Química A – Extensivo – V. 7

GABARITO
Química A – Extensivo – V. 7
Exercícios
Representação da pilha:
Semirreação de redução: B3+ + 3e → B0 (Nox diminuiu
– reduziu).
07)A equação global é a soma das semirreações com o
devido balanceamento.
3A0 → 3A2+ + 6e
2B3+ + 6e → 2B0
3A0 + 2B3+ → 3A2+ + 2B0
08)A pilha é um processo espontâneo. O processo inverso,
no qual a corrente elétrica passa no sentido contrário
e que não é espontâneo, denomina-se eletrólise.
09)B
Quando se faz a indicação da pilha – A0/A2+//B3+/B0 – se
escreve no sentido da corrente elétrica, ou seja, primeiro o ânodo (onde ocorre oxidação – perda de elétrons)
e depois o cátodo (onde ocorre redução – recebimento
de elétrons).
Fe2+ + 2e → Fe0 E° = –0,440 V
Zn0 → Zn2+ + 2e E° = +0,763 V
Zn0 + Fe2+ → Zn2+ + Fe0
01)Oxidação: A /A
Redução: B3+/B0
0
Pela análise das equações, conclui-se que os potenciais
apresentados são potenciais de redução. Como o maior
potencial de redução é o ferro (–0440), conclui-se que
este irá reduzir e consequentemente o zinco irá oxidar.
Assim, mantém-se a equação de redução do ferro e
faz-se a inversão da equação do zinco, para assim
representar sua oxidação:
2+
02)Cátodo: polo positivo (onde chega elétrons negativos):
B3+/B0
03)Ânodo: polo negativo (de onde saem elétrons negativos): A0/A2+
04)Concentração aumentada: A. No eletrodo A, quando
os elétrons saem da barra metálica, o A0 transforma-se
no cátions A2+, que passa para a solução aumentando
a sua concentração.
Concentração diminuída: B. Os elétrons que chegam
ao eletrodo B são recebidos pelos cátions B3+, que
passam a se depositar sobre a lâmina, deixando a
solução menos concentrada.
05)Massa aumentada: B. Os elétrons que chegam ao
eletrodo B são recebidos pelos cátions B3+, que passam
a se depositar sobre a lâmina, aumentando sua massa.
Massa diminuída: A. No eletrodo A, quando os elétrons
saem da barra metálica, o A0 transforma-se no cátions
A2+ que passa para a solução. Com a saída de A0 a
massa do eletrodo diminui.
06)Semirreação de oxidação: A0 → A2+ + 2e (Nox aumentou – oxidou).
ΔE = +0,763 – 0,440 = +0,323 V
10)a)Para que o metal possa reagir com ácido produzindo
H2, é necessário que o metal possa deslocar o hidrogênio. Isso ocorrerá caso o metal seja mais reativo
que o hidrogênio. Para isso ele precisa oxidar mais
facilmente (deve ter maior potencial de oxidação, ou
menor potencial de redução).
M + 2HX → MX + H2
Dentre os metais apresentados, possuem menor potencial de redução que o hidrogênio (E° = 0,00 v) o
zinco (E° = –0,76 v) e o magnésio (E° = –2,73 v).
b)Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2
11)B, C, D e E
a)Errada. Os elétrons saem do eletrodo B. Assim, o
B0 na barra metálica transforma-se em B3+ e passa
para a solução aumentando sua concentração.
b)Certa. A oxidação é a perda de elétrons, que ocorre
no eletrodo B.
c)Certa. Os elétrons migram para o polo positivo,
denominado cátodo.
d)Certa.
Química A
1
GABARITO
e)Certa. Os elétrons saem do eletrodo B. Assim, o
B0 na barra metálica transforma-se em B3+ e passa
para a solução. Desse modo, a massa do eletrodo
diminui, representando sua corrosão.
12)C
Pela análise das equações, conclui-se que os potenciais apresentados são potenciais de oxidação.
Como o maior potencial de oxidação é do lítio
(+3,04 V), conclui-se que o lítio irá oxidar e consequentemente o iodo irá reduzir,
16)A, B e C
a)Certa. A diferença de potencial, como o nome diz, é a
diferença dos potenciais padrões que independem da
concentração das soluções.
b)Certa. À medida que a pilha funciona, a ddp vai diminuindo até chegar a zero, quando a pilha para de
funcionar.
c)Certa. O cátodo é o polo positivo. Como os elétrons são
negativos, migram em direção ao polo oposto – cátodo.
d)Errada. No ânodo ocorre a oxidação (perda de elétrons). O ânodo é polo negativo.
e)Errada. Onde ocorre a oxidação, o metal se transforma
em íons e passa para a solução. Assim, a massa do
eletrodo diminui.
Oxidação – polo negativo – ânodo: Li0 → Li+ + e
Redução – polo positivo – cátodo: I2 + 2e → 2I–
O agente oxidante é a espécie que sofre a redução (I2)
e o agente redutor é a espécie que sofre a oxidação
(Li0)
13)D
Na equação I percebe-se que o chumbo reduz na
presença de ferro enquanto que na equação II observa-se que o zinco oxida na presença de ferro. Isso
leva a concluir que o zinco oxida mais facilmente, ou
seja, é melhor agente redutor que o chumbo. Quando
zinco e chumbo estiverem juntos, é esperado que o
chumbo seja reduzido pelo zinco, que deve oxidar.
14)29
Oxidação – polo negativo – ânodo: Cu0 → Cu2+ + 2e
Redução – polo positivo – cátodo: Ag+ + e → Ag0
17)C
01.Certa. Diferença de potencial: +0,40 – (–0,83) = +0,40
+ 0,83 = +1,23 V.
02.Errada. O potencial de redução da reação 1 é menor
– ocorre oxidação. A oxidação ocorre no ânodo. O
potencial de redução da reação 2 é maior – ocorre
redução. A redução ocorre no cátodo. Na reação 1
forma-se água (no ânodo) e na reação 2 forma-se
OH– (no cátodo).
04.Errada. Equação global da pilha:
2H2(g) + O2(g)
0
2Ag+ + 2e → 2Ag0 E° = +0,80 V
Cu0 → Cu2+ + 2e E° = –0,34 V
2Ag+ + Cu0 → Cu2+ + 2Ag0
2
Oxidação
(H2 é agente redutor)
2H2O()
+1
08.Certa.
16.Errada. Na análise das semirreações, observa-se que
o OH– formado na reação de redução é consumido na
reação de oxidação:
15)F –V – V
Pela análise das equações, conclui-se que os potenciais apresentados são potenciais de redução. Como
o maior potencial de redução é o da prata (+0,80 V),
conclui-se que a prata irá reduzir e consequentemente o cobre irá oxidar. Dessa forma, mantém-se
a equação de redução da prata e faz-se a inversão
da equação do cobre, para assim representar sua
oxidação.
Para que a pilha funcione, é necessária a presença da
ponte salina a fim de permitir a neutralização das soluções.
Somente o item C contém a ponte montada corretamente,
permitindo a passagem de íons para as soluções, provenientes de um sal (KNO3).
18)41
01.Certa. Com a saída dos elétrons do fio de cobre,
o Cu0 se transforma em Cu2+ que vai para a solução, tornando-a azulada.
02.Errada. Os elétrons saem do fio de cobre em
direção aos íons de prata da solução.
04.Certa. Ao receber elétrons, os íons de prata
transformam-se em prata metálica, que se deposita sobre o fio.
08.Certa. O cobre sofre oxidação onde doa elétrons.
16.Certa. Na reação o Ag+ sofre redução. Assim, é
o agente oxidante.
ΔE = +0,80 – 0,34 = +0,46 V
(F) A semirreação de redução será 2Ag+ + 2e → 2Ag0
(V)
(V) A solução fica azulada pelo aumento da quantidade de
íons Cu2+ e a decomposição de prata metálica (Ag0)
ocorrerá no fio.
−
O2(g) + 2 H2O (l) + 4e → 4 OH ( aq) Semirreação de redução
−
4 OH ( aq) + 2H2(g) → 4 H2O (l) + 4e Semirreação de oxidação
2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)
32.Certa. O ânodo é negativo e o cátodo é positivo, então os elétrons migram saindo do polo negativo em
direção ao polo positivo.
64.Errada. Na associação em série, para a voltagem
total, somam-se as voltagens de cada pilha. Assim, a
voltagem total será 6 x 1,23 = 7,38 V.
Química A
GABARITO
19)a)Oxidação: Fe(s) → Fe(2+
aq ) + 2e E° = +0,44 V
Redução: １／２O2(g) + 2e + H2O(l) → 2OH(aq) E° = +0,41 V
b)Certa.
ΔE = +0,85 V
0
Oxidação: Zn( s ) → Zn(2+
aq ) + 2e
0
Redução: Fe(2+
aq ) + 2e → Fe( s )
E° = +0,76 V
E° = –0,44 V
b)Das reações apresentadas, o oxigênio possui maior
potencial de redução (tendência a reduzir). Ao reduzir,
o oxigênio promove a oxidação de outra espécie. Então, reduzindo muito facilmente ele é um ótimo agente
oxidante.
2H2O2(aq) → 2H2O + O2(g) E° = +1,08 V
c)Certa. O Nox do oxigênio aumenta de –1 para
0 – oxidação. Então o peróxido de hidrogênio
funciona como agente redutor.
ΔE = +0,32 V
d)Certa.
e)Certa. 3% em massa → Para 1000 g de solução,
30 g é de H2O2 (3%)
20)D
ΔE = E° Red – E° Oxi
0,46 = E° Red Ag – 0,34 V
E° Red Ag = 0,46 + 0,34
E° Red Ag = 0,80 V
2H2O2 → 2H2O + O2
(2 mol) 68 g –––––– 24,5 L (1 mol)
30 g –––––– x
x = 10,8 L
21)V – V – F – F – F
20 volumes → libera 20 L de O2 por litro de solução. Essa água oxigenada é aproximadamente
10 volumes.
25)39
01.Certa. O potencial de redução do iodo é maior
que o do zinco. Assim, o iodo irá reduzir e o zinco oxidar. Ao reduzir, o I2 forma I– que é incolor.
02.Certa. O potencial de redução da prata é maior
que o do iodo. Assim, a prata irá reduzir e o
zinco oxidar. Ao oxidar, o iodo permanece na
forma de I2, que é colorido.
04.Certa. O potencial de redução do iodo é maior
que a do níquel. Assim, o iodo irá reduzir e o
níquel oxidar. Ao reduzir, o I2 forma I–, que é
incolor.
08.Errada. O potencial de redução da prata é
maior que o do iodo. Assim, a prata tende a
reduzir e o iodo a oxidar. A prata metálica já é
a forma reduzida da prata e assim não pode
receber mais elétrons do iodeto (I–). A solução
permanecerá incolor.
16.Errada. O potencial de redução do iodo é maior
que o do níquel. Assim, o iodo tende a reduzir
e o níquel a oxidar. Ao reduzir, o I2 forma I–, que
é incolor, ou seja, a coloração desaparece.
32.Certa. O potencial de redução do hipoclorito
é maior que o do iodo. Assim, o hipoclorito
irá reduzir e o iodo oxidar. Ao oxidar, o iodo
permanece na forma de I2, que é colorido.
(V)O Nox da prata aumenta de 0 (Ag0) para +1(Ag2S).
(V)Na reação o alumínio oxida (perde elétrons), sendo
portanto o ânodo.
(F) Na reação entre prata e alumínio, quem oxida é o alumínio, que é um metal menos nobre que a prata. Assim,
o potencial de oxidação do alumínio é maior.
(F) O detergente serve apenas para retirar a gordura do objeto, facilitando a reação entre alumínio e sulfeto de prata.
(F)O alumínio oxida mais facilmente que a prata, sendo
assim mais reativo.
22)E
a)Errada. O chumbo é elemento representativo (família A).
b)Errada. O mercúrio na temperatura ambiente é líquido.
c)Errada. Os metais pesados são muito reativos e bioacumuláveis. Trata-se de um grupo de elementos metálicos
entre o cobre e o chumbo que possuem alta densidade
(acima de 4,0 g/cm3).
d)Errada. Mesmo contendo outros materiais, as pilhas não
são biodegradáveis e por isso devem integrar um lixo
especial.
e)Certa.
23)D
IIH2O2(aq) → O2(g) + 2H(+aq) + 2e– E° = –0,69 V
IIIH2O2(aq) + 2H(+aq) + 2e– → 2H2O E° = +1,77 V
O polo da bateria ligado ao carro deve ser o polo positivo,
pois pode receber elétrons evitando assim a oxidação.
26)E
24)A
a)Errada. Na equação I o oxigênio sofre oxidação sendo,
portanto, agente redutor, enquanto que o hidrogênio
sofre redução – agente oxidante.
Química A
a)Errada. O Nox do Mg0 aumenta (oxidação).
Assim, é agente redutor.
b)Errada. O Nox do Fe2+ diminui (redução).
c)Errada. O ânodo é onde ocorre perda de elétrons
(oxidação) – Mg0 / Mg2+.
3
GABARITO
d)Errada. A solução ficará mais concentrada, na
medida em que Mg0 se transforma em Mg2+, indo
para a solução.
e)Certa. Os elétrons chegam até o cátodo e passam para a solução que contém Fe2+, que se
transformará em Fe0, depositando-se sobre o
eletrodo.
O H+ tem preferência de descarga em relação ao K+, e
o Cl– tem preferência em relação ao OH–.
ânodo: 2Cl– → Cl2(g) + 2e
Cátodo: 2H+ + 2e → H2(g)
31)Solução aquosa de ácido sulfúrico: H2SO4
e
–
e
–
27)67
– cátodo
ânodo +
Maior potencial de redução: NiO.OH – sofrerá
redução – cátodo
Menor potencial de redução: Cd(OH)2 – sofrerá
oxidação – ânodo.
Ddp = 0,52 – (–0,82) = +1,34 V
1,34 x 50 = 67
OH
28)C
OH
O potencial de redução do cloro é maior que o do
bromo e o do iodo. Assim, ele irá reduzir e promover a oxidação de Br– e I–. Em relação ao flúor, este
possui maior potencial de redução, promovendo a
oxidação do cloro.
29)KCl fundido:
–
H
–
+
H
cuba
resistente
ao calor
+
O H+ descarrega no ânodo e o OH– tem preferência em
relação ao SO 2−
4 .
ânodo: 2OH– → 2e + １／２O2(g) + H2O
Cátodo: 2H+ + 2e → H2(g)
32)Solução aquosa de soda cáustica: NaOH
–
e
e
–
– cátodo
ânodo +
OH
OH
Cátodo: 2K+ + 2e → K2(s)
ânodo: 2Cl– → Cl2(g) + 2e
30)KCl aquoso:
e
–
e
–
–
H
+
H
33)Solução aquosa de hidróxido de magnésio: Mg(OH)2
e
–
e
C
4
–
–
H
–
– cátodo
ânodo +
C
cuba
resistente
ao calor
+
O H+ tem preferência de descarga em relação ao Na+
e o ânodo descarrega o OH–.
ânodo: 2OH– → 2e + １／２O2(g) + H2O
Cátodo: 2H+ + 2e → H2(g)
– cátodo
ânodo +
–
+
H
+
cuba
resistente
ao calor
Química A
OH
OH
–
–
H
+
H
+
cuba
resistente
ao calor
GABARITO
O H+ tem preferência de descarga em relação ao Mg2+
e o ânodo descarrega o OH–.
ânodo: 2OH– → 2e + １／２O2(g) + H2O
Cátodo: 2H+ + 2e → H2(g)
34)Solução aquosa de nitrato de sódio: NaNO3
e
–
e
O Ag+ tem preferência de descarga em relação ao
H+ e no ânodo OH– tem preferência em relação ao
−
NO3 .
ânodo: 2OH– → 2e + １／２O2(g) + H2O
Cátodo: Ag+ + e → Ag(s)
37)E
–
OH
OH
O transporte atualmente constitui uma grande
despesa para qualquer empresa. Ao submeter a
bauxita ao processo de eletrólise, obtém-se alumínio puro e descarta-se o resíduo que representa
mais de 50% da massa total. Por isso, às indústrias
procuram se estabelecer próximo às jazidas de
bauxita.
– cátodo
ânodo +
–
–
H
+
38)E
cuba
resistente
ao calor
+
H
eletrólise do sulfato de sódio aquoso: Na2SO4
–
–
e
O H+ tem preferência de descarga em relação ao Na+ e no
−
ânodo o OH– tem preferência em relação ao NO3 .
–
ânodo: 2OH → 2e + １／２O2(g) + H2O
Cátodo: 2H+ + 2e → H2(g)
e
– cátodo
ânodo +
35)Sulfato de sódio aquoso: Na2SO4
e
–
e
–
C
– cátodo
ânodo +
C
OH
OH
–
–
H
+
cuba
resistente
ao calor
+
H
O H+ tem preferência de descarga em relação ao Na+ e no
2−
ânodo o OH– tem preferência em relação ao SO4 .
–
ânodo: 2OH → 2e + １／２O2(g) + H2O
Cátodo: 2H+ + 2e → H2(g)
36)Nitrato de prata aquoso: AgNO3
e
–
e
–
H
+
H
+
cuba
resistente
ao calor
O H+ tem preferência de descarga em relação ao
Na+ e no ânodo o OH– tem preferência em relação
ao SO 2−
.
4
ânodo: 2OH– → 2e + １／２O2(g) + H2O
Cátodo: 2H+ + 2e → H2(g)
39)C
Q = i . t (tempo em segundos)
Q = 15.1200
Q = 18000 C
Na → Na+ + 1e
23 g 1 mol = 96500 C
x g 18000 C
x = 4,29 g
–
– cátodo
ânodo +
–
40)B
OH
OH
–
–
H
Al3+ + 3e– → Al
3 mol 27 g
3.96500 C 27 g
x C 2,7 g
+
+
H
cuba
resistente
ao calor
Química A
27 . x = 781650
x = 28950
5
GABARITO
(F)Cu2+ → bivalente. Cr3+ → trivalente.
A carga é equivalente a 2 mol de elétrons. Cromo
metálico → 3 mol de elétrons.
2
= 0,66 ... mol
3
(V)1 mol de e = 1F = 96.500 C
(F)Na eletrólise a energia elétrica é transformada em
energia química – não espontâneo.
41)B
80% em massa → 80 g em 100 g de solução.
NaOH
1 mol –––––– 40 g
x mol –––––– 80 g
x = 2 mol
1 mol –––––– 1 Faraday
2 mol –––––– y
y=2F
45)B
42)D
Ag → Ag+ + e–
108 g –––––– 96.500 C
(1 mol) (1F)
x g –––––– 4.825 C
x = 5,4 g
Menor potencial de oxidação: prata
E = –0,80 V → cátodo
Maior potencial de oxidação: zinco
E = +0,76 V → ânodo
ddp = 0,76 –(–0,80) = 1,56 V
46)E
43)D
Para a realização do exercício, considerar os polos
invertidos conforme esquema:
Cobre → Maior potencial de redução → reduzirá (ganha
e) – Cu2+ + 2e → Cu0
Níquel → Menor potencial de redução → oxidará (perde
e) – Ni0 → Ni2++ 2e
a)Certa. Níquel oxida (perde) cobre reduz (ganha).
b)Certa. Gera íons para manter as soluções neutras.
c)Certa. Níquel oxida no ânodo.
d)Certa. Cobre reduz no cátodo.
e)Errada. O correto é:
47)B
I. Certa. O eletrodo 1 é o ânodo (positivo – oxida−
ção): 2Cl( aq) → Cl2(g) + 2e
II. Certa. No eletrodo 2 ocorre redução:
+
2H( aq) + 2e → H2(g) A solução fica alcalina (excesso de OH–), o que dá a tonalidade rósea na presença fenolftaleína.
III.Errada. O cloreto (Cl–) oxidou-se no eletrodo 1.
44)F – V – F – V – F– V – F
i
. Δ t . 2 a carga não é
(F) Q = i . Δt → Se Q =
2
alterada. Assim, a quantidade de cobre depositada também não seria alterada.
(V) O cobre é bivalente (Cu2+). Então a carga usada
para depositar 1 mol de cobre pode proporcionar a deposição de 2 mol de prata que é
monovalente (2Ag+).
(F) Q = 2 . i . 2 . Δt → a massa de cobre depositada
seria 4 vezes maior.
(V)O cátodo é o polo negativo, onde ocorre chegada de elétrons (redução).
redução
Cu2+ + 2e Cu0 → depositado
6
Com mais adição de CuSO4, haverá mais íons Cu2+ que
podem reduzir, aumentando o potencial.
48)C
I. Certa.
II. Errada. Nas pilhas a energia química é convertida em
energia elétrica.
III.Certa.
49)C
Cobre possui maior potencial de redução (+0,034 V).
Assim, em uma pilha, sofrerá redução (recebe elétrons).
Isso ocorre no cátodo (polo positivo).
A ddp é +0,034 –(–0,76) = +0,794 V
50)E
Oxigênio possui potencial de redução maior – irá reduzir
(ganha elétrons no cátodo). Será o agente oxidante.
O zinco oxida no ânodo. A massa de zinco metálico diminui
e aumenta Zn(OH)2
ddp = +0,40 –(–1,25) = +0,40 + 1,25 = +1,65 V
Química A
GABARITO
51)D
56)C
ΔE = +1,05 – (–0,35)
ΔE = +1,05 + 0,35
ΔE = +1,40 V
57)E
Para que ocorra a reação, o elemento metálico deve
ser mais reativo que o metal na forma de cátion (ou
o hidrogênio) para assim poder deslocá-lo.
a)Cu é mais reativo que Ag – ocorre.
b)Al é mais reativo que H – ocorre.
c)Mg é menos reativo que Fe – ocorre.
d)Zn é menos menos que Na – não ocorre.
e)Na é mais reativo que H – ocorre.
A espécie mais oxidante é a que reduz mais facilmente, ou seja, a que possui maior potencial de redução → Cl2 (+1,4).
58)C
52)C
I. Errada. O ferro sofre oxidação – processo químico.
II. Certa.
III.Errada. O ferro metálico perde elétrons e assume
a forma iônica.
IV.Certa. O zarcao, ou tetróxido de chumbo, é um
conhecido anticorrosivo, onde o chumbo atua
como metal de sacrifício.
53)C
O metal ao ser dissolvido, na verdade é oxidado:
59)E
Cr tem maior potencial de oxidação → oxida no ânodo
(alternativa a está correta).
d.d.p. = +0,75 – (–0,80)
d.d.p. = +0,75 + 0,80
d.d.p. = +1,55 Volt (alternativa b está correta)
Cr → Cr3+ + 3e
Fe0 → Fe2++ 2e
Zn0 → Zn2++ 2e
O metal será mais dissolvido na presença de um
oxidante mais forte.
54)E
De acordo com o enunciado, o cobre sofrerá redução
formando pilha com qualquer um dos outros metais.
Assim, deve ter o maior potencial de redução. Quanto
maior for o potencial de oxidação do outro metal,
maior será a d.d.p.. Assim, pode-se estabelecer a
ordem de potencial de oxidação:
Pb < Ni < A < Mg
e)Errada. Os elétrons passam do eletrodo de crômio
(oxidação) para o eletrodo de prata (redução).
60)B
Potencial de redução:
Cu2+ → +0,34 V → reduz facilmente, oxida mais dificilmente
Cd2+ → –0,40 V → reduz menos, oxida mais facilmente
a)Errada. Entre Ni e Pb, Ni tem maior potencial de
oxidação – será no ânodo.
b)Errada. Entre Mg e Pb, Mg tem maior potencial.
c)Errada. Entre Mg e Al, Mg tem maior potencial.
d)Errada. Entre Al e Ni, Al tem maior potencial.
e)Certa. Entre Pb e Al, Al tem maior potencial – será
o ânodo.
* Como a prata é mais nobre, é mais difícil de oxidar → potencial de oxidação menor
potencial de redução maior
Cd > Cu > Ag
Ordem crescente de potencial de oxidação
Como oxidação ocorre no ânodo:
d.d.p. = +0,80 – (–0,14)
d.d.p. = +0,80 + 0,14
d.d.p. = +0,94 V
Ordem decrescente de potencial de oxidação
d.d.p. = +0,34 – (–0,40)
d.d.p. = +0,34 + 0,40
d.d.p. = +0,74 V
61)30
55)C
01.Errada. Ocorre oxidação (perda de elétrons que vão
para o eletrodo de prata).
02.Certa. Observável na figura.
04.Certa. O cobre sofre oxidação – agente redutor.
08.Certa.
A solução torna-se mais concentrada pois permanecem os íons Mg2+ e SO2−
e saem H2 e O2, repre4
sentando saída de água, num efeito inverso ao da
diluição.
16.Certa. +0,80 – 0,34 = 0,46 V
32.Errada. A pilha deve ser representada no sentido da
corrente elétrica:
ânodo → cátodo: Cu0 / Cu2+ // Ag+ / Ag0
Química A
7