1. Potencial das pilhas
elétrons escoam do anodo  catodo
corrente elétrica
Força eletromotriz (f.e.m):
É a força com que os elétrons se movem, medida em volts (V)
A f.e.m de qualquer pilha depende da:
 Natureza das reações químicas
 Concentração das espécies
 Temperatura
Potencial da pilha = f.e.m = 
f.e.m  espontaneidade da reação

2. Como f.e.m depende da concentração das espécies
Define-se: potencial padrão de pilha o
Condições:
Concentração = 1 M para todas as espécies
Pressão = 1 atm para todos os gases
Para sólidos a sua forma mais estável a 25º C
T = 25º C para a pilha
Obedecidas as condições  o

3. QUAL A ORIGEM DO POTENCIAL DA PILHA?
Zn2+ + 2e-  Zn (m)
Cu2+ + 2e-  Cu (m)
Semi-reações de redução

4. Ganha a competição o que tiver maior tendência a
atrair elétrons (maior potencial de redução)
O perdedor é oxidado!!!!
Potencial da pilha = diferença entre os potenciais de redução
 pilha = Cu - Zn
Padrão: o Zn/Cu = oCu - oZn

5. Medida do potencial padrão de uma semi-pilha
Experimentalmente só é possível medir o potencial total da pilha.
A diferença entre os potencias das semi-pilhas!
Semi-pilha padrão:
H2 (g) (P = 1atm) o = 0,000 V
2H+ (aq) + 2e- H2 (g)

6. Exemplos de o

7. ESPONTANEIDADE DAS REAÇÕES DE OXIREDUÇÃO
Critério de espontaneidade para reações químicas:
G = -max
Trabalho máximo da pilha: elt = I2Rt
Corrente = potencial/resistência = /R
Para um pilha  passagem de n mole de e- :
No = número de Avogadro = 6,02 x 1023
eo = carga do elétron

8. G = - max G = -  el max = - n F 

9. Conclusões
Reação de oxiredução espontânea para  positivo
o sentido da passagem do e- numa pilha é o que produz
pilha = +
nas condições padrão
Go = - n ƒ o

10. Exemplos de cálculo de 
Zn2+ + 2e-  Zn (s)  = - 0,76 V
Cr3+ + 3e-  Cr (s)  = - 0,74 V
Reação espontânea: G=- portanto  = +
 pilha = Cr - Zn = -0,74 – (-0,76) = 0,02 V
Reação:
Zn (s)  Zn2+ + 2e- x3
Cr3+ + 3e-  Cr (s) x2
3Zn(s) + 2Cr3+  Cr(s) + 3Zn
2+  = + 0,02 V

11. Verifique se a reação abaixo é espontânea:
Fe2+(aq) + Ni (s)  Fe (s) + Ni2+ (aq)
Fe2+ (aq) + 2e- Fe (s) o = -0,44 V
Ni2+ (aq) + 2e- Ni (s) o = -0,25 V
R = -0,44 + 0,25 = - 0,19
 = negativo   G = +
Portanto a reação é espontânea no sentido contrário!!!
Ni2+(aq) + Fe (s)  Ni (s) + Fe2+(aq)

12. Potencial de pilha e concentração
Caso geral:
e
Eq. De Nernst

13. Potencial de pilha e equilíbrio
Relação entre G e   conhecida
Em um equilíbrio.... =0

14. DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO TERMODINÂMICO
 Go = positivo não é espontânea!!!!
Se está em condições padrão:

15. Aplicação da equação de Nernst às pilhas
1) Pilha de concentração
a) Diluição Ag(m)Ag+(aq, 10-3 M), Ag+(aq,10-2 M) Ag(m)
 = ?
= 0

16. b) Expansão gasosa
Pt(m)H2(g, P=10 atm) H+(aq, 1 M) H+(aq,1 M) H2 (g, P=1 atm)Pt(m)
 = ? H2 (g, P=10atm)  H2 (g, P=1atm)

17. 2) Pilha de precipitação
Ag(m)Ag+(aq, Kps M), Cl- (1 M) Ag+(1 M) Ag(m)
 = ?
Ag(m) + Cl- (aq)  Ag Cl + e- (ANODO)
Ag+ + e-  Ag (m) (CATODO)
Ag+ (aq) + Cl- (aq)  AgCl (s) (PILHA)

18. 3) Neutralização
Pt(m)H2(g, P=1 atm) OH-(aq, 1 M) H+(aq,1 M) H2 (g, P=1 atm)Pt(m)
Está nas condições padrão  

19. Pt(m)H2(g, P=1 atm) OH-(aq, 2 M) H+(aq,1 M) H2 (g, P=1 atm)Pt(m)
 = ?

20. 4) Pilha redox
Pt(s)Cl2(g, P=1 atm) Cl-(aq, 10-2 M) Fe2+(aq,10-3 M)Fe(s)
Anodo Catodo
Cl2 + 2e-  2Cl-
o = -0,440 – 1,360 = -1,800 V
Reação não espontânea  pilha escrita ao contrário

21. Fe(s)  Fe2+(aq,10-3 M)  Cl-(aq, 10-2 M)  Cl2(g, P=1 atm)  Pt(s)
o = 1,360 –(-0,440) = 1,800 V
Fe (m) + Cl2(g)  Fe2+(aq) + 2 Cl- (aq)
2   2
[Fe ][ Cl ] -3  2 2  7
Q   10 .( 10 )  10
1
0 , 0592
  o – log Q
n
 = 1,800 – (0,0296 . -7) = 1,800 + 0,207
 = 2,007 V

22. Pilhas e baterias comerciais
Pilhas secas

24. Baterias de chumbo
Bateria = associação de pilhas

27. Recarga: inversão de sentido das reações!
Adição de voltagem externa regenera o H2SO4
Dínamo ou alternador com o automóvel em funcionamento
enquanto a bateria não está totalmente descarregada
Bateria totalmente descarregada: carregador de bateria
Como estimar o grau de descarga da bateria?
- Medindo a densidade do eletrólito:
H2O   = 1,0 g/cm3
Bateria: 1,0 <  < 1,8
H2SO4   = 1,8 g/cm3

28. Pilhas de longa duração
Usadas em:
 Marcapassos
 Relógios digitais Pilha Zn - Hg
 Sensores
 Calculadoras,
etc

29. Reação do anodo:
Reação do catodo:
Reação da pilha:

30. Pilha de Ni - Cd
Eletrólito básico
Reação do anodo:
Reação do catodo:
Reação total:

31. Outras pilhas
Zn - Ag
Anodo Zn amalgado (Zn + Hg)
Catodo AgO
 = 1,852 V

32. Pilha de lítio
Eletrólito sólido

33. Reação do anodo:
Reação do catodo:
Reação total:

34. Pilha de lítio
Eletrólito em solvente orgânico
1 - cromato de prata
2 - separador
3 - separador + eletrólito
4 - anodo de Li
Eletrólito: perclorato de lítio dissolvido em carbonato de propileno
Separador: fibra de vidro
Catodo: cromato de prata + 10% de grafite

35. Reação do anodo:
Reação do catodo:
Reação total:
Na descarga prolongada  2,5 V
Total
Usada principalmente
em marcapassos!

36. Pilhas de combustível
Usada em veículos espaciais
Carbono poroso impregnado de Pt - eletrodos
Gases se difundem sem borbulhar

37. Reação do anodo:
Reação do catodo:
Reação total:
H2O(l) em alta temperatura  H2O(v)
 condensada reaproveitada para consumo