ELETROQUÍMICA Teoria e Exercícios PDF

 

LISTA DE EXERCÍCIOS – FÍSICO-QUÍMICA –  PROF. ERÁCLITO LIMA TURMA ESPECIFICO MEDICINA  - DIA 13-10-2014  

CONCEITOS FUNDAMENTAIS ELETROQUÍMICA  é parte da química que estuda a ELETROQUÍMICA  transformação de energia química em energia elétrica e viceversa. PILHA   (Reação espontânea, ΔG < 0) Realização de trabalho PILHA útil. ELETRÓLISE (Não espontânea, ΔG > 0) Consumo de energia livre. CORRENTE ELÉTRICA  ELÉTRICA  –  Movimento ordenado de cargas (elétrons, cátions, ânions). OXIDAÇÃO  OXIDAÇÃO    –  É a perda de elétrons acompanhada de   aumento de carga. REDUÇÃO – É o ganho de elétrons acompanhado de redução de carga. AGENTE OXIDANTE  OXIDANTE  – – Reagente que provoca a oxidação de outra espécie. Oxidante é a espécie que sofre redução. AGENTE REDUTOR  REDUTOR  –  Reagente que provoca a redução de outra espécie. Redutor é a espécie que sofre oxidação. ELETRODOS: Partes ELETRODOS:  Partes metálicas que estão em contato com a solução dentro de uma célula eletroquímica. ÂNODO:: Pólo(-) Eletrodo do qual saem os elétrons para o ÂNODO circuito externo da célula. CÁTODO: Pólo(+) CÁTODO:  Pólo(+) Eletrodo no qual entram os elétrons através do circuito externo da célula. ELETRÓLITOS:   Soluções que CONDUZEM a corrente ELETRÓLITOS: elétrica. CÉLULA ELETROQUÍMICA: ELETROQUÍMICA: Todo sistema formado por um circuito externo que conduza a corrente elétrica e interligue dois eletrodos que estejam separados e mergulhados num eletrólito. OBS: Um bom agente redutor apresenta forte tendência de se oxidar, ou seja, elevado potencial de oxidação. Um bom agente oxidante apresenta forte tendência de se reduzir, ou seja, elevado potencial de redução. No ânodo ocorre oxidação. No cátodo ocorre redução. PILHA DE DANIEL Em 1836, John Frederick Daniell aperfeiçoou a primeira pilha elétrica criada por Alessandro Volta em 1800. Na pilha de Daniell, os dois eletrodos metálicos eram unidos externamente por um fio condutor, e as duas semicelas eram unidas por uma ponte salina, contendo uma solução saturada de KCl(aq). Inicialmente, o sistema apresentava o aspecto abaixo.

Zn(s)  Zn2+ + 2e-  2) A lâmina metálica de cobre, ficará com maior massa na parte mergulhada na solução, devido a redução dos íons de cobre. Esse fenômeno pode ser representado pela reação química: Cu2+ +2e-  Cu(s) 3) Durante o funcionamento da pilha, a solução de sulfato de zinco (ZnSO4) estará cada vez mais concentrada de íons Zn +2, enquanto que a solução de sulfato de cobre (CuSO 4) estará cada vez mais diluída de íons Cu 2+. Pilha Seca ou Comum:

POTENCIAL DAS PILHAS Em uma pilha, a espécie que apresenta maior E red  sofre redução e, portanto, a outra espécie, de maior E oxi, sofre oxidação. Cálculo da voltagem (ΔE) das pilhas   A diferença de potencial ou ddp (ΔE) de uma pilha

depende das espécies envolvidas, das suas concentrações e da temperatura. Por esse motivo, o ΔE é medido na

chamada condição-padrão, que corresponde a espécies com concentração 1 mol/L e possíveis gases envolvidos com pressão de 1 atmosfera a 25 ºC. Nessas condições, a 0 diferença de potencial da pilha será representada por ΔE . 0 O ΔE   de uma pilha corresponde corresponde à diferença entre entre os potenciais de redução ou de oxidação das espécies envolvidas, e seu cálculo pode ser feito pelas equações a seguir: ∆Eº = Eºmaior   - Eºmenor O potencial real de uma célula galvânica depende das concentrações das varias espécies em reação na célula . A equação que expressa esta reação é a equação de Walter Nernst , físico químico que em 1889 primeiro empregou esta equação para expressar a relação entre o potencial de um eletrodo metálico e seu ion em solução . Equação de Nernst pode ser escrita  b

E = Eo -

RED 0,059  log. a  a   a OX n

Observe que na condição de equilíbrio , E = 0 , termo logarítmico é a constante de equilíbrio Go = - 2,3 RT log. K ;

Eo =

0,059

G=0eo



 log. K

n

ELETRÓLISE ÍGNEA: É o processo de decomposição de uma substância iônica fundida por meio da passagem de corrente elétrica. A eletrólise do cloreto de sódio fundido é um exemplo de eletrólise ígnea

Observações no funcionamento da pilha: 1) A lâmina metálica de zinco sofre oxidação (perda de elétrons) e será desgastada, corroída, Esse fenômeno pode ser representado pela seguinte reação química:

 

substância decomposta, é diretamente proporcional à quantidade de eletricidade que passa pela solução.

m = k.Q Segunda lei de Faraday: Quando uma mesma quantidade de eletricidade atravessa diversos eletrólitos, as massas das espécies químicas liberadas nos eletrodos, assim como as massas das espécies químicas decompostas, são diretamente proporcionais aos seus equivalentes químicos.

m = k.E E = Mol / nox Portanto, associado às duas leis:  

ELETRÓLISE DE SOLUÇÕES AQUOSAS USANDO ELETRODOS INERTES Se ao invés de usarmos cloreto de sódio fundido , utilizássemos solução aquosa de cloreto de sódio, teríamos um problema: Tanto a água quanto o cloreto de sódio podem ionizar: H 2 O H+ + OH -  e NaCl Na+ + Cl -  Desta forma teremos uma competição : - O pólo negativo pode descarregar H + ou Na+ - O pólo positivo pode descarregar OH - ou Cl-  o pólo negativo descarrega negativo descarrega em primeiro lugar, o cátion de redução mais fácil o pólo positivo  positivo  descarrega em primeiro lugar o ânion de oxidação mais fácil  fácil 

m = massa em gramas E = equivalente químico i = intensidade da corrente (Ampère) t = tempo em segundos METAL DE SACRIFÍCIO Para proteger o metal —  ferro ou aço —  da corrosão, podemos utilizar um metal que apresente maior tendência a perder elétrons (maior potencial de oxidação). Esse metal se oxida e evita a corrosão do ferro, sendo, por isso, chamado de metal de sacrifício. Um metal normalmente utilizado com essa finalidade é o magnésio.

FACILIDADE DE LIBERAÇÃO DE CÁTIONS  ME NOR NO R   FACILIDADE

CÁTIONSS DE METAIS ALCA LINOS, CÁTION LINOS,  A L C A L IN OS TE R R OS OS E A LU LUMÍN MÍN IO  A l+3 

HI HIDR DROG OG NI NIO OH  MAIOR FACILIDADE

OUTROS METAIS COMO: Mn + , Zn + ,Fe 2+ , Pb 2+, Cu 2+, Ag +, Hg 2+, Au 3+ 

 Assim, o cátion hidrogênio é liberado depois de qualquer cátion de metal, com exceção de metais alcalinos, metais alcalinos terrosos e do cátion alumínio. FACILIDADE DE LIBERAÇÃO DE ÂNIONS MAIOR  MAIOR  Facilidade

níons não oxigenados como: Cl - , F -, I -, S   ––  exceto F-,  Ânions orgânicos como: R-COO-  OH - (hidroxidrila)

MENOR  MENOR  facilidade

 Âníons oxigenadas como: NO3- ,SO4  -, PO4  - 

 Assim o ânion hidroxila era liberado depois de ânions não oxigenados e ânions orgânicos. Primeira lei de Faraday: Durante uma eletrólise, a massa de uma substância liberada em qualquer um dos eletrodos, assim como a massa da

De acordo com a equação: Mg(s) → Mg2+ + 2 e –  podemos perceber que o magnésio, quando se oxida, perde elétrons para o ferro, que permanece protegido. As placas de magnésio devem, portanto, ser substituídas por outras, esporadicamente.

 

EXERCICIOS ELETROQUÍMICA

d) é o agente redutor, pois sofre redução. e) sofre oxidação, funcionando como anodo.

1.  1. (UPE-2014) (UPE-2014) Analise  Analise a figura a seguir: 4.(ITA) (ITA)   A

corrente

elétrica

flui

através

do

circuito, representado na figura abaixo, quando a chave S é “fechada”.  

Considerando-se que a mulher possuía dentes obturados com amálgama (liga de prata, mercúrio, cobre e estanho), são feitas algumas afirmativas o processo I. Formou-se uma pilha sobre ao se encostarocorrido. 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:  Al3+ + 3e-  Al Eº = –1,66 V Hg2+ + 2e-  Hg Eº = +0,85 V Cu2+ + 2e-  Cu Eº = +0,34 V Sn2+ + 2e-  Sn Eº = –0,14 V  Ag+ + e-  Ag Eº = +0,80 V Quais das afirmativas podem ser utilizadas para se construir uma explicação cientificamente CORRETA para o choque sentido ao morder o papel-alumínio? a) e IV, apenas. b) I, I eIIIIV, apenas. c) II e IV, apenas. d) I, II e IV, apenas. e) I, II, III e IV. 2. (UFF-2011) UFF-2011)-- Os esquemas I e II ilustram transformações químicas:

Observando-se os esquemas, pode-se assegurar que: a) no esquema I ocorre uma reação não-espontânea de oxirredução; b) no esquema I a energia elétrica é convertida em energia química; c) no esquema II os eletrodos de carbono servem para manter o equilíbrio iônico; d) no esquema II a energia elétrica é convertida em energia química; e) no esquema II ocorre uma reação espontânea de oxirredução. 3.  3.  (UFRS) Pessoas que apresentam dentes com restaurações metálicas podem sentir um pequeno choque ao colocarem na boca pedaços de metal, como, por exemplo, papel alumínio de um chocolate. O alumínio, com o meio ácido da boca, provoca a transferência de elétrons para o metal da restauração, causando esse choque. Com base no fenômeno descrito, pode-se afirmar que o alumínio: a) sofre redução, funcionando como catodo. b) provoca a oxidação do metal da restauração. c) é o agente oxidante, pois sofre redução.

ERRADA a  Assinale a opção que contém a afirmação ERRADA  a respeito do que ocorre no sistema após a chave S ter sido “fechada”.   a) O fluxo de corrente elétrica ocorre no sentido semi-célula II semi-célula I. b) A diferença de potencial entre os eletrodos M2/M+2(aq)  e M1/M+1(aq) diminui. c) O eletrodo M1/M+1(aq)  apresentará um potencial menor do que o eletrodo M2/M+2(aq). d) Ao substituir a ponte salina por um fio de cobre, a diferença de potencial entre os eletrodos será nula. e) A concentração de íons M+2(aq) na semi-célula II diminui. 5. (UFF) A (UFF) A indústria trabalha com equipamentos que precisam ser bem conservados e protegidos para que não sejam danificados por um processo chamado de corrosão. A corrosão pode destruir alguns metais de que é feito o equipamento que, muitas vezes, fica exposto ao tempo, enterrado no solo, ou submerso. Essa corrosão, quando se processa no ferro, por exemplo, é chamada de ferrugem; e, o oxigênio e a água estão sempre presentes nesse processo. Suas principais etapas são: - Uma região da superfície do metal serve de anodo, onde ocorre a oxidação representada por: Fe(s) → Fe2+(aq) + 2é E0 = + 0,41 volts - Uma outra região, que serve de catodo, onde os elétrons cedidos pelo ferro reduzem o oxigênio atmosférico à água, é representada por: O2(g) + 4H+(aq) + 4é → 2H2O(l) E0 = + 1,25 volts.  A reação global representativa da formação de ferrugem no metal é: 2Fe(s) + O2(g) + 4H+(aq) → 2Fe2+(aq) + 2H2O(l)  Para essa reação o valor do potencial padrão em volts será: a) zero b) + 0,84 c) – 0,84 d) + 1,66 e) – 1,66 6. (FESP)  (FESP)  Um sal de um metal o número de oxidação 3+ foi eletrolisado durante cinco minutos por uma corrente de 3,86  A, fornecendo um depósito de 0,788g do metal no cátodo. Pelos dados, qual o peso atômico do metal no sal? s al? a) 47,8 b) 55,8 c) 88,9 d) 196,9 e) 207,2 7. (UFRGS/2014)  (UFRGS/2014)  Células eletroquímicas podem ser construídas com uma ampla gama de materiais, até mesmo metais nobres como prata e ouro. Observe, abaixo, as semirreações de redução. +(aq) + e-  Ag(s) E° = 0,80 V  Ag3+  Au (aq) + 3e-  Au(s) E° = 1,50 v

 

 Assinale com V (verdadeiro) ou F (falso) as seguintes afirmações a respeito de uma célula eletroquímíca, constituída de ouro e prata. ( )Um dos eletrodos poderia ser construído com ouro em água pura; e o outro, prata em água pura. ( )Uma pilha construída com placas metálicas de ouro e prata, em contato com os respectivos sais, teria força eletromotriz padrão de 0,70 V. ( ) Essa célula eletroquímica produz aumento da massa do ouro metálico.  A sequência correta de preenchimento dos parênteses, de cima para baixo, é a) F-F-V b) V-F-F c) F-V-F d) V-F-V e) F-V-V 8. (IME) Um (IME) Um certo fabricante produz pilhas comuns, nas quais o invólucro de zinco funciona como anodo, enquanto que o catodo é inerte. Em cada uma, utilizam-se 5,87 g de dióxido de manganês, 9,2 g de cloreto de amônio e um invólucro de zinco de 80 g. As semi-reações dos eletrodos são: Zn°  Zn+2 + 2e –  NH4+ + MnO2- + e –  1/2 Mn2O3 + NH3 + 1/2 H2O Determine o tempo que uma destas pilhas leva para perder 50% de sua carga, fornecendo uma corrente constante de 0,08 A. Dado: Constante de Faraday: F = 96.500 C  A) 11,32 horas B) 18,84 horas C) 28,72 horas D) 37,91 horas E) 44,70 horas 9. (Uel 2012)  2012)  Baterias de íon-lítio íon-lítio empregam o lítio na forma iônica, que está presente no eletrólito pela dissolução de sais de lítio em solventes não aquosos. Durante o processo de descarga da bateria, os íons lítio deslocam-se do interior da estrutura que compõe o anodo (grafite) até a estrutura que (CoO2 ) , enquanto os elétrons se movem compõe o catodo (CoO através do circuito externo

10.  10.  (UFR-RJ) (UFR-RJ)   A prateação pelo processo galvânico é de grande utilidade, tendo em vista que com um gasto relativamente pequeno consegue-se dar uma perfeita aparência de prata aos objetos tratados. A massa de prata (em gramas), depositada durante a prateação de uma pulseira de bijuteria, na qual foi envolvida uma carga equivalente a 4825C, corresponde aproximadamente a Dado: massa atômica Ag = 107,868 u a) 54 g. b) 27 g. c) 10,8 g. d) 5,4 g. e) 1,08 g. 11. (UFC/2012)  (UFC/2012)  Uma das fontes de produção do “combustível limpo” H2  (considere o comportamento de um gás ideal) é a reação de eletrólise da água que, na ausência de oxigênio e em um ambiente fechado, gera um meio alcalino. Sabendo que, ao final de uma eletrólise, o pH da solução é 9,00, assinale a alternativa que indica o volume (em L) ocupado por este gás a 1,0 atm e 30°C. R = 0,0821 atmL/molK. a) 1,96 x 10 –7  b) 1,72 x 10 –6  c) 1,48 x 10 –5  d) 1,24 x 10 –4  e) 1,12 x 10 –3  12. (ENEM/2010) A (ENEM/2010) A eletrólise é muito empregada na indústria com o objetivo de reaproveitar parte dos metais sucateados. O cobre, por exemplo, é um dos metais com maior rendimento no processo de eletrólise, com uma recuperação de aproximadamente 99,9%. Por ser um metal de alto valor de alto valor comercial e de múltiplas aplicações, sua recuperação torna-se viável economicamente. Suponha que, em um processo de recuperação de cobre puro, tenha-se eletrolisado uma solução de sulfato de cobre (II) (CuSO 4) durante 3 h, empregando-se uma corrente elétrica de intensidade igual a 10 A. A massa de cobre puro recuperada é de aproximadamente. Dados: Constante de Faraday = 96500 C; Cu = 63,5 g/mol. a) 0,02 g. b) 0,04 g. c) 2,40 g. d) 35,5 g. e) 71,0 g. 13.-(FACID)  “As pilhas sugeridas em livros didáticos, sejam 13.-(FACID)  aquelas com materiais típicos de laboratório, como por exemplo a pilha de Daniell, ou as menos clássicas, como à base de limão, laranja, batata ou refrigerante, se bem

Neste processo, o cobalto sofre uma alteração representada pela equação a seguir.

CoO2(s)  1 Li(solv )



1 e

( 1) 

Li CoO2(s)  

exploradas, ilustram conceitos de indiscutível importância química no campo da termodinâmica (variação da energia de Gibbs, espontaneidade, e constante de equilíbrio de reações redox), da migração de íons em solução (papel da ponte salina, difusão e migração nas semi-celas)” QUÍMICA NOVA NA ESCOLA N° 11, MAIO 2000  A figura a seguir representa uma pilha feita com uma metade de laranja, e duas placas metálicas – uma de magnésio (Mg) e outra de cobre (Cu).Considere as seguintes reações redução:

Com base no enunciado, assinale a alternativa correta. a) Durante a descarga, o número de oxidação do cobalto aumenta. b) O cobalto recebe elétrons, para haver a recarga da bateria. c) No catodo, o cobalto é reduzido durante a descarga. d) O íon deà atração lítio se desloca para o catodo, durante a descarga, devido magnética. e) O solvente utilizado entre os polos deve ser um líquido orgânico apolar.

Mg2+ + 2 e – ↔ Mg E 0 = -2,36 V 2H+ + 2 e –  ↔H2E 0 = 0 V Cu2+(aq) + 2 e – ↔ Cu (s) Eo = +0,34 Com relação ao funcionamento dessa pilha é correto afirmar que  A) a placa de magnésio vai perder elétrons pelo fiometálico e provocar a redução do cobre. B) a placa de cobre vai se corroer , com o passar dotempo.

 

C) do ponto de vista químico, a eficiência da pilha ébastante elevada, pois toda a energia química disponível para o processo é efetivamente transformada em energia elétrica. D) Em condições ideais de operação, ocorre oxidação de Mg a Mg2+  . Os elétrons assim liberados percorrem o circuito externo até o bastão de cobre, onde reduzem os íons H +  a hidrogênio gasoso. E) O funcionamento desta pilha é justificado pela combinação da primeira com a terceira reação (em solução ácida), que pode fornecer um potencial de 2,70 V.

baseadas em zinco e oxigênio do ar, usadas nos pequenos aparelhos de surdez e que são uma tentativa de produzir uma pilha que minimize as agressões ambientais. Para confeccionar estas pilhas, partículas de zinco metálico são misturadas a um eletrólito (solução de KOH) e reagem com o O2; desta forma, a energia química se transforma em energia elétrica.  As reações da pilha com seus respectivos potenciais de redução são: Semi-reações

14. (UPE/2011)  (UPE/2011)  As proposições abaixo se referem à eletroquímica. Analise-as. I.  I.   A ponte salina é um tubo que contém um isolante gelatinoso que impede a passagem de elétrons através das duas soluções da pilha, evitando a descarga rápida. II. II.    Ânodo e cátodo são eletrodos de uma pilha onde ocorrem, respectivamente, as reações de oxidação e redução. III.  III.  As notações H+(aq)|H2(g)|Pt e Pt|H2(g)|H+(aq) referem-se ao eletrodo de hidrogênio escrito como ânodo e cátodo, respectivamente. IV.  IV.  Na descarga de uma bateria de chumbo (bateria de automóvel), forma-se o sulfato de chumbo e, na carga entre outras substâncias, forma-se o PbO2. V.  V.  Comparando-se a pilha seca alcalina com a pilha de Leclanché, verifica-se que o cloreto de amônio encontrado na pilha de Leclanché é substituído pelo KOH na pilha seca alcalina. São VERDADEIRAS VERDADEIRAS a) I, III e IV. b) II, III e IV. c) I, II e III. d) III, IV e V. e) II, IV e V. 15. (FGV) O nióbio é um metal de grande importância tecnológica e suas reservas mundiais se encontram quase completamente no território brasileiro. Um exemplo de sua aplicação é o niobato de lítio, um composto que contém apenas um íon Li+ e o oxiânion formado pelo nióbio no estado de oxidação +5, que é usado em dispositivos ópticos e de telecomunicação de última geração. O número de átomos de oxigênio por fórmula do niobato de lítio é a) 2. b) 3. c) 4. d) 5. e) 6.

Zn(s) + 2OH-(aq)



 Zn(OH)2(s) + 2e-E0 = -1, 25 V

O02(g) + 2H2O(ℓ) + 4e-  4OH-(aq) E  = + 0, 40 V Reação Global 2Zn(s) + O2(g) + 2H2O(ℓ)



 2Zn(OH)2(s)

 Assinale a alternativa correta. a) Durante o funcionamento da pilha, haverá diminuição da quantidade de Zn(OH)2. b) O agente oxidante nessa reação e o zinco. c) Os elétrons são gerados no eletrodo de oxigênio. d) No catodo, ocorre a redução do Zn. e) A diferença de potencial da equação global e +1,65V. 18. 18. (Enem 2013)  2013)  Eu também podia decompor a água, se fosse salgada ou acidulada, usando a pilha de Daniell como fonte de força. Lembro o prazer extraordinário que sentia ao decompor um pouco de água em uma taça para ovos quentes, vendo-a separar-se em seus elementos, o oxigênio em um eletrodo, o hidrogênio no outro. A eletricidade de uma pilha de 1 volt parecia tão fraca, e, no entanto podia ser suficiente para desfazer um composto químico, a água…   SACKS, O. Tio Tungstênio: memórias de uma infância química.. São Paulo: Cia. das Letras, 2002. química O fragmento do romance de Oliver Sacks relata a separação dos elementos que compõem a água. O princípio do método apresentado é utilizado industrialmente na a) obtenção de ouro a partir de pepitas. b) obtenção de calcário a partir de rochas. c) obtenção de alumínio a partir da bauxita. d) obtenção de ferro a partir de seus óxidos. e) obtenção de amônia a partir de hidrogênio e nitrogênio.

16. (ITA) Uma célula eletrolítica de eletrodos inertes, contendo 1,0L de solução de ácido sulfúrico 30% em peso, operou sob corrente constante durante 965 minutos. Ao final da operação, retirou-se uma alíquota de 2,0 mL do eletrólito, a qual foi diluída a 50,0 mL e titulada com solução padrão 0,40 mol/L de hidróxido de sódio. Sabendo-se que a titulação consumiu 41,8 mL da solução da base, determine a corrente que circulou pela célula. Considere que a massa específica da solução de ácido sulfúrico 30% em peso é 1,22 g/cm3 e a massa específica da água é 1,00 g/cm3. a) 9,90 A b) 14,8 A c) 19,8 A d) 24,3 A e) 49,5 A

19. Por uma célula eletrolítica passou uma carga correspondente a 0,20 faraday. Num dos eletrodos ocorreu a reação seguinte: 2   MnO 4    Mn    A quantidade de água produzida neste eletrodo, em virtude desta reação de eletrodo, é: a)(0,20 . 4)mol b)(0,20 . 4/5)mol c)(0,20 . 5/4) mol d)(0,20 . 5)mol e)(0,20 . 4 . 4) mol

2008)  Hoje em dia, as pilhas têm mais aplicação do 17. (Uel 2008)  que se imagina. Os automóveis usam baterias chumbo-

20.(ITA)   Considere os eletrodos representados pelas semi20.(ITA) equações químicas seguintes e seus respectivos potenciais na escala do eletrodo de hidrogênio (Eº) e nas condiçõespadrão:

ácidas, os telefones celulares já usaram pelo menos três tipos de baterias - as de níquel-cádmio, as de níquel-hidreto metálico e as de íon lítio -, os ponteiros laser dos conferencistas usam pilhas feitas de óxido de mercúrio ou de prata. Recentemente foram desenvolvidas as pilhas

  

 

c) O ELETRODO I é pólo negativo. d) O ELETRODO I é o ânodo. e) A concentração de íons chumbo na solução aquosa do ELETRODO I aumenta.

 Assinale a opção que q ue contém o valor CORRETO do potencial-padrão do eletrodo representado pela semi-equação  A) –0,30V. B) –1,03V. C) D) –  –0,34V. 1,47V. E) –0,58V.

21. (Unifor-CE)  Pretende-se obter cloro (Cl 2) pela eletrólise da salmoura: NaCl (salmoura)  1/2 Cl2(g) + NaOH(aq) +1/2 H2(g)   Admitindo rendimento total, de acordo com a equação acima, quantos faradays são necessários para obter 100g de solução aquosa de NaOH com 80%, em massa, desta substância? a) 1 F b) 2 F c) 3 F d) 4 F e) 5 F (UFES)   A "cromação" é um exemplo de eletrodeposição, no qual uma fina camada de cromo é depositada sobre outro metal. O eletrólito é preparado dissolvendo-se óxido de cromo (CrO 3) em ácido sulfúrico diluído. A eletrólise, então, reduz o Cr(VI) em solução a cromo metálico. A equação que representa o processo é: CrO3(aq) + 6 H+(aq) + 6e   Cr (s) (s) + 3H2O(ℓ)  Calcule a massa de Cr (s) que pode ser produzida em um dia em uma célula eletrolítica operando continuamente a 105 amperes (C/s). a) 83,56 × 104 g/dia b) 83,56 × 105 g/dia c) 83,56 × 106 g/dia d) 83,56 × 107 g/dia 22.



23. (ITA) Um elemento galvânico é constituído pelos eletrodos a seguir especificados e separados por uma ponte salina. Eletrodo I:  I:  placa de chumbo metálico mergulhada em uma solução aquosa de 1 mol / L de nitrato de chumbo. Eletrodo II:  II:  sulfato de chumbo sólido prensado contra uma “peneira” de chumbo metálico mergulhada em uma solução

aquosa 1 mol / L de ácido sulfúrico.

24.(FCC-BA)  Na eletrólise aquosa do cloreto de cálcio (CaCl2), obteve-se no catodo, um gás combustível, e no anodo, outro gás solúvel na água e não comburente. Na cuba eletrolítica formou-se uma nova substância cuja fórmula é: a) HCl b) Ca(OH)2  c) CaCO3  d) CaH2  e) Cl2O 25. (ifpa)  A determinação da concentração de Fe2+(aq) pode ser feita através de dosagem com dicromato em meio ácido. A equação (não balanceada) e o valor da diferença de potencial padrão da reação correspondente a esse processo são os seguintes: Cr 2O72- + Fe2+  → Cr 3+ + Fe3+ ∆E° = +0,6V Calcule a diferença de potencial dessa reação, ∆E, para um

pH igual a 3,0. Considere que, com exceção do H +, os demais íons estão no estado padrão, a 298 K. a) 0,60 V b) 0,54 V c) 0,36 V d) 0,19 V e) 0,09 V 26. (FURG RS)  RS)  A fantástica proliferação dos telefones celulares provocou uma discussão quanto ao destino a ser dado para baterias na hora do descarte. Constituídas pelos metais níquel e cádmio, o seu deposito em lixões causa contaminação ambiental. Hoje, o destino dessas baterias é de responsabiçidade3 do fabricante a ele devem ser devolvidas para reciclagem. A reação global de descarga de uma bateria de NiCd pode ser representada por: Cd + NiO2 + 2 H2O  Cd(OH)2 + Ni(OH)2   A partir dessa reação é CORRETO CORRETO afirmar  afirmar que: a) o material do cátodo é constituído do metal cádmio. b) há transferência de elétrons do cádmio para o níquel. c) ocorre redução do cádmio durante a descarga. d) o oxido de níquel sofre uma oxidação anódica. e) a redução da água produz oxigênio gasoso. 27. (FACID) FACID)    A pilha de Daniell é uma das pilhas mais “tradicionais” que se pode fazer. Os seus princípios teóricos

baseiam-se nos mesmos pressupostos de qualquer pilha eletroquímica, os elétrons circulam do elétrodo de menor potencial de redução (anodo) para o de maior (catodo). Em uma atividade prática um professor pediu a seus alunos que construíssem uma pilha de Daniell adaptada, usando placas de Magnésio e de Cobre como indicado na figura a seguir:

Nas condições padrão, o potencial de cada um destes eletrodos, em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio, é: Eº (Pb/Pb2+) = - 0,1264 V (Eletrodo I) Eº PbSO4, SO42-) = - 0,3546 V (Eletrodo II) CORRETA   sobre  Assinale a opção que contém a afirmação CORRETA as alterações ocorridas neste elemento galvânico quando os dois eletrodos são conectados por um fio de baixa resistência elétrica e circular corrente elétrica no elemento. a) A massa de sulfato de chumbo sólido na superfície do ELETRODO II aumenta. b) A concentração de íons sulfato na solução aquosa do ELETRODO II aumenta.

Sobre esta pilha, um estudante fez as seguintes afirmações. I - Ao se fechar o circuito, haverá um fluxo de elétrons do eletrodo de magnésio para o de cobre. II - Ânions sulfato vão migrar, através da ponte salina.

 

III - A concentração de Mg(NO3)2  do lado esquerdo vai aumentar. IV - Admitindo-se a eficiência de 100%, haverá uma diminuição de massa de 2,43g no eletrodo de magnésio, quando circularem 0,020mol de elétrons pela pilha. Potenciais padrão: Mg2+ + 2e−  → Mg0 E0 = - 2,348V Cu2+ + 2 e− → Cu0 E0 = + 0,337V (Massas molares, em g/mol: Cu= 63,54; Mg= 24,31) Marque a opção correta.  A) Apenas I, e II estão corretas. B) Apenas I, II, e III estão corretas. C) Apenas I e IV estão corretas. D) Apenas I, III e IV estão corretas. E) I, II , III e IV estão corretas. 28. (FACID) FACID)   Em princípio, se considera o cromo (em seu estado de oxidação Cr +3 ) um elemento químico essencial no metabolismo, embora não se conheça todas as suas funções no organismo. A transformação do cromo inorgânico numa forma biologicamente ativa é indispensável para suas funções biológicas. Conhecendo os potenciais para as semireações de redução do cromo: Cr 3+ + 1e- →  Cr 2+ E° = - 0,410 V Cr 2+ + 2e-  → Cr 0 E° = - 0,905 V Calcule o potencial padrão para a semi-reação a seguir: Cr 0 → Cr 3+ + 3e- E° = ?  A) + 1,315 V B) – 1,333 V C) – 1,315 V D) + 0,495 V E) + 0,740 V 29. (FACID) Todas as membranas celulares do corpo possuem uma potente bomba de sódio-potássio, que continuamente bombeia sódio para o exterior e potássio para o interior da célula. Essa bomba promove os gradientes de concentração para o sódio e o potássio através da membrana neural de repouso nas proporções a seguir: [Na+]( 140 mEq/L) interno / [Na+]( 14 mEq/L) externo [K+]( 4 mEq/L) interno / [K+] ( 140 mEq/L) externo Com base na equação de Nernst, pode-se afirmar que o potencial de membrana, devido à difusão do sódio, é aproximadamente: a) 10 mV. b) 60 mV. c) 90 mV. d) 140 mV. e) 220 nV.

30.( UFR-RJ)  A prateação pelo processo galvânico é de grande utilidade, tendo em vista que com um gasto relativamente pequeno consegue-se dar uma perfeita aparência de prata aos objetos tratados. A massa de prata (em gramas), depositada durante a prateação de uma pulseira de bijuteria, na qual foi envolvida uma carga equivalente a 4.825C, corresponde aproximadamente a: a) 54g. b) 27g. c) 10,8g. d) 5,4g. e) 1,08g. 31. (FAME) Frequentemente, os avanços tecnológicos são originados de descobertas cientificas básicas. Por exemplo, a descoberta da bateria de lítio viabilizou o uso dos marcapassos cardíacos, possibilitando, assim, o prolongamento da vida humana sem, entretanto, ter sido concebida para tal.

Dentre as vantagens das baterias de lítio, incluem-se sua pequena dimensão, baixo peso e elevado conteúdo energético. Considerando as semi-reações abaixo, para fins comparativos, assinale a alternativa correta: Li(aq) + e-  Li(s)  Eº = - 3,05 volts Zn2+(aq) + 2 e-  Zn(s)  Eº = - 0,76 volts a) O zinco metálico é oxidado espontaneamente na presença do íon lítio. b) O lítio metálico é um agente redutor mais forte do que o zinco metálico. c) O íon lítio e o zinco metálico, em solução eletrolítica, formam uma célula galvânica. d) O potencial-padrão da redução de dois íons Li +, é -6,10V. e) Dentre os metais alcalinos, o lítio possui a mais elevada energia de ionização. 32. (Uel)  Considere duas soluções aquosas, uma de nitrato de prata, AgNO3, e outra de um sal de um metal X, cuja carga catiônica não é conhecida. Quando a mesma quantidade de eletricidade passa através das duas soluções, 1,08g de prata e 0,657 g de X são depositados. Massas molares: Ag molares: Ag = 108 g; X = 197 g Com base nessas informações, é correto afirmar que a carga iônica de X é: a) -1 b) +1 c) +2 d) +3 e) +4 33. (ifes) ifes)   A A água oxigenada é um produto químico que, entre outras aplicações, é utilizado como anti-séptico e como alvejante de alguns materiais. A água oxigenada se decompõe em água e gás oxigênio, como representado pela equação a seguir: 2 H2O2(liq) 2 H2O(liq) + O2(g)  É encontrada no comércio como solução aquosa de peróxido de hidrogênio (massa molar igual a 34g); o rótulo do frasco costuma indicar a sua concentração em termos de volume de oxigênio liberado; por exemplo, água oxigenada a 10 volumes significa que 1 L da solução libera 10L de oxigênio nas condições do ambiente (1atm e 25,0ºC). As equações a seguir representam reações de decomposição do peróxido de hidrogênio. II) H2O2(aq) O2(g| + 2 H+(aq) + 2 e- εº = - 0,69 V III) H2O2(aq) + 2 H+(aq) + 2 e2 H2O εº = + 1,77 V Com base nas informações acima, é INCORRETO INCORRETO afirmar:  afirmar: a) A equação I indica que se trata de uma reação de oxirredução, na qual o oxigênio é o oxidante e o hidrogênio é o redutor. b) A equação I pode ser obtida a partir das equações II e III; o εº da reação I é igual a + 1,08V.   c) Na equação II, o peróxido de hidrogênio atua como agente redutor. d) Na equação I, o peróxido de hidrogênio atua como agente oxidante e como agente redutor. e) Uma solução a 3% em massa de peróxido de hidrogênio corresponderia a uma solução de peróxido de hidrogênio inferior a 20 volumes (considere a densidade da solução igual a 1 e o volume molar de um gás igual a 24,5 L). 34. (Furg-RS)  Uma bateria recarregável comercial de Ni-Cd Ni -Cd é recarregada em 10 h por um carregador de 2,4 V que fornece 9.650 C. Suponha que nessa bateria ocorre a passagem do Cd2+ a Cdº. Qual a massa de Cdº que é produzida sob essas condições? Dados: Dados:   1 Faraday (F) = 96.500 C a) 11,2g b) 5,6g

 

c) 56,0g d) 112,0g e) 224,0g

35. (UFPE) A passagem de 96.500 coulombs através de uma solução aquosa de cloreto de sódio provoca a seguinte reação num dos eletrodos: 2H2O(l) + 2 e- H2(g) + 2 OH-  Considerando que esta seja a única reação ocorrida no eletrodo, a quantidade de gás hidrogênio liberado será aproximadamente igual a: a) 1g b) 2g c) 3g d) 4g e) 5g 36.(ITA) Uma célula eletrolítica construída utilizando-se 200ml 36.(ITA) Uma de uma solução aquosa 1,0 mol/L em NaCl com pH igual a 7 a 25ºC, duas chapas de platina de mesmas dimensões e uma fonte estabilizada de corrente elétrica. Antes de iniciar a eletrólise, a temperatura da solução foi aumentada e mantida num valor constante igual a 60ºC. Nesta temperatura, foi permitido que a corrente elétrica fluísse pelo circuito elétrico num certo intervalo de tempo. Decorrido esse intervalo de tempo, o pH da solução, ainda a 60ºC, foi medido novamente e um valor igual a 7 foi encontrado. Levando em consideração os fatos mencionados neste enunciado, e sabendo que o valor numérico da constante de dissociação de água (Kw) para a CORRETO   temperatura de 60ºC é igual a 9,6 x 10 -14, é CORRETO afirmar que: a) o caráter ácido-base da solução eletrolítica após eletrólise é neutro. b) o caráter ácido-base da solução eletrolítica após eletrólise é alcalino. c) a reação anódica predominante é aquela representada pela meia-equação: 4 OH-(aq)  2 H2O(l) + O2(g) + 4 e- (CM) d) a reação catódica, durante a eletrólise, é aquela representada pela meia-equação: Cl2(g) + 2 e- (CM) 2 Cl-(aq)  e) a reação anódica, durante a eletrólise, é aquela representada pela equação: H2(g) + 2 OH-(aq)  2 H2O(l)  + 2 e-  (CM) 37. (CEFET) Em (CEFET) Em 1 L de solução de NaCl de concentração1,0 mol/L, uma eletrólise, utilizando eletrodos inertes,por 160 min e aplicando-se uma corrente de 2 A, é realizada. Supondo que o volume de água permaneceu constante após este período, qual a concentração de NaCl da solução? Sabendo-se que no catodo a água reduz e no anodo o cloreto oxida. a) 1,4 mol / L b) 1,2 mol / L c) 1,0 mol / L d) 0,8 mol / L e) 0,6 mol / L 38.  38.  Niquelação é o processo de deposição eletrolítica de níquel numa superfície metálica, com a finalidade de protegêla contra a corrosão. Esse procedimento consiste em mergulhar, em uma solução contendo íons Ni 2+, a peça a ser recoberta, e conecta-la, como cátodo, a uma corrente contínua e constante, medindo o tempo. Após a passagem de 50mA de corrente elétrica por uma peça, durante 193 segundos, a massa de níquel ,metálico depositada será: a) 5,8 mg b) 2,9 g c) 2,9 mg d) 5,8 g 39. Na eletrólise ígnea de um composto obteve-se no cátodo  2 3 1,204x10   átomos do elemento x e no ânodo 2,24    de oxigênio, medidos TPN. Com o símbolo do elemento mais

eletropositivo na frente, a formula mais correta para o composto é: a) OX2 b) X2O c) XO d) OX e )XO2 40. (FACID) Valores relativos de potenciais de redução podem ser determinados experimentalmente comparando-se o potencial de meia pilha do elemento em estudo com o eletrodo padrão de hidrogênio (EPH) que foi escolhido como eletrodo de referência e, arbitrariamente, fixado como tendo potencial nulo à pressão de 1 atm e temperatura de 25°C.  Assim, por   exemplo, o potencial padrão do alumínio é representado a seguir:

Qual deve ser o pH da célula de hidrogênio, quando a tensão da pilha acima designada for 1,55 V? (Assuma que tanto a [Al3+] e pressão do H2(g) são os valores padrão e T = 25°C) a) 0,55 b) 1,87 c) 2,76 d) 3,21 e) 5,54 41. (FACID) Walther Hermann Nernst (1864-1941), químico alemão, foi o primeiro a deduzir uma equação que permitiu calcular a diferença de potencial existente entre um metal e a solução de seus íons, ou seja, o potencial de eletrodo. Utilizando a equação de Nernst, calcule o potencial do eletrodo MnO4  - (0,01mol/L)/Mn2+(0,001mol/L) em meio ácido de pH=2. Dados: Eº MnO4-/Mn2+ =1,51V a) 1,12V b) 1,93V c) 1,33V d) 1,62V e) 2,12V 42. Uma 42. Uma cuba eletrolítica com eletrodos de cobre e contendo solução aquosa de Cu(NO3)2  é ligada em série com outra provida de eletrodos de prata e contendo solução aquosa de  AgNO3. Este conjunto de cubas em série é ligado a uma fonte durante certo intervalo de tempo. Neste intervalo de tempo, um dos eletrodos de cobre teve um incremento de massa de 0,64g. O incremento de massa em um dos eletrodos da outra célula deve ter sido: a) 0,32g b) 0,54g c) 0,64g d) 1,08g e) 2,16g Gabarito: 1:E 2:D 3:E 4:A 5:D 6:D 7:E 8:A 9:C 10:D 11:D 12:D 13:D

 

14:E 15:B 16:C 17:E 18:C 19:B 20:C 21:B 22:A 23:A 24:B 25:D 26:B 27:A 28:E 29:B 30:D 31:B 32:D 33:A 34:B 35:A 36:B 37:D 38:C 39:B 40:B 41:C 42:E