red, mais fácil será a oxidação e mais forte será o
redutor.
fluxo de elétrons

reação espontânea (G < 0)
MENOR E0red
MAIOR E0red
fluxo de elétrons

reação não-espontânea (G > 0)
Tabela dos potenciais-padrão de eletrodo
A partir da montagem de pilhas nas quais uma das semi-células é a padrão de
hidrogênio e a outra é variável, foi possível determinar os potenciais padrão
correspondente a várias semi-celulas. Por exemplo:
I – Para o Zn0: eletrodo de Zn0/Zn2+  E0red = - 0,76 V
eletrodo padrão: H2/ H+  E0red = 0 V
O Zn0 tem menor
tendência a reduzir-se
 maior tendência a
oxidar-se
11
Então: Eletrodo de Zn0/Zn2+  E0red = - 0,76 V e E0oxid = + 0,76 V
II – Para o Cu0: eletrodo de Cu0/Cu2+  E0red = + 0,34 V
eletrodo padrão: H2/ H+  E0red = 0 V
O Cu0 tem menor
tendência a oxidar-se 
maior tendência a
reduzir-se
Então: Eletrodo de Cu0/Cu2+  E0red = + 0,34 V e E0oxid = - 0,34 V
E0red(V)
- 0,76
Zn0 ⇄ Zn2+ + 2 e-
E0oxid(V)
+ 0,76
0
H2(g) ⇄ 2 H+ + 2 e-
0
+ 0,34
Cu0 ⇄ Cu2+ + 2 e-
- 0,34
Semi-reação
Cálculo da ddp (ou fem) das pilhas
De acordo com essa tabela, podemos dizer que, espontaneamente, os elétrons
irão fluir das reações que estão “mais acima” para as estão ”mais abaixo” na
tabela. Desse modo podemos afirmar que:
“A ddp (∆E0) de uma pilha, em condições-padrão é a diferença entre o E0 do
oxidante (catodo) e o E0 do redutor (anodo)”.
Matematicamente:
∆E0 = E0oxid - E0red
Previsão da espontaneidade das reações de oxi-redução
Esta previsão segue o mesmo raciocínio feito anteriormente, para o cálculo da
diferença de potencial das pilhas.
“Todo elemento ou substância que está mais acima na tabela de potenciais de
oxidação age como redutor (e sofre oxidação) em relação aos que estão mais
abaixo (que agem como oxidantes e, nesse caso, sofrendo reduções)”. E:
∆E0 > 0  Reação espontânea
∆E0 < 0  Reação não espontânea
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EXERCÍCIOS
1) Construa o esquema de uma pilha com parede porosa, cujos pólos são: uma barra de
estanho mergulhada em solução de estanho (II) e uma barra de prata mergulhada em
solução de nitrato de prata. Em seguida, determine:
a) O sentido da corrente eletrônica;
Resp: Do Sn0 para o Ag0, pelo circuito externo
b) Os pólos positivos e negativos;
Resp:Ag/Ag+(positivo) e Sn0/Sn2+(negativo; fonte de elétrons)
c) As semi-reações, o eletrodo e o anodo;
Resp: Sno  Sn2+ + 2e-(anodo; oxidação)
2Ag+ + 2e-  2Ag0(catodo; redução)
d) As equações finais da pilha nas formas iônica e molecular;
Resp: Sno(s) + 2Ag+(aq)  Sn2+(aq) + 2Ag0(s) (iônica)
Sno + 2AgNO3  Sn(NO3)2 + 2Ag0 (molecular)
e) O oxidante e o redutor.
Resp: Oxidante: cátion prata Ag+ (sofre redução); agente oxidante: AgNO3
Redutor: átomo de estanho, Sno (sofre oxidação); agente redutor: metal estanho.
2) Na pilha eletroquímica sempre ocorre:
a) Oxidação no catodo.
b) Movimento de elétrons no interior da solução eletrolítica.
c) Reação com diminuição de calor.
d) Passagem de elétrons, no circuito externo, do anodo para o catodo.
e) Reação de neutralização.
(Resp: Letra d)
3) Dentre as espécies químicas, representadas abaixo através de semi-equações:
Na+ + e-  Nao
Cu+ + e-  Cuo
½ Cl2 + e-  Cl-
Eoredução = -2,7V
Eoredução = +0,5V
Eoredução = +1,4V
qual é a mais oxidante?
Resp:Letra e(Cl2)
Obs: A espécie química que possui maior potencial de redução apresenta menor potencial
de oxidação e vice-versa.
4) Considere os seguintes potenciais-padrão (E0) de redução de eletrodos:
Zn2+ + 2e-  Zn
Cr3+ + 3e-  Cr
E0 = - 0,76 V
E0 = - 0,71 V
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H+ + e-  ½ H2
Cu2+ + 2e-  Cu
E0 = 0,00 V
E0 = + 0,35 V
Podemos afirmar que a pilha de maior potencial seria aquela estabelecida entre: .......... e
............
(Resp: Zn e Cu)
5) São dados os potenciais de redução das semi-equações seguintes:
Semi-equações
Fe3+ + e-  Fe2+
Cl2 + 2e-  2 Cl-
E0 (V)
+0,77
+1,36
Determine:
a) Os pólos positivo e negativo da pilha formada pelos eletrodos químicos Fe3+ │ Fe2+ e
Cl2 │ Cl-;
Resp: Positivo: Cl2 │Cl-; negativo: Fe3+ │ Fe2+.
b) As semi-equações de oxidação e redução da pilha;
Resp: Oxidação: Fe2+ Fe3+ + e- ; redução: Cl2 + 2e-  2 Clc) A equação iônica da pilha;
Resp: Cl2(g) + 2Fe3+(aq)  2 Fe2+(aq) + 2 Cl-(aq)
d) Os agentes oxidante e redutor;
Resp: Agente oxidante: gás cloro, Cl2; agente redutor: cátion ferro (II), Fe2+
e) O potencial da pilha.
Resp: E = 0,59 V
6) Considere as seguintes semi-reações e os respectivos potenciais normais de redução (Eo):
Ni2+ + 2e-  Nio ............ Eo = - 0,25V
Au3+ + 3e-  Auo ............ Eo = +1,50V
Qual o potencial da pilha formada pela junção dessas duas semi-reações?
(Resp: E = 1,75V)
7) A reação que ocorre em uma pilha é representada pela seguinte equação:
Mno + Cu2+  Mn2+ + Cuo
Sabendo-se que o potencial de oxido-redução do manganês é igual a +1,05 volts e o do
cobre é igual a – 0,35 volts e admitindo que a concentração dos íons é unitária, qual será a
voltagem da pilha? (Resp: E = 1,40V)
8) Formando-se a pilha Ago/Ag+//Zn2+/Zno, com eletrodos normais de prata e de zinco,
assinale a alternativa falsa:
Dados: Potenciais normais de eletrodo
Ag+ + 1e-  Ago ...... Eo = + 0,763V
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Zn2+ + 2e-  Zno ..... Eo = - 0,779V
a) O eletrodo de zinco sofre oxidação.
b) O eletrodo de prata sofre redução.
c) O eletrodo de zinco apresenta caráter anódico (sofre corrosão).
d) A diferença de potencial (ddp) teórica inicial será de 0,036V.
e) O fluxo de elétrons será do eletrodo de zinco para o eletrodo de prata.
(Resp: letra d)
9) São dados os seguintes potenciais-padrão de eletrodos:
E0 (V)
+0,36
0,00
-0,14
Semi-equações
Cu2+ + 2e-  Cu
H+ + 1e-  1/2 H2
Sn2+ + 2e-  Sn
Por que uma mistura dos metais Cu e Sn reage com ácido clorídrico desprendendo gás
hidrogênio? Qual dos dois metais é responsável pela reação?
Resp: O elemento que sofre redução nas duas equações é o hidrogênio(0  1)
(Sn + 2 HCl  SnCl2 + H2 e Cu + 2 HCl  CuCl2 + H2)
Mas isso só pode ocorrer se seu potencial for maior , e é o que ocorre em relação a Sn2+.
Logo, o H+ só pode receber e- do Sno, não podendo receber do Cuo. Assim, só a primeira
reação é espontânea e o estanho é o responsável pela reação de formação do gás
hidrogênio.
10) Esquematize uma pilha formada pelas semi-células dadas abaixo, indicando: a) Pólo
positivo e negativo; b) Catodo e anodo;
c) Sentido dos elétrons no fio que liga os pólos;
d) Força eletromotriz da pilha em condições padrões;
e) Equações de oxidação, redução e global da pilha.
I) Mg, Mg2+/Au, Au3+
II) Zn, Zn2+/Pb, Pb2+
III) Cu, Cu2+/Ag, Ag+
a,b)Pólo positivo(catodo)
Au
Pólo negativo(anodo)
Mg
Pólo positivo(catodo) Pólo positivo(catodo)
Pb
Ag
Pólo negativo(anodo) Pólo negativo(anodo)
Zn
Cu
c)Do Mg para o Au
Do Zn para o Pb
Do Cu para a Ag
d)E = 3,87 V
E = 0,63 V
E = 0,46 V
e)Mg  Mg2+ + 2e(Oxidação)
Au3+ + 3e- Au
(Redução)
Zn  Zn2+ + 2e(Oxidação)
Pb2+ + 2e-  Pb
(Redução)
Cu  Cu2+ + 2e(Oxidação)
+
Ag + e-  Ag
(Redução)
I)
II)
III)
3Mg + 2 Au3+ 3 Mg2+ + 2 Au (Global)
Zn + Pb2+ Zn2+ + Pb0 (Global)
Cu +2Ag+ Cu2+ + 2 Ag0 (Global)
15
12) Objetos de ferro ou aço podem ser protegidos da corrosão por 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.
Quantos e quais itens são corretos? (Resp: 2 itens estão corretos: I eII)
13)
Considere a pilha a seguir representada e formada por lâminas de zinco e
solução aquosa de sulfato de zinco e lâmina de cobre e solução de sulfato de
cobre.
Dados:
Zn+2 + 2e-  Zn..........Eo = - 0,76V
Cu+2 + 2e- Cu..........Eo = + 0,34V
É correto afirmar que, na pilha:
a) não ocorrem reações de oxirredução.
b) íons Cu+2 sofrem redução.
(Resp: letra b)
c) pelo fio condutor circulam íons.
d) a ponte salina permite a passagem de elétrons.
e) íons Zn+2 sofrem oxidação.
14) É dada a sucessão Mg, Al, Cr, Fe, em que qualquer metal da esquerda pode ceder
elétrons para os cátions de qualquer metal mais à direita. Considere a seguinte pilha: Mg,
Mg+2 (1M)/Fe+2, Fe (1M); onde os sais são sempre sulfatos.
Sobre ela é correto afirmar que:
a) A solução de Mg+2 irá se concentrar.
(Resp: letra a)
b) O magnésio é o agente oxidante.
c) A chapa de magnésio atua como eletrodo positivo (cátodo).
d) O eletrodo de ferro será gasto.
e) A chapa de ferro atua como eletrodo negativo (ânodo).
15) Dados os potenciais de redução:
Li+ + 1e-  Lio .......... Eo = - 3,05V
Mg+2 + 2e-  Mgo .......Eo = - 2,37V
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Zn+2 + 2e-  Zno......... Eo = - 0,76V
Fe+2 + 2e-  Feo ......... Eo = - 0,44V
Ni+2 + 2e-  Nio ......... Eo = - 0,25V
Cu+2 + 2e- Cuo …......Eo = + 0,34V
Conclui-se que, para armazenar uma solução de NiSO4 , o recipiente pode ser internamente
revestido de:………….Explique sua resposta.
(Resp: Cobre pois é o único metal que possui potencial de oxidação menor que o do
níquel)
16) A reação espontânea que ocorre numa célula eletroquímica, nas condições–padrão é:
CuSO4 (aq) + Fe(s)
FeSO4 (aq) +Cu (s)
Esta reação indica que:
a) O eletrodo Fe(s)/Fe+2(aq) é o cátodo da célula.
b) O eletrodo Cu2+ (aq)/Cu(s) é o ânodo da célula.
c) O metal ferro é oxidado.
(Resp: letra c)
d) O CuSO4 é o agente redutor.
e) O metal cobre é reduzido.
17) Numa pilha Cu0/Cu2+// Ag+/Ag0, os metais estão mergulhados em soluções aquosas 1M
de seus sulfatos, a 250C. Responda as questões, consultando a tabela de potenciais.
a) Equacione a semi-reação de oxidação.
b) Equacione a semi-reação de redução.
c) Escreva a equação global da pilha.
d) Qual o sentido do fluxo de elétrons?
e) Qual é o oxidante? Qual é o redutor?
f) Qual a fem da pilha?
18) Calcule o Eo global das reações verificando sua espontaneidade:
a) 2 Al(s) + 3 Sn2+ 2 Al3+ + 3 Sno
b) 2 Br- + I2(s)  2 I- + Br2(l)
Resp: a) Eo = 1,81 V e espontânea; b) Eo = -0,545 V e não espontânea
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