O documento discute conceitos fundamentais de eletroquímica, como pilhas e células eletroquímicas, reações de oxidação e redução, e a pilha de Daniell. Explica como a pilha de Daniell funciona através de reações redox entre zinco e cobre, gerando corrente elétrica. Fornece também informações sobre diferença de potencial e diagramas de pilhas.

1. Disciplina: Química
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Projeto desenvolvido pelo Instituto Atitude Social (INSAS). E-mail: insas@yahoo.com.br
A união de atitudes determinando trabalhos sociais.
VESTIBULAR 2016
Prof. Elio Ferreira
H26 – Avaliar implicações sociais, ambientais e/ou
econômicas na produção ou no consumo de recursos
energéticos ou minerais, identificando transformações
químicas ou de energia envolvidas nesses processos.
O que é corrente elétrica?
Hoje sabemos que é um fluxo (isto é, um movimento
ordenado) de elétrons que transitam pelo fio, e que esse
fluxo pode realizar trabalho, como acender uma lâmpada,
movimentar um moto, etc.
Podemos produzir energia elétrica de dois modos
distintos:
 Pelos geradores elétricos (dinâmicas e
alternadores), que transformam energia mecânica
em energia elétrica;
 Pelas pilhas e baterias, que transformam energia
química em energia elétrica.
Pilhas ou Células Eletroquímicas
Podemos conceituar pilha como dispositivo constituído
de dois compartimentos interligados, os quais ocorre uma
reação de oxirredução entre eles.
As reações de oxirredução pode ser utilizada para gerar
eletricidade através de uma pilha.
Reatividade de Metais
Os metais sofrem oxidação com muita facilidade,
enquanto que seus cátions se reduzem com muita
facilidade:
Oxidação Redução
Zn(s) → Zn(aq)
2+
+ 2e−
Cu(s) → Cu(aq)
2+
+ 2e−
Zn(aq)
2+
+ 2e−
→ Zn(s)
Cu(aq)
2+
+ 2e−
→ Cu(s)
Quando colocamos um metal X na forma de substância
simples em contato com um cátion Y haverá uma
transferência espontânea de elétrons. Poderíamos citar
como exemplo a reação entre Zn(s) e o íon Cu2+, descrita
abaixo:
Zn(s) + Cu(aq)
2+
→ Zn(aq)
2+
+ Cu(s)
 Dizemos que um metal é mais reativo que outro,
quando maior for sua tendência de doar elétrons, isto
é, se oxidar.
A pilha de Daniell
Em 1836 o químico e meteorologista inglês John
Frederic Daniell (1740 – 1845) criou uma pilha construída
de soluções de sais e metais.
A pilha de Daniell funciona a partir de dois eletrodos
(semicélula) interligados. Cada eletrodo é um sistema
constituído por um metal (eletrodo) imerso em uma
solução aquosa (eletrólito) de um sal formado pelos
cátions desse metal. Os dois eletrodos são ligados por
uma ponte salina, que é um tubo conector que contém
KNO3 (por exemplo) em gel, que permite o transportes
de íons de um compartimento a outro para neutralizar o
excesso de carga positiva e negativa.
Reações de Oxidação e Redução na Pilha
Os processos que ocorrem em cada semicélula podem
ser representados da seguinte maneira:
1) Ânodo » É o pólo negativo da pilha, onde ocorre o
fenômeno da oxidação, ou seja, a saída de elétrons. No
exemplo dado, o ânodo seria a semicélula de zinco:
2) Cátodo » É o pólo positivo da pilha, onde ocorre o
fenômeno da redução, ou seja, a chegada de elétrons. No
exemplo dado, o ânodo seria a semicélula de cobre:
É o estudo das reações químicas que produzem
corrente elétrica ou são produzidas pela corrente
elétrica.
ELETROQUIÍMICA
Transformações Químicas e Energia
PILHAS OU CÉLULAS ELETROQUÍMICA
Zn(s) → Zn(aq)
2+
+ 2e−
Exemplo:
Reação geral de oxidação do
ânodo:
Red1 ⇄ Ox1 + n1e-
Reação geral de redução do
cátodo
Ox2 + n2e- ⇄ Red2
Cu(aq)
2+
+ 2e−
→ Cu(s)
Exemplo:

2. CHIMIE
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A união de atitudes determinando trabalhos sociais.
No ânodo, o processo de oxidação libera elétrons dos
átomos de zinco, transformando-os em íons zinco que
ficaram na solução desgastando com isso a placa de zinco,
os elétrons seguiram pelo fio condutor até o cátodo, onde
a placa de cobre receberá os elétrons os quais serão
capturados pelos íons cobre que irão se transformam em
cobre sólido:
Durante o funcionamento da pilha a solução de sulfato
de zinco (ZnSO4) estará cada vez mais concentrada de
Zn2+, enquanto que a solução de sulfato de cobre
(CuSO4) estará cada vez negativa (excesso de SO4
2−
) o
desequilíbrio de cargas/concentração é resolvido ao se
adicionar uma ponte salina ao sistema, a qual restabelecerá
o equilíbrio de cargas nas soluções dos eletrodos.
Equação Global da Pilha de Daniell
Red1 ⇄ Ox1 + n1e-
Ox2 + n2e- ⇄ Red2
n2Red1+ n1Ox2 ⇄ n2Ox1 + n1Red2
Considerando a pilha de Zinco e Cu teríamos como
equação global:
Diagrama da Pilha
A pilha eletroquímica é representada por um diagrama
que mostra a forma oxidada e a forma reduzida das
substâncias:
Metal que
Sofre
oxidação
Cátion que
se forma
Cátion que
sofre
redução
Metal que
se forma
Vemos que:
 Os eletrodos metálicos são colocados do lado externo;
 As espécies solúveis são colocadas no centro;
 O limite de uma fase é indicado por uma barra vertical
sólida.
Para o exemplo dado, a expressão seria:
Diferença de Potencial (ddp)
ou Força Eletromotriz (FEM)
Pode-se definir potencial de uma pilha como sendo a
facilidade com que ocorre a transferência de elétrons de
um eletrodo para outro. Esse valor está relacionado à
tendência de oxidação do agente redutor ou a redução do
agente oxidante.
A diferença de potencial (ddp) representa a “pressão”
que move os elétrons através do fio condutor, ela é
medida em volts. Calculamos a ddp de uma pilha com
base nos potenciais padrões dos metais envolvidos:
Semirreação Potencial
(em Volts, V)
𝐋𝐢(𝐚𝐪)
+
+ 𝐞−
⇄ 𝐋𝐢(𝐬) - 3,05
𝐊(𝐚𝐪)
+
+ 𝐞−
⇄ 𝐊(𝐬) -2,93
𝐒𝐫(𝐚𝐪)
𝟐+
+ 𝟐𝐞−
⇄ 𝐒𝐫(𝐬) -2,89
𝐂𝐚(𝐚𝐪)
𝟐+
+ 𝟐𝐞−
⇄ 𝐂𝐚(𝐬) -2,87
𝐍𝐚(𝐚𝐪)
+
+ 𝐞−
⇄ 𝐍𝐚(𝐬) -2,71
𝐌𝐠(𝐚𝐪)
𝟐+
+ 𝟐𝐞−
⇄ 𝐌𝐠(𝐬) -2,37
𝐀𝐥(𝐚𝐪)
𝟑+
+ +𝟑𝐞−
⇄ 𝐀𝐥(𝐬) -1,66
𝐌𝐧(𝐚𝐪)
𝟐+
+ 𝟐𝐞−
⇄ 𝐌𝐧(𝐬) -1,18
𝐙𝐧(𝐚𝐪)
𝟐+
+ 𝟐𝐞−
⇄ 𝐙𝐧(𝐬) -0,76
𝐂𝐫(𝐚𝐪)
𝟑+
+ +𝟑𝐞−
⇄ 𝐂𝐫(𝐬) -0,74
𝐅𝐞(𝐚𝐪)
𝟐+
+ 𝟐𝐞−
⇄ 𝐅𝐞(𝐬) -0,44
𝐒𝐧(𝐚𝐪)
𝟐+
+ 𝟐𝐞−
⇄ 𝐒𝐧(𝐬) -0,14
𝐏𝐛(𝐚𝐪)
𝟐+
+ 𝟐𝐞−
⇄ 𝐏𝐛(𝐬) -0,13
𝟐𝐇 𝟑 𝐎(𝐚𝐪)
+
+ 𝟐𝐞−
⇄ 𝐇 𝟐(𝐠)
+ 𝟐𝐇 𝟐 𝐎(𝐥)
0,00
𝐒𝐧(𝐚𝐪)
𝟒+
+ 𝟐𝐞−
⇄ 𝐒𝐧(𝐚𝐪)
𝟐+ +0,13
𝐂𝐮(𝐚𝐪)
𝟐+
+ 𝐞−
⇄ 𝐂𝐮(𝐚𝐪)
+ +0,15
𝐂𝐮(𝐚𝐪)
𝟐+
+ 𝟐𝐞−
⇄ 𝐂𝐮(𝐬) +0,34
𝐌𝐧𝐎 𝟒(𝐚𝐪)
−
+ 𝟐𝐇 𝟐 𝐎(𝐥) + 𝟑𝐞−
⇄ 𝐌𝐧𝐎 𝟐(𝐠)
+ 𝟒𝐎𝐇(𝐚𝐪)
−
+0,59
𝐅𝐞(𝐚𝐪)
𝟑+
+ 𝐞−
⇄ 𝐅𝐞(𝐚𝐪)
𝟐+
+ +0,77
𝐀𝐠(𝐚𝐪)
+
+ 𝐞−
⇄ 𝐀𝐠(𝐬) +0,80
𝐂𝐫𝟐 𝐎 𝟕(𝐚𝐪)
−
+ 𝟏𝟒𝐇 𝟑 𝐎(𝐚𝐪)
+
+ 𝟔𝐞−
⇄ 𝐂𝐫(𝐚𝐪)
𝟑+
+ 𝟐𝟏𝐇 𝟐 𝐎(𝐥)
+1,33
𝐀𝐮(𝐚𝐪)
𝟑+
+ +𝟑𝐞−
⇄ 𝐀𝐮(𝐬) +1,50
𝐌𝐧𝐎 𝟒(𝐚𝐪)
−
+ 𝟖𝐇 𝟑 𝐎(𝐚𝐪)
+
+ 𝟓𝐞−
⇄ 𝐌𝐧(𝐚𝐪)
𝟐+
+ 𝟏𝟐𝐇 𝟐 𝐎(𝐚𝐪)
+1,52
𝐏𝐛𝐎 𝟐(𝐠) + 𝐒𝐎 𝟒(𝐚𝐪)
−
+ 𝟒𝐇 𝟑 𝐎(𝐚𝐪)
+
+ 𝟑𝐞−
⇄ 𝐏𝐛𝐒𝐎 𝟒(𝐠)
+ 𝟔𝐇 𝟐 𝐎(𝐚𝐪)
+1,70

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De posse desses valores experimentais, podemos
calcular a força eletromotriz ou diferença de potencial
(ddp) da pilha através da formula abaixo:
∆E0
= Emaior
0
− Emenor
0
VAMOS RESOLVER
Calcule a ddp da pilha de Zn | Zn2+
|| Cu2+
| Cu, com base
nos potenciais de redução do Zn e do Cu dado abaixo:
EZn2+/Zn
0
= −0,76
ECu2+/Cu
0
= −0,34
 Como a pilha só é formada a partir de reações
espontâneas, isto é, reações onde o sentido de fluxo
de elétrons é do eletrodo mais reativo (menor
potencial de redução) para o menos reativo (maior
potencial de redução), a ddp dará como resultado
um número positivo, se, o caso contrário ocorrer, isto
é, se o resultado for um número negativo, isso revela
que a reação não é espontânea.
PRÁTIQUE SUAS HABILIDADES
01. (ENEM/2012) O boato de que os lacres das latas de
alumínio teriam um alto valor comercial levou pessoas a
juntarem esse material na expectativa de ganhar dinheiro
com sua venda. As empresas fabricantes de alumínio
esclarecem que isso não passa de uma “lenda urbana”,
pois ao retirar o anel da lata, dificulta-se a reciclagem do
alumínio. Como a liga do qual do qual é feito o anel
contém alto teor de magnésio, se ele não estiver junto
com a lata, fica mais fácil ocorrer à oxidação do alumínio
no forno. A tabela apresenta semirreações e os valores de
potencial padrão de redução de alguns materiais:
Semirreação Potencial Padrão de
Redução (V)
𝐋𝐢+
+ 𝐞−
→ 𝐋𝐢 - 3,05
𝐊+
+ 𝐞−
→ 𝐊 - 2,93
𝐌𝐠 𝟐+
+ 𝟐𝐞−
→ 𝐌𝐠 - 2,36
𝐀𝐥 𝟑+
+ 𝟑𝐞−
→ 𝐀𝐥 -1,66
𝐙𝐧+
+ 𝐞−
→ 𝐙𝐧 -0,76
𝐂𝐮 𝟐+
+ 𝟐𝐞−
→ 𝐂𝐮 +0,34
Disponível em: www.sucatas.com.Acesso em: 28 fev. 2012 (adaptado)
Com base no texto e na tabela, que metais poderiam
entrar na composição do anel das latas com a mesma
função do magnésio, ou seja, proteger o alumínio da
oxidação dos fornos e não deixar diminuir o
rendimento da sua reciclagem?
a) Somente o lítio, pois ele possui o menor potencial de
redução.
b) Somente o cobre, pois possui o maior potencial de
redução.
c) Somente o potássio, pois ele possui potencial de
redução mais próximo do magnésio.
d) Somente o cobre e o zinco, pois eles sofrem oxidação
mais facilmente que o alumínio.
e) Somente o lítio e o potássio, pois seus potenciais de
redução são menores do que o do alumínio.
02. (ENEM/2009) Para que apresente condutividade
elétrica adequada a muitas aplicações, o cobre bruto
obtido por métodos térmicos é purificado
eletronicamente. Nesse processo, o cobre bruto
impuro constitui o ânodo da célula, que está imerso
em uma solução a CuSO4. Á medida que o cobre
impuro é oxidado no ânodo, íons Cu2+ da solução
depositados na forma pura no cátodo. Quando às
impurezas metálicas, algumas são oxidadas,
passando à solução, enquanto outras simplesmente
se desprendem do ânodo e se sedimentam abaixo
dele. As impurezas sedimentadas são posteriormente
processadas, e sua comercialização gera receita que
ajuda a cobrir os custos do processo. A série
eletroquímica a seguir lista o cobre e alguns metais
presentes como impurezas no cobre bruto de acordo
com suas forças redutoras relativas.
Ouro
Platina
Prata
Cobre Força Redutora
Chumbo
Níquel
Zinco
Entre as impurezas metálicas que constam na série
apresentada, as que sedimentam abaixo do ânodo de
cobre são:
a) Au, Pt, Ag, Zn, Ni e Pb.
b) Au, Pt e Ag. c) Zn, Ni e Pb.
d) Au e Zn. e) Ag e Pb.
02. "(...) A função das pilhas ou células combustíveis é
gerar a corrente elétrica que faz, por exemplo, o motor
de um veículo funcionar. O tipo de célula que vem
sendo mais desenvolvido é o da Membrana de Troca de
Prótons (PEM). Trata-se de um conjunto de placas
metálicas, geralmente feitas de platina, que recebe os
gases e estimula (através de processos físicos e
eletroquímicos) a transformação de suas moléculas. Nas
células, são inseridos de um lado o hidrogênio (H‚), que
possui dois átomos, e de outro o oxigênio (O‚), também
com dois átomos". ("O Globo" / 2001)
Uma pilha de combustível é um dispositivo
eletroquímico de conversão de energia química em
eletricidade. As reações envolvidas na reportagem
acima estão descritas a seguir:
2H2(g) + 4OH(aq)
−
→ 4H2O(l) + 4e−
O2(g) + 2H2O(l) + 4e−
→ 4OH(aq)
−
A partir das reações apresentadas, conclui-se que o:
a) oxigênio sofre oxidação no cátodo do sistema.
b) hidrogênio sofre oxidação no ânodo do sistema.
c) hidrogênio sofre oxidação no cátodo do sistema.
d) hidrogênio sofre redução no ânodo do sistema.
e) oxigênio sofre redução no ânodo do sistema.