ELETROQUÍMICA: ESPONTANEIDADE DAS REAÇÕES REDOX

QUÍMICA - 2o ANO
MÓDULO 24
ELETROQUÍMICA:
ESPONTANEIDADE DAS
REAÇÕES REDOX
Processo espontâneo
PILHA
Energia
Química
Energia
Elétrica
ELETRÓLISE
Fixação
1) (UFF)
Voltímetro
bateria
V
KC (aq)
Pb
metálico
Zn
metálico
Pb 2+(aq)
Zn 2+(aq)
Carbono
Carbono
K +aq I -aq
Esquema I
Esquema II
Observando-se os esquemas, que ilustram transformações químicas, 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.
Fixação
F
2) (UFRRJ) Baseado nos potenciais abaixo, é correto afirmar que:
3
M
Z
P
C
A
Semirreações
Potenciais de redução (volts)
A
+++
+ 3e ↔ A
-1,66
Zn
++
+ 2e ↔ Zn
-0,76
-
-
Sn + 2e ↔ Sn
-0,14
a) o zinco é melhor agente oxidante
b) o alumínio é melhor agente redutor
c) o zinco é pior agente redutor
d) o estanho é o melhor agente redutor
e) o estanho é o pior agente oxidante
++
-
a
b
c
d
e
b
Fixação
3) (UERJ) Considere os metais com seus respectivos potenciais-padrão de redução:
Mg2+ + 2e- → Mg
E0 = - 2,97 V
2+
Zn + 2e → Zn
E0 = - 0,76 V
Pb2+ + 2e- → Pb
E0 = - 0,13 V
2+
Cu + 2e → Cu
E0 = - 0,34 V
Ag+ + e- → Ag
E0 = - 0,80 V
A alternativa que expressa corretamente a transferência de elétrons dos metais acima é:
a) O melhor agente redutor é o Ag.
b) O Pb cede elétrons mais facilmente que o Zn.
c) A reação íon Mg2+ + Zn → Mg + Zn2+ não é espontânea.
d) O íon Mg2+ recebe elétrons mais facilmente do que o íon Cu2+.
e) Pode-se estocar, por longo prazo, uma solução de Sulfato de Cobre II num recipiente à
base de Zinco.
Fixação
F
4) De acordo com os dados, verifica-se que não se deve colocar parafusos de ferro numa5
esquadria de alumínio, pois:
t
p
Fe2+ + 2e- → Fe0
E0= - 0,440V
a
p
0
3+
0
E = -1,663V
A + 3e → A
p
a) o ferro cederá elétrons para o alumínio
b) o alumínio será reduzido
c) ocorrerá corrosão do alumínio
d) ocorrerá formação do Fe(AO2)3
e) formará uma pílha com ddp igual a 2,103V
o
a
b
c
d
e
Fixação
5) (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) + 2e-
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(aq) + 4H+ +4e → 2H2O(l) E0 = + 1,25 volts.
A reação global representativa da formação de ferrugem no metal é:
2Fe2+(s) + O2 + 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
Fixação
F
6) (USS) Dados os potenciais de redução dos seguintes eletrodos:
7
p
Cu2+ + 2e → Cu0 Ered = +0,34 V
r
A3+ + 3e → A0 Ered = -1,67 V
Zn2+ + 2e → Zn0 Ered = -0,76 V
Ag1+ + 1e → Ag0 Ered = +0,80 V
Pb2+ + 2e → Pb0 Ered = -0,13 V
A partir desses dados, podemos concluir que a equação representativa de uma reação não
espontânea é:
a
a) Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu
b
b) 2A + 3Pb(NO3)2 → 2A (NO3)3 + 3Pb
c
c) Pb + 2AgNO3 → Pb (NO3)2 + 2Ag
d
d) 2A + 3CuC2 → 2AC3 + 3Cu
e) 2Ag + Cu(NO3)2 → 2AgNO3 + Cu
Fixação
7) (UERJ) O conhecimento dos potenciais de oxirredução das espécies químicas nos permite
prever quando a transferência de elétrons será espontânea. Considere as semirreações de
redução e os correspondentes potenciais padrão:
Cu2+(aq) + 2e- → Cu0(s)
Ni2+(aq) + 2e- → Ni0(s)
Ag+(aq) + e- → Ag0(s)
Mn2+(aq) + 2e- → Mn0(s)
A partir daí, podemos afirmar que um processo espontâneo está representado em:
a) Cu0(s) + Mn2+(aq) → Cu2+(aq)+ Mn0(s)
b) Ni2+(aq) + Ag0(s) → Ni0(s) + 2 Ag+(aq)
c) Mn2+(aq) + Cu2+(aq) → Mn0(s)+ Cu0(s)
d) Mn0(s) + 2 Ag+ (aq) → Mn2+(aq) + 2 Ag0(s)
Fixação
F
8) (UFSCAR) Deseja-se armazenar uma solução de NiC2, cuja concentração é de 1 mol/L a9
25ºC, e para isso dispõe-se de recipientes de:
c
d
I) cobre.
t
II) lata comum (revestimento de estanho).
III) ferro galvanizado (revestimento de zinco).
I
IV) ferro.
I
Dados os potenciais padrão de redução a seguir, a solução de NiC2 poderá ser armazenada,I
sem que haja a redução dos íons Ni2+ da solução, nos recipientes:
I
2+
- ←
Zn (aq)+ 2e → Zn(s)
- 0,76 V
Fe2+(aq)+ 2e- ←
Fe
- 0,44 V
→ (s)
a
2+
- ←
Ni (aq) + 2e → Ni(s)
- 0,25 V
b
Sn2+(aq) + 2e- ←
- 0,14 V
→ Sn(s)
c
Cu2+(aq) + 2e- ←
+ 0,34 V
→ Cu(s)
d
a) I e II, apenas
b) I, II e IV, apenas
c) III e IV, apenas
d) I, III e IV, apenas
e) I, II, III e IV
e
Fixação
9) (PUC) Em ambientes redutores, como o existente em sedimentos de lagos eutrofizados (baixa
concentração de oxigênio), há a formação de diferentes compostos químicos, inclusive alguns
danosos à vida aquática, como nitritos e gás sulfídrico (H2S). Abaixo estão listadas algumas das
transformações possíveis.
I) SO42- + 10H+ + 2e- → H2S + H2O II) MnO2 + 4H+ + 2e- → Mn2+ + 2H2O
III) Fe(OH)3 + 3H+ + 2e- → Fe2+ + 3H2O
IV) NO-3+ 4H+ + 2e- → NO-2 + 2H2O
E = - 0,20V
E = + 0,50V
E = + 0,25V
E = + 0,58V
Com base nos seus potenciais de redução, pode-se afirmar que nesses ambientes redutores:
a) nitritos se formam mais facilmente do que gás sulfídrico.
b) a presença de Mn2+ indica que o ferro está, necessariamente, na forma 2+.
c) gás sulfídrico se forma mais facilmente que os nitritos.
d) o ferro está na forma 2+, e o manganês aparece como MnO2.
e) antes que o MnO2 passe a Mn2+, o SO4-2 é reduzido a H2S.
Fixação
F
10) É comum nos grandes navios o uso de placas de “metais de sacrifício” para proteger o1
casco dos processos de corrosão. A principal característica desses metais deve ser:
i
d
a) a elevada reatividade com a água;
s
b) a elevada resistência a processos de oxidação;
c
c) a facilidade de formarem ligas;
é
d) o fraco poder redutor;
p
e) apresentar menor potencial de redução.
D
Fixação
Ni2+ + 2e- → Ni0
11) (CESGRANRIO) A proteção catódica
ilustrada na figura é um dos métodos utilizados para proteger canalizações metálicas
subterrâneas contra a corrosão. Próximo à
canalização e ligada a ela por um condutor,
é colocada uma barra de metal que sofra
preferencialmente a ação do agente oxidante.
barra do
metal protetor
canalização
Dados:
Fe2+ + 2e- → Fe0
E0 = - 0,44V
Cu2+ + 2e- → Cu0
E0 = + 0,34V
Ag+ + e- → Ag0
E0 = + 0,80V
Pb + 2e → Pb
2+
-
0
E0 = - 0,13V
E0 = - 0,25V
Mg + 2e → Mg
2+
-
0
E0 = - 2,37V
Considerando uma tubulação de ferro, assinale a opção que se refere ao elemento que
pode ser utilizado como protetor:
a) Cu
b) Ag
c) Pb
d) Ni
e) Mg
Fixação
F
12) (UFRRJ) Na proteção de tubulações de ferro, para evitar a corrosão, utiliza-se “ânodos de1
sacrifício”. Dentre os metais abaixo o mais apropriado para proteger as tubulações é:
p
s
Potenciais de oxidação
Cu / Cu++ = − 0,34 V
Ag / Ag+ = − 0,79 V
Sn / Sn++ = + 0,14 V
Pb / Pb++ = + 0,13 V
Zn / Zn++ = + 0,76 V
a) o chumbo.
b) a prata.
c) o cobre.
d) o estanho.
e) o zinco.
t
fi
a
b
c
d
e
Fixação
13) (UFSCAR) Filtros de piscinas, construídos em ferro, são muito afetados pela corrosão. No
processo de corrosão ocorre a dissolução lenta do metal, com a formação de íons Fe2+ em
solução aquosa.
Para a proteção dos filtros são utilizados os chamados “eletrodos de sacrifício”. Estes eletrodos são barras de metais convenientemente escolhidos que, colocados em contato com o
filtro, sofrem corrosão no lugar do ferro.
Com base nos dados tabelados a seguir:
Semirreação
E0(volt)
Mg2+ + 2e- → Mg0
- 2,37
Fe + 2e → Fe
- 0,44
Ni2+ + 2e- → Ni0
- 0,26
Cu + e → Cu
+ 0,34
2+
+
-
-
0
0
Pode-se prever que são “eletrodos de sacrifício” adequados, barras de:
a) magnésio, apenas.
b) cobre, apenas.
c) níquel, apenas.
d) cobre e níquel, apenas.
e) cobre, níquel e magnésio.
Fixação
14) (PUC) A partir dos valores de potencial-padrão de redução apresentados abaixo, o potencialpadrão do sistema formado por um anodo de Zn/Zn2+ e um catodo de Ag/AgC seria:
Zn2+(ag)+ 2e → Zn(s) E° = -0,76 V versus eletrodo padrão hidrogêneo
AgCl(s) + e → Ag(s) + Cl-(ag) E° = + 0,20 V versus eletrodo padrão hidrogêneo
a) -1,32 V
b) -1,16 V
c) -0,36 V
d) +0,56 Ve) +0,96 V
Proposto
1) (ENEM) Ferramentas de aço podem sofrer corrosão e enferrujar. As etapas químicas
que correspondem a esses processos podem ser representadas pelas equações:
Fe + H2O + ½ O2 → Fe(OH)2
Fe(OH)2 +½ H2O + ¼ O2 → Fe(OH)3
Fe(OH)3 + nH2O → Fe(OH)3 . nH2O (ferrugem)
a) lubrificação, evitando o contato entre as ferramentas.
b) impermeabilização, diminuindo seu contato com o ar úmido.
c) isolamento térmico, protegendo-as do calor ambiente.
d) galvanização, criando superfícies metálicas imunes.
e) polimento, evitando ranhuras nas superfícies.
Proposto
2) (UERJ-Adaptada) Uma interessante sequência de reações químicas pode ser realizada em
casa. Coloque um pouco de tintura de iodo (I2) em contato com pregos galvanizados (Zn) e
você observará o descoramento da tintura. Para retornar à cor original, acrescente um pouco
de água sanitária (NaCO). A cor da tintura retorna, mas forma-se um precipitado branco, que
é facilmente eliminado pela adição de vinagre (etanoico).
A tabela abaixo apresenta dados eletroquímicos referentes às etapas iniciais da sequência
de reações.
Semirreação
Potencial-padrão
Zn → Zn + 2e
+ 0,76 V
2+
I2 + 2e → 2I
+ 0,54 V
-
CO + H2O + 2e→ C + 2OH
-
-
-
+ 0,84 V
a) Escreva a equação química que ilustra o descoramento da tintura de iodo.
b) Calcule a diferença de potencial produzida pela reação nas condições-padrão, que faz retornar a cor original da tintura de iodo.
Proposto
3) (UERJ) Em geral, soluções aquosas ácidas de sais do cátion Fe+2 são azul-esverdeadas
quando recém- -preparadas. Se expostas ao ar atmosférico, tornam-se amareladas. As
soluções de cátion Co+2, em condições semelhantes as do cátion Fe+2, não sofrem alteração
eda cor rósea original. Essas mudanças de coloração em metais de transição devem-se,
dentre outros fatores, a mudanças em seus estados de oxidação e, no caso dos íons Fe +2,
a alteração é provocada pela ação do oxigênio do ar atmosférico. São fornecidas abaixo
as semirreações de redução, com os respectivos potenciais-padrão:
2H+ + ½O2 + 2e- → H2O
Fe + 1e → Fe
+3
+2
Co + 1e → Co
+3
+2
1,23 V
0,77 V
1,82 V
a) Escreva a equação química completa e equilibrada que representa a oxidação dos íons
-ferrosos a íons férricos pela ação do oxigênio.
b) Justifique o fato de as soluções de cobalto serem estáveis frente à ação do oxigênio.
Proposto
4) (UFRRJ) Determine a reação espontânea, baseando- -se nas semirreações abaixo, com
seus respectivos potenciais de redução, e calcule a ddp (ΔE), justificando suas conclusões.
++
Fe +++ + 1e- ←
→ Fe E = + 0,77 V
-
C + 2e- ←
E = + 1,36 V
→ 2 C
Proposto
5) (UFRJ)
Estávamos na sede da Aços Villares e
eu apresentei meu plano para onze pessoas
que pensam, respiram e vivem aço no seu
trabalho. Aço, inimigo filosófico e eletrolítico
do alumínio.
(Amyr Klink, Paratii - Entre Dois Polos, pag. 89.)
A tabela a seguir indica os potenciaispadrão de redução de alguns metais. Use-a
para resolver os itens a e b.
Potenciais-padrão de redução
Volts
Mg + 2e → Mg
-2,37
A + 3e → A
-1,66
2+
3+
-
-
0
0
Zn + 2e → Zn
-0,76
Fe + 2e → Fe
-0,44
2+
2+
-
0
0
Ni2+ + 2e- → Ni0
-0,23
Cu + 2e → Cu
2+
-
0
+0,34
a) O alumínio e o aço são muito utilizados na
construção de barcos. É comum, entretanto,
observarmos a existência de pontos de corrosão nos lugares onde o aço entra em contato
direto com o alumínio.
Sabendo que o ferro é o principal constituinte do aço, escreva a reação de oxirredução
que ocorre nestes pontos.
b) Uma forma de proteger um metal contra
oxidação é fixar lâminas de outro metal que
se oxide mais facilmente do que ele.
Escolha, dentre os metais indicados na
tabela, o mais adequado para a proteção de
uma embarcação de alumínio. Justifique a
sua escolha.
c) Uma outra forma de proteger um metal é a
deposição de uma camada de óxido do próprio
metal sobre sua superfície.
Coloque os óxidos de elementos do 3o
período da tabela periódica, A3O3, MgO, SO2,
C2O5 e NaO, em ordem crescente de caráter
ácido.
Proposto
6) (UFRRJ) Observe o quadro a seguir:
Recipientes metálicos
Potenciais de redução (volts)
Ferro
Fe2+/Fe = -0,44
Chumbo
Pb2+/Pb = -0,13
Zinco
Zn2+/Zn = -0,76
Manganês
Mn2+/Mn = -1,18
Para estocar uma solução contendo cloreto de níquel, um técnico realizou experiências até
encontrar um recipiente apropriado. Sabendo-se que o potencial de redução do níquel [E0RED
(Ni2+/Ni) = - 0,25V], a que conclusões o técnico chegou, quanto aos recipientes? Justifique a
sua resposta.
é
D
a
Proposto
7) (UFRJ) Podemos prever se uma reação de simples troca ocorre ou não com base na série
de reatividade decrescente dos metais.
Mergulhando-se uma lâmina de zinco em uma solução de ácido clorídrico, o zinco deslocará o hidrogênio por ser mais reativo do que ele. Se o cobre é usado em lugar do zinco, não
ocorre reação.
Outra forma de se prever a espontaneidade de uma reação é utilizar escalas de potenciais de
reação como, por exemplo, a da tabela a seguir que deve ser usada para resolver os itens a e b.
Potenciais-padrão de redução
Volts
Zn + 2e → Zn
-0,76
2+
-
0
Ni + 2e → Ni
-0,23
Cu2+ + 2e- → Cu0
+0,34
2+
-
0
a) Indique se a equação Cu0+ + Ni2 → Cu2 + Ni° corresponde a uma reação espontânea.
Justifique sua resposta.
b) Escreva a equação da reação que ocorre no ânodo e calcule a força eletromotriz (ddp padrão) de uma pilha níquel / zinco.
Proposto
8) (FUVEST) Uma liga metálica, ao ser mergulhada em ácido clorídrico, pode permanecer
inalterada, sofrer dissolução parcial ou dissolução total. Qual das situações acima será observada com a liga de cobre e zinco (latão)? Justifique utilizando as informações relativas às
semirreações medidas em E0(Volt):
I) C2 + 2e-­→ 2C­ Ei = + 1,36
II) Cu2+ + 2e-­→ Cu
Ei = + 0,34
+
III) 2H + 2e­ → H2 Ei = 0,00
IV) Zn2+ + 2e­- → Zn
Ei = - 0,76