ELETROQUÍMICA 01)As relações existentes entre os

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ELETROQUÍMICA
01)As relações existentes entre os fenômenos elétricos e as reações químicas são estudadas:
a)
b)
c)
d)
e)
na termoquímica.
na eletroquímica.
na cinética química.
no equilíbrio químico.
na ebuliometria.
02)Em uma pilha de zinco e chumbo, a reação que ocorre é a seguinte:
2+
2+
Pb (aq) + Zn (s) Pb (s) + Zn (aq)
Assinale a proposição falsa:
a)
b)
c)
d)
e)
O pólo negativo é o eletrodo de zinco.
O cátodo é o eletrodo de zinco.
O eletrodo de zinco sofre corrosão.
No circuito externo, os elétrons fluem do eletrodo de zinco para o eletrodo de chumbo.
Na solução a corrente elétrica é formada por íons.
03)Na pilha Zn, Zn 2+ // Cu 2+, Cu, teremos:
a)
b)
c)
d)
e)
O Zn ganha elétrons.
A placa de zinco aumenta de massa.
A placa de zinco é o pólo positivo.
Os elétrons fluem pelo fio do zinco para o cobre.
A placa de cobre é o pólo negativo.
04)O pólo onde saem os elétrons, em uma pilha, é:
a)
b)
c)
d)
e)
cátodo.
pólo positivo.
ânodo.
o eletrodo que aumenta a massa.
o que ocorre redução.
05)Uma determinada pilha consiste em uma semicela, na qual um fio de prata está mergulhado numa
solução 1 mol/L de nitrato de prata (AgNO3), e em outra, onde o fio de cobre está mergulhado numa
solução 1 mol/L de sulfato de cobre (CuSO4). Na pilha descrita ocorre a seguinte reação:
2 Ag+(aq) + Cu(s) 2 Ag(s) + Cu2+(aq)
Nesta pilha:
a)
b)
c)
d)
e)
O metal prata é o ânodo.
O metal prata é oxidado.
A concentração dos íons prata aumentará durante o processo.
O fluxo de elétrons é no sentido do metal prata para o cobre.
O metal prata é o pólo positivo.
06)Um alquimista maluco descobriu que o chumbo metálico pode ceder elétrons espontaneamente em
soluções de AuCl3, e construiu a seguinte pilha:
0
2+
3+
0
Pb , Pb // Au , Au
Para esta pilha, é correto afirmar:
a)
b)
c)
d)
e)
0
3+
O Au se reduz e o Au se oxida.
O alquimista transformou chumbo em ouro.
0
0
O cátodo é o Au e o ânodo é o Pb .
2+
A solução de Pb ficará mais diluída.
3+
A solução de Au ficará mais concentrada.
2+
07) (Covest-2005) Podemos dizer que, na célula eletroquímica Mg(s) / Mg
a)
b)
c)
d)
e)
o magnésio sofre redução.
o ferro é o ânodo.
os elétrons fluem, pelo circuito externo, do magnésio para o ferro.
há dissolução do eletrodo de ferro.
a concentração da solução de Mg2+ diminui com o tempo.
2+
(aq)
// Fe
(aq)
/ Fe(s):
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08) Indique a alternativa falsa, baseando-se nas afirmações referentes à pilha de Daniell:
a)
b)
c)
d)
e)
É considerado pólo negativo o eletrodo de maior potencial de oxidação.
Os elétrons migram do eletrodo de maior para o de menor potencial de oxidação.
No eletrodo positivo ocorre corrosão e no negativo, aumento de massa.
A ponte salina permite a mobilidade dos elétrons.
O movimento dos elétrons do ânodo para o cátodo é chamada corrente elétrica.
+
09)Para recuperar prata de soluções aquosas contendo íons Ag , costuma-se adicionar zinco metálico às
soluções, pois a transformação: 2 Ag + + Zn0 2 Ag0 + Zn 2+ é espontânea. Pode-se concluir que:
+
a)
b)
c)
d)
e)
0
O potencial de redução do Ag / Ag é maior do que o do Zn
+
0
Ocorre transferência de elétrons do Ag para o Zn .
0
+
O Zn atua como oxidante e o Ag como redutor.
O Zn0 é menos redutor do que Ag0.
Ocorre eletrólise do Ag + e do Zn0.
2+
0
/ Zn .
10) Sobre pilha podemos afirmar que:
0
1
2
3
4
0
1
2
3
4
No ânodo ocorre sempre oxidação.
No cátodo teremos o fenômeno de redução.
O ânodo é o pólo negativo.
O cátodo é o pólo positivo.
Uma reação química produz corrente elétrica.
11) Podemos observar na pilha de Cu e Zn, conhecida como pilha de Daniell que:
Considere: Zn, Zn 2+ // Cu 2+, Cu
0
1
2
3
4
0
1
2
3
4
A placa de zinco se desgasta com o tempo.
A placa de zinco é o pólo positivo.
O eletrodo de cobre tem sua massa aumentada.
No pólo positivo está ocorrendo o fenômeno de redução.
O fluxo de elétrons, pelo fio, é do eletrodo de zinco para o de cobre.
12) (UFMG) Mergulhando uma placa de cobre dentro de uma solução de nitrato de prata, observa-se a
formação de uma coloração azulada na solução, característica da presença de Cu+2(aq), e de um
deposito de prata. Sobre essa reação, pode-se afirmar corretamente que:
a)
b)
c)
d)
e)
A concentração dos íons nitrato diminui no processo.
O cobre metálico é oxidado pelos íons prata.
O íon prata cede elétrons à placa de cobre.
O íon prata é o agente redutor.
Um íon prata é reduzido para cada átomo de cobre arrancado da placa.
13) Assinale a opção que contém, respectivamente, a d.d.p., ânodo, cátodo e número de elétrons
envolvidos na reação global da pilha galvânica padrão de Zn e Cr.
Eo = – 0,76 V
Dados: Zn 2+ + 2 e – Zn
3+
–
Cr + 3 e Cr
Eo = – 0,74 V
a)
b)
c)
d)
e)
– 0,02 V; Zn; Cr; 3.
+ 0,02 V; Zn; Cr; 6.
– 0,70 V; Zn; Cr; 6.
+ 0,70 V; Cr; Zn; 3.
+ 0,02 V; Cr; Zn; 2.
14) A d.d.p. da pilha Ca / Ca 2+ // Pb 2+ / Pb é igual a:
2+
–
o
Sabendo-se que: Ca + 2 e Ca
E = – 2,76 V
2+
–
o
Pb + 2 e Pb
E = – 0,13 V
a)
b)
c)
d)
e)
+ 2,89 V
+ 2,63 V
– 2,89 V
– 2,63 V
+ 2,73 V
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15) Dadas as seguintes semi-reações:
I) Ca+ +
II) Zn+ +
++
III) Cu
+
+
+
2 HCl
IV)
2 e
2 e
2 e
( aq )
<
> Ca 0
<
> Zn 0
E =
<
> Cu 0
0
+2
e <
E =
0
2,87 V
0
0,76 V
E = + 0,34 V
>H
+ 2 Cl ( aq ) E 0 = 0,00 V
2(g)
É correto afirmar que:
0 0 O zinco tem maior potencial de redução do que o cálcio.
1 1 Zinco metálico em contato com íons cálcio irá formar íons zinco e cálcio metálico.
2 2 Ao mergulhar uma barra de zinco em ácido clorídrico concentrado irá ocorrer a seguinte reação:
Zn (s) + 2 HCl (aq) ZnCl2 (aq) + H2 (g).
3 3 Ao mergulhar uma barra de cobre em ácido clorídrico concentrado irá ocorrer a seguinte reação:
Cu (s) + 2 HCl (aq) CuCl2 (aq) + H2 (g).
4 4 Uma pilha constituída por eletrodos de cobre e zinco terá d.d.p igual a 1,10 V.
16)Você já deve ter sentido uma “dor fina” ao encostar-se a sua obturação metálica (amálgama de mercúrio
e prata) um talher de alumínio ou mesmo uma embalagem que contenha revestimento de alumínio. O
que você sente é resultado de uma corrente elétrica produzida pela pilha formada pelo alumínio e pela
obturação.
Considere as informações a seguir e marque a opção que apresenta a ddp ou fem da pilha, o cátodo e o
ânodo, nessa ordem.
Dados: Al 3+ + 3 e – Al (s)
E0 = – 1,66 V
2+
–
Hg2 + 2 e 2 Hg (liga com prata) E0 = + 0,85 V
a)
b)
c)
d)
e)
+
–
–
+
+
ddp
cátodo
0,81 V
0,81 V
2,51 V
2,51 V
2,51 V
Hg22+
Al 3+
Hg22+
Al 3+
Hg22+
ânodo
Al (s)
Hg (s)
Al (s)
Hg (s)
Al (s)
17) Nas semi-reações:
Au0 Au3+ + 3 e –
Cu0 Cu2+ + 2 e –
O ânodo, o cátodo e a ddp da pilha são, respectivamente:
0
Dados: E red , Au = + 1,50 V
0
E red , Cu = + 0,34 V
a)
b)
c)
d)
e)
cobre, ouro
ouro, cobre
ouro, cobre
cobre, ouro
ouro, cobre
e
e
e
e
e
+ 1,16 V.
+ 1,16 V.
– 2,32 V
– 2,32 V
– 1,16 V
18) (PUC-SP) Uma faca de ferro foi esquecida dentro de uma solução 1,0 mol/L de nitrato mercúrico. De
acordo com essa informação e com as semi-reações a seguir, é correto afirmar que:
Hg
Fe
a)
b)
c)
d)
e)
2+
2+
+ 2 e+ 2 e-
Hg
E° = + 0,85 V
Fe
E° = - 0,44 V
a faca irá dissolver-se.
o ferro irá sofrer redução.
o ferro será o agente oxidante da reação.
os íons Fe2+ em solução receberão elétrons do mercúrio metálico.
os íons mercúrico da solução sofrerão oxidação.
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19) Considere as semi-reações:
E o (Volts)
+
Ag
F2
Li
Cr
Br2
1-
+
+
+
+
+
Entre as espécies Ag, F , Li, Br
a)
b)
c)
d)
e)
1-
1 e2 e1 e3 e2 e-
Ag
2 FLi
Cr
2 Br-
+ 0,80
+ 2,87
- 3,05
- 0,74
+ 1,09
e Cr pode-se afirmar que o pior agente redutor é:
Li
Ag
F 1BrCr
20) (Covest-2002) A pilha secundária ou bateria de sódio-enxofre, utilizada no carro elétrico Ford Ecostar, é
uma das mais intrigantes, pois os reagentes são líquidos e o eletrólito é sólido. As semi-reações e seus
potenciais de redução padrão são, respectivamente,
Na+ + e–
S8 + 16 e–
Na
8 S2–
– 2,7 V
– 0,5 V
Qual é o potencial, em Volts, gerado pela associação em série de cinco destas baterias (pilhas
secundárias)?
Resp: 11.
Justificativa:
O potencial padrão de uma pilha é calculado pela equação:
o
o
εpilha
= εredução
do catodo
− εoredução
do ânodo
Logo, o potencial de uma célula de sódio-enxofre será:
ε°pilha = −0,5 V − (− 2,7 V ) = 2,2 V
O potencial gerado pela associação em série de baterias é dado pelo somatório dos potenciais de cada
bateria. Portanto o potencial gerado pela associação em série de 5 baterias de sódio-enxofre será:
5 x (2,2 V) = 11 Volts
3+
21) Em uma pilha Al, Al // Zn
Dados: Zn 2+ + 2 e – Zn
Al 3+ + 3 e – Al
a)
b)
c)
d)
e)
2+
, Zn o valor da d.d.p. é:
0
E = – 0,76 V
0
E = – 1,66 V
+ 1,66 V.
– 0,76 V.
+ 0,90 V.
+ 2,42 V.
– 2,42 V.
22) Uma pilha funciona com base nos seguintes valores de potenciais padrão de oxidação:
Al Cu Al 3+ +
Cu 2+ +
3e–
2e–
E° = + 1,66 V
E° = – 0,34 V
É incorreta afirmar que:
a)
b)
c)
d)
e)
A placa de cobre está diminuindo de massa.
Na reação total da pilha, o alumínio é o agente redutor.
O eletrodo de alumínio funciona como ânodo.
A d.d.p. da pilha é igual 2,0 V.
Os íons cúpricos em solução estão sofrendo redução.
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23) (VALE DO SAPUCAÍ-MG) Considere as seguintes semi-equações e seus respectivos potenciais padrão:
Zn 2+(aq) + 2 e – Zn (s)
E 0 = – 0,763 V.
Pb 2+(aq) + 2 e – Pb (s)
Ag
2+
E 0 = – 0,126 V.
+ 2 e Ag (s)
–
(aq)
0
E = + 0,799 V.
Assinale a opção correspondente ao esquema que representa corretamente o funcionamento de uma
célula galvânica operando espontaneamente.
e
a) .
e
V
ponte salina
Pb
Zn
2
Zn +
2
Pb +
e
e
b)
V
ponte salina
Pb
Zn
2
Zn +
Pb
e
2+
e
V
c)
ponte salina
Ag
Zn
2
Zn +
Ag
e
+
e
V
d)
ponte salina
Ag
Zn
Zn
2+
Ag
+
e) impossível montar uma pilha galvânica com estes eletrodos.
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24)Dado o esquema relativo a uma pilha e sabendo-se que os elétrons fluem do eletrodo de magnésio para
o eletrodo de zinco, podemos afirmar que:
Mg
Zn
Zn
2+
Mg
2+
Zn
Mg
a)
b)
c)
d)
e)
2+
2+
a reação não é espontânea.
o eletrodo de magnésio é o pólo positivo.
o eletrodo de zinco é o cátodo.
o eletrodo de zinco sofre corrosão.
a concentração de Mg2+ diminui.
25) O esquema representa uma célula galvânica, onde:
Mg
Zn
Mg
Zn
2+
2+
2+
+ 2 e-
Mg
0
E = - 2,37 V
+ 2 e-
Zn
0
E = - 0,76 V
Zn
Mg
Mg
2+
Zn
2+
2+
Sobre esta célula, são feitas as seguintes afirmações:
I. Deixando a pilha funcionar haverá fluxo de elétrons do eletrodo de zinco para o eletrodo de
magnésio.
E0 = + 3,13 V.
II. A reação global da pilha é Zn + Mg2+ Zn2+ + Mg
III. Na pilha, o eletrodo de Mg perde massa.
IV. O eletrodo de Zn é denominado cátodo.
Das afirmações anteriores são corretas apenas:
a)
b)
c)
d)
e)
todas.
I e II.
II e III.
III e IV.
II.
26) (UFPE) Considere uma cela galvânica formada por semicelas padrão de cobre e de zinco, cujos
potenciais de redução são os seguintes:
Cu2+ + 2 e – Cu
2+
–
Zn + 2 e Zn
E0 = + 0,34 V
0
E = – 0,76 V.
É correto afirmar que:
a)
b)
c)
d)
e)
Os elétrons no circuito externo fluirão do eletrodo de cobre para o eletrodo de zinco.
O potencial padrão da cela é – 0,42 V.
Quando o equilíbrio for atingido não haverá diferença de potencial entre os eletrodos.
Os íons zinco são reduzidos a zinco metálico.
O eletrodo de cobre é o cátodo.
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27) Uma célula galvânica é constituída de 2 eletrodos:
1º eletrodo: 1 lâmina de ferro metálico submersa numa solução de FeSO4 1 mol/L.
2º eletrodo: 1 lâmina de prata metálica submersa numa solução de AgNO3 1 mol/L.
Sabendo que os potenciais normais de redução desses metais são:
Fe2+ + 2 e – Fe
Ag+ + 1 e – Ag
E0 = – 0,44 V.
E0 = + 0,80 V.
O potencial dessa célula, quando os dois eletrodos são ligados entre si internamente por uma ponte
salina e externamente por um fio de platina, será:
a)
b)
c)
d)
e)
+ 0,36 V.
– 0,36 V.
– 1,24 V.
– 1,36 V.
+ 1,24 V.
28) As pilhas são largamente utilizadas no mundo moderno, e o esquema abaixo mostra uma pilha montada
a partir de placas de níquel e zinco.
Com base na informação e em seus conhecimentos sobre eletroquímica, pode-se afirmar que
Dados:
Zn 2+(aq) + 2 e – Zn (s)
E 0 = – 0,76 V.
Ni 2+(aq) + 2 e – Ni (s)
E 0 = – 0,25 V.
V
ponte salina
Zn
Ni
2
2
SO4
a)
b)
c)
d)
e)
Ni
2+
Zn
2+
SO4
A concentração dos íons Ni 2+ na solução de NiSO4 aumenta.
A ponte salina evita a migração de íons do ânodo para o cátodo.
A placa de zinco diminui de massa.
O potencial de oxidação do níquel é maior que o do zinco.
A concentração de íons nas soluções não afeta o funcionamento da pilha.
29) Quando uma porção de bombril é mergulhada numa solução 0,10 mol/L de sulfato de cobre, durante um
dia, todas as observações a seguir podem ser confirmadas, exceto:
Dados: Fe + 3 e Fe
2+
–
Cu + 2 e Cu
3+
a)
b)
c)
d)
e)
–
0
E = – 0,04 V.
0
E = + 0,34 V.
O bombril permanecerá inalterado.
Os íons sulfato permanecerão na solução.
A solução conterá íons Fe3+ e Cu2+.
A solução de sulfato de cobre mudará de cor.
O bombril será recoberto por uma substância avermelhada.
30) (PUC-SP) Uma pilha-padrão que é formada por Cu/Cu(NO3)2 e Fe/FeSO4 apresenta um potencial igual
2+
–
0
a 0,78 volt. Conhecendo-se o potencial-padrão de redução de Cu + 2 e Cu, que é E = 0,34 volt, e
sabendo-se que o eletrodo de Fe(s) se dissolve, pergunta-se:
Qual é o potencial-padrão de redução de Fe2+ + 2 e – Fe(s)?
a)
b)
c)
d)
e)
0,44 V.
1,12 V.
– 0,44 V.
– 1,12 V.
2,29 V.
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31) (Covest-2003) O desenvolvimento de novas baterias recarregáveis é importante para a miniaturização
de equipamentos portáteis (celulares) e médicos (marca-passos). A escolha dos materiais ativos destas
baterias envolve inúmeras variáveis, como, diferença de potencial gerada, toxicidade, custo etc.
Considere o esquema de uma pilha apresentado abaixo e os dados de potenciais padrão de eletrodos
(E0), do quadro a seguir:
interruptor
voltímetro
ponte salina
eletrodo
de Al
eletrodo de
metal M
Z+
3+
M (aq)
Al (aq)
(Z= carga do íon
metálico M)
Semi-reação
Ag (aq) + e → Ag (s)
Cu 2+ (aq) + 2 e → Cu (s)
2 H + (aq) + 2 e → H2 (g)
Pb 2+ (aq) + 2 e → Pb (s)
2+
Sn (aq) + 2 e → Sn (s)
2+
Zn (aq) + 2 e → Zn (s)
Al 3+ (aq) + 3 e → Al (s)
Mg 2+ (aq) + 2 e → Mg (s)
+
0
E (V)
+ 0,80
+ 0,34
0,00
– 0,13
– 0,14
– 0,76
– 1,66
– 2,36
Com relação a esta pilha, após o interruptor ser fechado, julgue as afirmativas abaixo se baseando nos
dados de potencial padrão:
0
1
2
3
4
0
1
2
3
4
Quando M = Zn (s), o alumínio se reduzirá.
Quando M = Ag (s), o voltímetro marcará o valor 0,86 V.
Quando M = Mg (s), ocorrerá um fluxo de elétrons do eletrodo de Mg para o de Al.
Quando M = Pb (s), o eletrodo de Pb será consumido.
Quando M = Cu (s), a seguinte semi-reação ocorrerá: Cu(s) → Cu 2+ (aq) + 2 e.
Resposta: F F V F F
Justificativa: O potencial da pilha, E = E0(cátodo) – E0(ânodo), é sempre positivo.
E = (–0,76) – (–1,66) = 0,90 V, temos as seguintes semi-reações ocorrendo no cátodo: 3 Zn2+(aq) + 6 e → 3 Zn(s) e
no ânodo: 2 Al(s) → 2 Al3+(aq) + 6 e. Logo, o zinco é reduzido.
1-1) E = (+0,80) – (–1,66) = 2,46 V, temos as seguintes semi-reações ocorrendo no cátodo: 3 Ag+(aq) + 3 e → 3 Ag(s) e
no ânodo: Al(s) → Al3+(aq) + 3 e. Logo, o valor que o voltímetro marcará é 2,46 V.
2-2) E = (–1,66) – (–2,36) = 0,70 V, temos as seguintes semi-reações ocorrendo no cátodo: Al3+(aq) + 3 e → Al(s) e no
ânodo: Mg(s) → Mg2+(aq) + 2 e. Logo, o alumínio se reduz, recebendo elétrons provenientes da oxidação do Mg,
sendo então o fluxo de elétrons no sentido do eletrodo de Mg para o eletrodo de Al.
3-3) E = (–0,13) – (–1,66) = 1,53 V, temos as seguintes semi-reações ocorrendo no cátodo: 3 Pb2+(aq) + 6 e → 3 Pb(s) e
no ânodo: 2 Al(s) → 2 Al3+(aq) + 6 e. Logo, o eletrodo de Al será consumido.
2+
4-4) E = (+0,34) – (–1,66) = 2,00 V, temos as seguintes semi-reações ocorrendo no cátodo: 3 Cu (aq) + 6 e
3+
→ 3 Cu(s) e no ânodo: 2 Al(s) → 2 Al (aq) + 6 e.
0-0)
2+
32) (Cesgranrio-RJ) Uma industria que necessita estocar solução de nitrato de níquel II (Ni /Ni: – 0,25 V)
dispõe dos tanques I,II, III e IV relacionados a seguir:
•
•
•
•
2+
Tanque I: construído de ferro (Fe / Fé: – 0,44 V).
2+
Tanque II: construído de chumbo (Pb / Pb: – 0,13 V).
2+
Tanque III: revestido de zinco (Zn / Zn: – 0,76 V).
Tanque IV: revestido de estanho (Sn2+ / Sn: – 0,14 V).
Quais tanques poderão ser usados para que a solução a ser estocada não se contamine (não reaja com
o recipiente)?
a)
b)
c)
d)
e)
I e IV.
II e III.
II e IV.
III e IV.
I e III.
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33) (PUCCAMP-SP) Nas pilhas secas, geralmente utilizadas em lanternas, há um envoltório de zinco
metálico e um bastão central de grafita rodeado de dióxido de manganês e pasta úmida de cloreto de
amônio e cloreto de zinco.
As reações são complexas, porém, quando o fluxo de corrente é pequeno, as reações podem ser
representadas por:
Ânodo: Zn(s) 2 e – + Zn2+
Cátodo: 2 MnO2(s) + 2 NH4+ + 2 e – Mn2O3(s) + 2 NH3 + H2O
À medida que a pilha seca vai sendo gasta, há aumento nas massas de:
a) zinco metálico e água.
b) dióxido de manganês.
c) sais de amônio e de zinco.
d) zinco metálico e dióxido de manganês.
e) amônia, água sais de zinco e óxido de manganês III.
34) (Cesgranrio-RJ) Observe a célula eletroquímica representada:
Pb
Cu
2+
Pb
2+
Cu
2+
Pb
2+
Pb
Considere os potenciais:
+2
+
2e
+2
+
2e
Pb
Cu
2+
Cu
2+
Cu
0
Pb
E = – 0,13 V
Cu
E = + 0,34 V
0
Podemos afirmar corretamente sobre essa célula que:
a)
b)
c)
d)
e)
O eletrodo de chumbo é o catodo, e a ddp da pilha é – 0,47 V.
O eletrodo de chumbo é o anodo, e a ddp da pilha é + 0,47 V.
0
0
A transferência de elétrons se dá do cobre para o chumbo porque o E do Cu > E dp Pb.
+2
A ddp da pilha é + 0,21 V, e a oxidação ocorre no eletrodo Cu / Cu .
A reação global espontânea da pilha é Pb+2 + Cu Cu+2 + Pb com ddp = – 0,47 V.
35) (Covest-2006) O ácido ascórbico, mais conhecido por vitamina C, é uma substância que apresenta
atividade redox. Sendo o potencial de redução do ácido ascórbico, em pH 7, igual a 0,06 V, podemos
compará-lo com outras substâncias conhecidas, cujos potenciais de redução a pH 7 são também
apresentados:
O2 (g) + 4 e- + 4 H (aq) → 2 H2O (l) E = 0,816 V
Fe3+ (aq) + e- → Fe2+ (aq) E = 0,77 V
2 H+(aq) + 2 e- → H2(g) E = - 0,42 V
+
Com base nessas informações, podemos afirmar que o ácido ascórbico deve ser capaz de:
a)
b)
c)
d)
e)
3+
reduzir o íon Fe .
2+
oxidar o íon Fe .
oxidar o O2.
reduzir a água.
oxidar o íon H+.
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10
36) (Cesgranrio-RJ) O esquema abaixo representa a pilha ferro-hidrogênio (eletrodo-padrão).
0,44 V
H2
Fe
2+
H
Fe
2+
Fe
2+
Fe
H
+
H
+
+
O voltímetro indica a força eletromotriz em condições-padrão. O anodo dessa pilha e o potencial-padrão
de redução do ferro são, respectivamente:
a)
b)
c)
d)
e)
eletrodo de ferro e – 0,44 V.
eletrodo de ferro e + 0,22 V.
eletrodo de ferro e + 0,44 V.
eletrodo de hidrogênio e – 0,44 V.
eletrodo de hidrogênio e + 0,44 V.
37) (Covest-2006) O ânion Pp− pode participar de reações de óxidoredução produzindo tanto o Pp2−, quanto
a espécie neutra Pp, ambos inócuos. Analisando a Tabela, avalie as afirmações abaixo.
Ag+(aq) + e− Ag(s)
Pp−(aq) + e− Pp2− (aq)
Cu2+(aq) + 2e− Cu(s)
Sn2+(aq) +2e− Sn(s)
Ni2+(aq) + 2e− Ni(s)
Pp(aq) + e− Pp (aq)
−
Zn2+(aq)+ 2e− Zn(s)
0
0
1
2
3
4
1
2
3
4
Eo = 0,80 V
Eo = 0,40 V
Eo = 0,34 V
Eo = – 0,14 V
Eo = – 0,23 V
o
E = – 0,51V
Eo = – 0,76 V
O potencial-padrão para a reação de Pp− com cobre metálico é negativo,
∆Eo = – 0,06V.
−
A reação do Pp com o cobre será espontânea.
A presença de íons Ni2+ no meio poderia tornar o Pp− inócuo.
A equação Pp−(aq) + Sn(s) Pp2−(aq) + Sn2+(aq) está balanceada.
−
O íon Pp pode sofrer tanto oxidação quanto redução, dependendo das condições.
38) (Rumo-2004) Três placas de zinco, ferro e cobre, respectivamente, são mergulhadas em uma solução
aquosa de ácido clorídrico 0,1 mol/L. Conhecendo os potenciais-padrão de redução a 25°C mostrados
na tabela a seguir,
Semi-reação
Zn 2+(aq) + 2 e –
Fe 2+(aq) + 2 e –
2 H +(aq) + 2 e –
Cu 2+(aq) + 2 e –
Zn(s)
Fe(s)
H2 (s)
Cu(s)
É correto afirmar que haverá dissolução:
a)
b)
c)
d)
e)
só da placa de cobre.
das placas de zinco e cobre.
das placas de ferro e cobre.
das placas de zinco e ferro.
de todas as placas.
Potenciais-padrão
Redução, E° (V)
– 0,76
– 0,44
0,00
0,34
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39) Em que pese o risco acarretado pela utilização do chumbo, que é tóxico, a bateria usada em
automóveis, inventada pelo francês Gaston Piantei em 1860, ainda é considerada bastante segura e
economicamente viável. Ela é uma associação de pilhas ligadas em série em cujo interior ocorrem as
reações:
–
• 2 H2SO4(l) + 2 H2O(l) → 2 HSO4 (aq) + 2 H3O+(aq)
–
• Pb(s) + HSO4 (aq) + H2O(l) → PbSO4(s) + H3O+(aq) + 2 e–
• PbO2(s) + 3 H3O+(aq) + HSO4– (aq) + 2e– → PbSO4(s) + 5 H2O(l)
Sobre a bateria de automóvel um estudante escreveu as seguintes considerações:
I. O ânodo é o chumbo e o cátodo é o dióxido de chumbo.
II. Quando a bateria descarrega, a densidade da solução aumenta.
III. No ânodo ocorre a redução do chumbo.
IV. Ao ser carregada, o sulfato de chumbo se transforma em chumbo e dióxido de chumbo.
É correto o que se afirma apenas em
a)
b)
c)
d)
e)
I e II.
II e III.
II e IV.
I e IV.
III e IV.
» Resolução Consideração I: correta; o chumbo sofre oxidação e, portanto, corresponde ao ânodo; o dióxido de
chumbo sofre redução e corresponde ao cátodo.
Consideração II: incorreta; quando a bateria sofre descarga, o ácido sulfúrico é parcialmente substituído por água, e a
densidade da solução diminui.
Consideração III: incorreta; por definição, ânodo é o eletrodo onde ocorre a oxidação.
Consideração IV: correta.
40) As energia das reações de oxirredução de reagentes químicos gasosos diretamente em eletricidade,
são consideradas tecnologias prontas para substituir combustíveis derivados de petróleo. A célula de
combustível hidrogênio - oxigênio baseia-se na conhecida reação de formação de água, onde os gases
são oxidados e reduzidos em compartimentos de eletrodos separados por solução eletrolítica:
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) + energia
Quanto a essa questão, assinale a alternativa correta.
a) O hidrogênio é reduzido no cátodo.
b) O hidrogênio é oxidado no ânodo segundo a semi - reação: 2 H+(g) + 4 OH−(aq) → 4 H2O(l) + 4 e− .
c) O oxigênio é oxidado no ânodo.
d) O oxigênio é reduzido no cátodo segundo a semi - reação: 2 O−(g) + 2 H2O(l) + 2 e− → 4 OH−(aq).
e) O oxigênio é reduzido no cátodo segundo a semi - reação: O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e− → 4 OH−(aq).
» Resolução (Resolução oficial.)
O Nox do H passa de zero (no H2) para +1 (na H2O); portanto o H sofre oxidação (que ocorre no â nodo). O hidrogênio é
oxidado no ânodo segundo a semirreação: 2 H2(g) + 4 OH−(aq) → 4 H2O(l) + 4 e−.
O Nox do O passa de zero (no O2) para –2 (na H2O); portanto o O sofre redução (que ocorre no cátodo). O oxigênio é
reduzido no cátodo segundo a semirreaç ão: O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e− → 4 OH−(aq).
41) (ENEM – 2009.A) Pilhas e baterias são dispositivos tão comuns em nossa sociedade que, sem
percebermos, carregamos vários deles junto ao nosso corpo; elas estão presentes em aparelhos de
MP3, relógios, rádios, celulares, etc. As semirreações descritas a seguir ilustram o que ocorre em uma
pilha de óxido de prata.
Pode-se afirmar que esta pilha
a)
b)
c)
d)
e)
É uma pilha ácida.
Apresenta o óxido de prata como o ânodo.
Apresenta o zinco como agente oxidante.
Tem como reação de célula a seguinte reação: Zn (s) + Ag2O (s) ZnO (s) + 2 Ag (s).
Apresenta fluxo de elétrons na pilha do eletrodo de Ag2O para o Zn.
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42) (UPE-2010-Q1) Sabe-se que objetos de prata perdem o brilho pelo contato com o oxigênio e com
compostos sulfurados presentes na atmosfera. O processo de escurecimento consiste na formação
sobre a superfície do objeto de uma camada de sulfeto de prata que lentamente se deposita com o
passar do tempo. Verificou-se que, imergindo o objeto de prata escurecido em um recipiente revestido
com papel alumínio, contendo uma solução de cloreto de sódio, ele volta ao brilho original. É
CORRETO afirmar que, no processo de limpeza da superfície metálica do objeto, ocorre a reação
representada pela equação:
o
2–
o
3+
o
o
Dados: { Ag2S(s) + 2 e 2 Ag (S) + S (aq) , E = – 0,70 V} { Al (aq) + 3 e Al (s) E = –1,68 V}
a)
b)
c)
d)
e)
Ag2S (s) + Al0 (s) 2 Ag1+(aq) + S 2 –(aq).
0
1+
2–
2+
AgS (s) + 2 Al (s) Ag (aq) + S (aq) + 2 Al (aq).
0
0
3+
3 Ag2S (s) + 2 Al (s) 6 Ag (s) + 2 Al (aq) + 3 S 2 – (aq).
Ag2S (s) + Al0 (s) 2 Ag0 (aq) + Al3+ (aq) + S0 (aq).
3 Ag2S (s) + 2 Al 3+ (aq) 6 Ag0 (aq) + Al0 (aq) + 3 S 2 – (aq).
Pelos dados do problema “Ered = – 0,70 V (Ag)” e “Ered = – 1,68 V (Al)”
Então a prata é reduzida e o alumínio é oxidado
0
0
3+
2–
3 Ag2S (s) + 2 Al (s) 6 Ag (s) + 2 Al (aq) + 3 S (aq).
43) (UFG/2ª Etapa/Grupo-I/2004) As equações químicas das semi-reações, que ocorrem em uma pilha
utilizada em aparelhos de audição, são:
ZnO(s) + H2O(l) + 2 e− → Zn(s) + 2 OH− (aq)
Eo = − 0,76V
HgO(s) + H2O(l) + 2 e− → Hg(l) + 2 OH− (aq)
Eo = + 0,85V
DADOS:
Ag+/Ag Eo = + 0,80V
Al3+/Al E0 = − 1,66V
Mg2+/Mg Eo = −2,36V
a. Qual a equação global e o potencial-padrão da pilha?
Zn(s) + HgO(s) → Hg(l) + ZnO(s)
∆E = + 1,61V
o
b. Qual dos seguintes óxidos, Ag2O, Al2O3, MgO, poderia substituir o HgO nessa pilha? Justifique.
Ag2O(s) pois formaria uma pilha com uma voltagem padrão muita próxima da anterior:
o
Zn(s) + Ag2O(s) → Ag(l) + ZnO(s) ∆E = + 1,56V
44) (SSA – 2010.3º) Duas barras de ferro, uma revestida com uma camada de zinco, e a outra, com uma
camada de estanho, são riscadas e colocadas ao relento. Em relação à corrosão a que as barras de
ferro estão sujeitas, é CORRETO afirmar que
Os potenciais padrão de redução do Zn, Sn e Fe são, respectivamente , – 0,76V, – 0,14V e – 0,44V.
a) o zinco age sobre a barra de ferro riscada, impedindo que a corrosão, uma vez iniciada, continue.
b) o zinco só age como inibidor de corrosão, se a barra de ferro não for riscada.
c) o estanho é um redutor mais eficiente que o zinco, razão pela qual a barra de ferro riscada revestida
com estanho não se oxida.
d) é de se esperar que a corrosão, uma vez iniciada, continue, independentemente de o revestimento
ser de zinco ou estanho.
e) em ambiente marinho, na presença da água do mar, a corrosão da barra de ferro é inibida pela
ação química dos cloretos.
Zn
+2
+ 2 e Zn
E = – 0,76 V
Sn
+2
+ 2 e Sn
E = – 0,14 V
Fe
+2
+ 2 e Fe
E = – 0,44 V
–
–
–
Em relação ao Fe, o zinco age como metal de sacrifício, devido ao seu menor potencial de redução, segundo a
reação:
Fe
+2
+ 2 e Fe
–
Zn Zn
Zn + Fe
+2
+2
+2e
Zn
E = – 0,44 V
–
+2
E = + 0,76 V
+ Fe
E = + 0,32 V, então o Zn oxida no lugar do Fe.
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45) (UPE-2011-Q1) As proposições abaixo se referem à eletroquímica. Analise-as.
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. Ânodo e cátodo são eletrodos de uma pilha onde ocorrem, respectivamente, as reações de
oxidação e redução.
+
+
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. 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. 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
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.
A função da ponte salina é perm itir a passagem de íons de uma solução para outra.
Ânodo ocorre oxidação e cátodo ocorre redução (V).
+
+
H (aq)/H2(g)/Pt ocorre redução (+1 para zero) então é cátodo e Pt/H2(g)/H (aq) ocorre oxidação (zero para +1).
–2
–
Pb + SO4
PbSO4 + 2 e
–2
+
–
PbO2 + SO4 + 4 H + 2 e PbSO4 + 2 H2O
Pb + PbO2 + 2 H2SO4 2 PbSO4 + 2 H2O
CORRETO.
46) (Cesgranrio-RJ) A proteção catódica ilustrada na figura é um dos métodos utilizados para proteger
canalizações metálicas subterrâneas contra a corrosão. Próxima à canalização e ligada a ela por um
condutor, é colocada uma barra de metal que sofre preferencialmente a ação do agente oxidante.
barra de metal
protetor
canalização
Dados:
Fe 2+ + 2 e – Fe 0
Cu 2+ + 2 e – Cu 0
Ag + + e – Ag 0
Pb 2+ + 2 e – Pb 0
Ni 2+ + 2 e – Ni 0
Mg 2+ + 2 e – Mg 0
E 0 = – 0,44 V.
E 0 = + 0,34 V.
E 0 = + 0,80 V.
E 0 = – 0,13 V.
E 0 = – 0,25 V.
E 0 = – 2,37 V.
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.
47) (PUC-RJ) Numa pilha, utilizada como fonte de energia para relógios eletrônicos e calculadoras,
constituída de zinco e óxido de prata, ocorrem as seguintes reações:
+ H2 O +
Zn (OH)2 + 2 eAg2 O
2 e-
2 Ag + 2 OH- E0 = + 0,344 V
Zn + 2 OHE 0 = - 1,25 V
A respeito desta pilha, assinale a afirmativa falsa:
a) O eletrodo de zinco cede elétrons.
b) A fem da pilha é de, aproximadamente, 1,60 V.
c) Nesta pilha, o cátodo é o óxido de prata.
d) A reação espontânea da pilha é 2 Ag + Zn(OH)2 Ag2O + Zn + H2O.
e) O eletrodo de menor potencial-padrão de redução cede elétrons, sofrendo oxidação..
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48) (PUCCAMP-SP) Nas pilhas secas, geralmente utilizadas em lanternas, há um envoltório de zinco
metálico e um bastão central de grafita rodeado de dióxido de manganês e pasta úmida de cloreto de
amônio e de zinco, conforme a figura abaixo.
bastão central de grafita rodeado
por MnO 2 úmido
o eletrólito é uma pasta
úmida de NH4 Cl
ZnCl 2 é um complemento
inerte
envoltório de plástico
papel poroso
zinco
As reações são complexas, porém quando o fluxo de corrente é pequeno, as reações podem ser
representadas por:
Ânodo: Zn(s) Zn
2+
+2e
–
Cátodo: 2 MnO2(s) + 2 NH4 + 2 e Mn2O3(s) + NH3 + H2O
+
–
À medida que a pilha seca vai sendo gasta, há aumento nas massas de:
a)
b)
c)
d)
e)
zinco metálico e água.
dióxido de manganês.
sais de amônio e de zinco.
zinco metálico e dióxido de manganês.
amônia, água, sais de zinco e óxido de manganês III.
49) (UNICAP-2005/Q2) A figura abaixo representa uma pilha
De acordo com os dados:
Zn
Pb
2+
Zn
Pb
Zn
2+
Zn / Zn = + 0,76 V e Pb / Pb
0
1
2
3
4
0
1
2
3
4
2+
Pb
2+
2+
2+
Zn
2+
Pb
2+
= + 0,13 V
2+
A placa de zinco se oxida e a concentração de Pb aumenta.
0
Pb deposita-se sobre o eletrodo de chumbo, aumentando sua massa.
Zn0 deposita-se sobre o eletrodo de zinco, aumentando sua massa.
Os elétrons se deslocam da placa de zinco para a placa de chumbo.
A diferença de potencial dessa pilha é de + 0,63 V.
50) (Covest-2009) Soluções de dicromato de potássio (K2Cr2O7), juntamente com ácido sulfúrico, têm sido
utilizadas, na lavagem de vidrarias de laboratório, particularmente, por serem sistemas bastante
oxidantes. O produto da reação de oxidação do íon dicromato em meio ácido é o íon Cr3+. Sobre este
sistema, podemos afirmar que:
a) na equação balanceada, para a semi-reação de redução do íon dicromato em meio ácido, 3 elétrons
são transferidos por cada mol de dicromato reduzido.
b) o íon cromo (III) deve ser um agente redutor forte.
c) em solução de pH = 3, o poder oxidante do dicromato deve ser maior que em pH = 1.
d) o estado de oxidação do cromo, no dicromato de potássio, é +7.
e) o potencial de redução padrão do íon dicromato deve ser maior que do íon H+.
Cr2O7
2–
+ 14 H
+
+ 6e
–
2 Cr
3+
+ 7 H 2O
Em meio ácido, a reação é deslocada para a direita, então, o íon Cr
+
redução, tem maior potencial de redução que o íon H .
3+
é um redutor fraco e, o íon dicromato, por sofrer
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51) (Covest-2005) Considerando os potenciais-padrão a 25°C
Semi-reação
Potenciais-padrão, E°, V
Ag (aq) + e → Ag(s)
0,80
+
2+
Cu
−
(aq) + 2e → Cu(s)
−
2 H+ (aq) + 2e− → H2(g)
2+
Fe
2+
Zn
0,34
0 (por definição)
−
(aq) + 2e → Fe(s)
-0,44
−
(aq) + 2e → Zn(s)
-0,76
e supondo todas as substâncias no estado-padrão:
0
0
1
1
2
3
4
2
3
4
O íon ferroso é um oxidante em presença de zinco metálico, mas não reage com cobre
metálico.
Na pilha Cu / Cu2+ // Ag+ / Ag o eletrodo de cobre é o ânodo, e o eletrodo de prata é o
cátodo.
O cobre metálico reage espontaneamente com uma solução de ácido clorídrico.
O zinco metálico é um agente redutor mais forte que o ferro metálico.
Ao se mergulhar uma placa de ferro numa solução de nitrato de prata, poderá ocorrer a
seguinte reação espontânea: Fe(s) + 2 Ag+ (aq) → Fe2+(aq) + 2 Ag(s)
Resposta: VVFVV
Justificativa:
0-0) Verdadeira. O íon ferroso é um oxidante em presença de zinco metálico, pois somando as semi-reações:
2+
Fe (aq) + 2e− → Fe(s)
E° = - 0,44 V
2+
Zn(s) → Zn (aq) + 2e−
E° = + 0,76 V
2+
2+
tem-se: Fe (aq) + Zn(s) → Zn (aq) + Fe(s) E° = + 1,20 V > 0 ⇒ reação espontânea.
O íon ferroso não reage com cobre metálico, pois somando as semi-reações:
2+
Fe (aq) + 2e− → Fe(s)
E° = - 0,44 V
2+
E° = - 0,34 V
Cu(s) → Cu (aq) + 2e−
2+
2+
tem-se: Fe (aq) + Cu(s) → Cu (aq) + Fe(s) E° = - 0,78 V < 0 ⇒ reação não-espontânea.
1-1) Verdadeira. As semi-reações dessa pilha serão:
2+
Cu(s) → Cu (aq) + 2e−
(1)
+
2 Ag (aq) + 2e− → 2Ag(s) (2)
(1) é uma semi-reação de oxidação, portanto o eletrodo de cobre é o ânodo. (2) é uma semi-reação de redução ⇒
o eletrodo de prata é o cátodo.
2-2) Falsa. Ao somar as semi-reações:
2+
Cu(s) → Cu (aq) + 2e−
E° = - 0,34 V
+
2 H (aq) + 2e− → H2(g)
E° = 0 V
a reação global tem E° = - 0,34 V < 0
3-3) Verdadeira. Da tabela:
2+
Zn(s) → Zn (aq) + 2e−
Eox° = 0,76 V
2+
Fe(s) → Fe (aq) + 2e−
Eox° = 0,44 V
Quanto maior o potencial de oxidação da espécie, maior seu poder oxidante.
4-4) Verdadeira. Ao somar as semi-reações:
2+
Fe(s) → Fe (aq) + 2e−
E° = + 0,44 V
+
2 Ag (aq) + 2e− → 2Ag(s) E° = + 0,80 V
+
2+
tem-se: Fe(s) + 2 Ag (aq) → Fe (aq) + 2 Ag(s) E° = + 1,24 V >0 ⇒ reação espontânea.
52) (UNICAP-2007/Q2) Uma pilha “recarregável” alcalina de uso comercial é formada pelos elementos
químicos níquel e cádmio. Participam também o hidróxido de níquel (III) e o hidróxido de potássio. Os
potenciais padrão de redução das semi-reações envolvidas são os seguintes:
2+
–
Cd
+
2e
Ni3+
+
1 e–
0
Cd
E = – 0,4 V
Ni2+
E0 = 1,0 V
Considerando os dados acima:
0
1
2
0
1
2
3
4
3
4
A diferença de potencial da pilha Ni – Cd vale 0,6 V.
2+
Na pilha Ni – Cd o metal Cd é o agente redutor do íon Ni .
O fluxo de elétrons, no circuito externo, vai do eletrodo de cádmio para o eletrodo de
hidróxido de níquel (III).
Durante a descarga da pilha os íons Ni2+ sofrem oxidação.
A reação global da pilha é: Cd + 2 Ni2+ Cd2+ + 2 Ni3+.
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ELETRÓLISE
53) O processo da eletrólise relaciona-se com a:
a)
b)
c)
d)
e)
dissociação de uma substância.
ionização de uma substância.
obtenção de corrente elétrica.
decomposição de uma substância.
dissolução de uma substância molecular.
54) (Vunesp-SP) Sódio metálico e cloro gasoso são obtidos industrialmente pela passagem de corrente
elétrica por NaCl fundido.
Este processo de decomposição denomina-se:
a)
b)
c)
d)
e)
osmose.
eletrólise.
hidrólise.
pirólise.
corrosão.
55) O alumínio é obtido industrialmente pela eletrólise ígnea da alumina (Al2O3). Indique a alternativa falsa:
a)
b)
c)
d)
e)
O íon alumínio sofre redução.
O gás oxigênio é liberado no ânodo.
O alumínio é produzido no cátodo.
O metal alumínio é agente oxidante.
O íon O2- sofre oxidação.
56) (Mack-SP) Considere as tabelas de ordem decrescente de prioridade de descarga, respectivamente do
ânodo e do cátodo.
ânions
não-oxigenados
+
2+
Ag > Cu > Fe
>
2+
OH -
>
2+
> H + > Mg
ânions oxigenados
e o F-
> Na
2+
> Ca
>K+
Por eletrólise da água, feita com eletrodos inertes adequados, obtém-se os gases hidrogênio e oxigênio,
se for adicionado um eletrólito que pode ser:
a)
b)
c)
d)
e)
KBr.
NaCl.
Fe(NO3)2.
MgSO4.
AgCl.
57) A figura abaixo representa a eletrólise da água.
Sobre esse sistema, todas as afirmativas são corretas, exceto:
a)
b)
c)
d)
e)
O gás produzido no tubo A é o oxigênio.
A massa do tubo A é maior que a do tubo B.
O hidrogênio é produzido durante o processo.
O tubo B está conectado ao pólo negativo.
O gás produzido no tubo B é o oxigênio.
58) (Covest-90) Como produto da eletrólise da água, recolhe-se gás oxigênio no eletrodo positivo (ânodo) e
gás hidrogênio no eletrodo negativo (cátodo). Assinale que afirmativa representa a razão entre os
volumes dos gases recolhidos, nas mesmas condições de temperatura e pressão.
a)
b)
c)
d)
e)
1 volume de oxigênio para 1 volume de hidrogênio.
2 volumes de oxigênio para 1 volume de hidrogênio.
1 volume de oxigênio para 3/2 volumes de hidrogênio.
1 volume de oxigênio para 2 volumes de hidrogênio.
3/2 volumes de oxigênio para 1 volume de hidrogênio.
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59) Na eletrólise da água, obtém-se no eletrodo negativo um gás que apresenta característica de:
a)
b)
c)
d)
e)
turvar a água de cal.
ser esverdeado e irritante.
ser combustível.
ser imiscível com o ar.
ter densidade maior que o ar.
60) Na eletrólise aquosa do NaCl poderemos observar que:
a)
b)
c)
d)
e)
no pólo positivo há formação de sódio metálico.
no pólo negativo há formação de gás oxigênio.
na solução há formação de HCl.
o eletrodo positivo sofre corrosão.
na solução há formação de NaOH.
61) (Fesp-PE) Na eletrólise de uma solução aquosa de NaCl, a solução:
a)
b)
c)
d)
e)
torna-se ácida devido à formação de HCl.
torna-se básica devido à formação de NaOH.
permanece neutra devido à formação de H2 e Cl2.
permanece neutra devido à formação de H2 e O2.
permanece neutra devido à formação de O2 e Cl2.
62) Quando se faz passar uma corrente elétrica através de uma solução de Cu(NO3)2, pode-se verificar que:
a)
b)
c)
d)
e)
2+
–
ocorre migração de Cu para o ânodo e NO3 para o cátodo.
ocorre migração do Cu 2+ para o cátodo e NO3 – para o ânodo.
o fluxo de elétrons se faz do cátodo para o ânodo.
no ânodo ocorre redução.
no cátodo ocorre oxidação.
63) No processo de eletrólise de uma solução aquosa de iodeto de potássio o íon iodeto, ao se transformar
em iodo:
a) recebe um elétron.
b) perde um elétron.
c) recebe um próton.
d) perde um próton.
e) recebe um próton e um elétron.
64)O hidróxido de sódio (NaOH), o álcali industrialmente mais importante, é utilizado, entre outras
aplicações, no tratamento da celulose para a fabricação da viscose e do celofane. A preparação
industrial de NaOH se dá através da eletrólise em solução aquosa do NaCl, de acordo com a reação a
seguir:
2 NaCl + 2 H2O Cl2 + H2 + 2 NaOH
Em relação à eletrólise do NaCl, é correto afirmar:
a)
b)
c)
d)
e)
A eletrólise é uma reação não-espontânea, exigindo a passagem de uma corrente elétrica para se
processar.
Na eletrólise, a oxidação ocorre no cátodo.
Somente compostos iônicos, como o NaCl, conduzem corrente elétrica quando dissolvidos em
água.
O hidróxido de sódio apresenta tanto ligação iônica como covalente.
O gás hidrogênio (H2) é produzido durante a eletrólise pela redução preferencial do íon H+, em
+
+
relação ao íon Na . O cátion H presente na solução aquosa se origina da ionização da água.
65) (FEI-SP) Na eletrólise de uma solução aquosa de hidróxido de sódio, NaOH, liberam-se:
a)
b)
c)
d)
e)
oxigênio e sódio.
óxido de sódio e hidrogênio.
hidrogênio e oxigênio.
hidrogênio e sódio.
apenas hidrogênio.
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66) (UFRGS-RS) A maioria dos metais alcalinos e alcalinos terrosos foi obtido pela primeira vez por
Humphry Davy, no início do século XIX, por eletrólise das respectivas bases fundidas. Os metais não
poderiam ser obtidos a partir da eletrólise de soluções aquosas de suas bases ou de seus sais porque:
a)
b)
c)
d)
e)
os metais se oxidam.
os metais se reduziriam espontaneamente no eletrodo.
a água sofreria oxidação.
o número de oxidação dos metais aumentaria.
a redução da água ocorreria preferencialmente.
67) As proposições a seguir estão relacionadas com eletrólise:
I. As reações de eletrólise ocorrem com consumo de energia elétrica.
II. Soluções aquosas de glicose não podem ser eletrolisadas porque não conduzem corrente elétrica.
III. Nas eletrólises de soluções salinas, os cátions metálicos sofrem oxidação.
Podemos afirmar que:
a)
b)
c)
d)
e)
I é correta.
II é correta.
III é correta.
I e II são corretas.
II e III são corretas.
68) Na eletrólise do nitrato de ferro II, em solução aquosa, ocorre:
a)
b)
c)
d)
e)
redução no pólo negativo com formação de ferro metálico.
oxidação no pólo negativo com liberação de gás oxigênio.
redução no pólo positivo com liberação de gás oxigênio.
oxidação no pólo positivo com formação de gás NO2.
precipitação de um sólido desconhecido.
69) Na eletrólise de uma solução aquosa de ácido clorídrico ocorre:
a) Redução catódica do OH -.
b) Oxidação anódica do OH -.
c) Redução catódica do H + .
d) Oxidação anódica do H + .
e) Redução catódica do Cl -.
70) Na eletrólise de NaCl fundido forma-se sódio metálico na cátodo. Na eletrólise de soluções aquosas de
NaCl forma-se, nesse mesmo eletrodo:
a)
b)
c)
d)
e)
H2
O2
Cl2
HCl
Na2O
71) Dois alunos de Química realizaram eletrólise do BaCl2; a primeira aquosa e, a segunda, ígnea. Com
relação ao resultado, podemos afirmar que ambas obtiveram:
a)
b)
c)
d)
e)
H2 e O2 nos ânodos.
H2 e Ba nos ânodos.
Cl2 e Ba nos eletrodos.
H2 nos cátodos.
Cl2 nos ânodos.
72) (ACR-2001) Podemos afirmar na eletrólise que:
0
1
2
3
4
0
1
2
3
4
No cátodo ocorre sempre uma semi-reação de redução.
No ânodo ocorre sempre uma semi-reação de oxidação.
Na eletrólise aquosa do NaCl, o cátion Na+ tem prioridade de descarga em relação ao íon H+.
1 mol de elétrons carrega uma carga elétrica de 96500 C.
A carga de 1 mol de elétrons denomina-se de 1 Coulomb.
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73) (Covest-2003) O magnésio é utilizado atualmente nas indústrias espacial, aeronáutica e de aparelhos
ópticos, pois forma ligas leves e resistentes, comparado com outros metais, como alumínio e ferro. O
magnésio metálico é produzido a partir da eletrólise do cloreto de magnésio fundido (o processo Dow),
0obtido da água do mar. Sobre este processo de produção de magnésio metálico pode-se afirmar que:
0
1
2
3
4
0
1
2
3
4
É um processo espontâneo.
Uma das semi-reações pode ser representada por: Mg 2+ (fundido) + 2 e– → Mg (l).
Uma das semi-reações pode ser representada por: Cl– (fundido) + e– → Cl 2– (fundido).
–
A reação global é representada por: MgCl2 (fundido) → Mg (l) + 2 C l (fundido).
São consumidos 4 mol de elétrons para a formação de 2 mol de Mg (l).
0-0)
1-1)
2-2)
3-3)
Eletrólise é um processo não-espontâneo que ocorre somente com a presença de uma fonte externa de eletricidade.
No cátodo, o eletrodo ligado ao pólo negativo da bateria, ocorre a semi-reação de redução: Mg2+(fundido) + 2e– → Mg(l)
No ânodo, o eletrodo ligado ao pólo positivo da bateria, ocorre a semi-reação de oxidação: 2Cl–(fundido) → Cl2(g) + 2e–
Somando as semi-reações de redução e oxidação, apresentadas nos itens 1-1) e 2-2), tem-se a reação global:
MgCl2(fundido) → Mg(l) + Cl2(g)
4-4) 2 mol de elétrons são necessários para a formação de 1 mol de Mg(l) (ver item 1-1)); portanto, 4 mol de
elétrons são necessários para a formação de 2 mol de Mg(l)
74) Na eletrólise aquosa do NaCl teremos:
0
1
2
3
4
0
1
2
3
4
Formação de sódio metálico no pólo positivo.
Formação de sódio metálico no pólo negativo.
Obtenção de gás oxigênio no ânodo.
Obtenção de gás oxigênio no cátodo.
Formação de gás hidrogênio no cátodo.
75) (Rumo-2004) O diagrama abaixo mostra um esquema utilizado para recuperar moedas de cobre
antigas, parcialmente oxidadas. Indique a semi-reação que ocorre na superfície da moeda e o eletrodo
em que a moeda está ligada.
-
+
eletrodo
de
grafite
moeda
CuSO4 (aq )
a)
b)
c)
d)
e)
O2(g) + 4 H (aq) + 4 e 2 H2O (l); cátodo.
2 H2O(l) O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e – ; ânodo.
Cu2+(aq) + 2 e2 – 2 Cu(s); ânodo.
Cu(s) Cu2+(aq) + 2 e – ; cátodo.
2+
2–2
Cu (aq) + 2 e
Cu(s); cátodo.
+
–
76) Com relação à eletrólise do KCl, em solução aquosa, analise as afirmações seguintes:
0
1
2
3
0
1
2
3
4
4
Durante a eletrólise, o pH vai aumentando.
No cátodo (pólo negativo), há formação de K(s).
No ânodo (pólo positivo), há desprendimento de cloro gasoso.
Se for adicionada fenolftaleína, na solução inicial, haverá mudança, durante a eletrólise,
de incolor para vermelho.
Há liberação no ânodo (pólo positivo), de gás oxigênio.
77) Na eletrólise da salmoura (solução concentrada de cloreto de sódio), em que o compartimento anódico é
separa do catódico, formam-se Cl2(g), H2(g) e solução de:
a)
b)
c)
d)
e)
soda cáustica.
ácido muriático.
calcita.
fluorita.
bauxita.
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78) (PUC-SP)Dados:
Reação de redução
–
–
F2 + 2 e
2F
–
C2 + 2 e 2 C
Br2 + 2 e – 2 Br
I2 + 2 e – 2 I –
E(volt)
+ 2,87
+ 1,36
–
–
+ 1,09
+ 0,54
Facilidade de descarga na eletrólise: OH – > F –. Com base nos dados acima, pode-se afirmar que o
único processo possível de obtenção de F2, a partir do NaF, é:
a) reação com cloro.
b) reação com bromo.
c) reação com iodo.
d) eletrólise do NaF(aq).
e) eletrólise do NaF()
79) (Fuvest-SP) Água contendo Na2SO4 apenas para tornar o meio condutor e o indicador fenolftaleína é
eletrolisada com eletrodos inertes. Neste processo, observa-se desprendimento de gás:
a)
b)
c)
d)
e)
de ambos os eletrodos e aparecimento de cor vermelha somente ao redor do eletrodo negativo.
do ambos os eletrodos e aparecimento de cor vermelha ao redor do eletrodo positivo.
somente no eletrodo negativo e aparecimento de cor vermelha ao redor do eletrodo positivo.
somente no eletrodo positivo e aparecimento de cor vermelha ao redor do eletrodo negativo.
de ambos os eletrodos e aparecimento de cor vermelha ao redor de ambos os eletrodos.
80) (ITA-SP)A figura abaixo mostra o esquema da aparelhagem utilizada por um aluno para realizar a
eletrólise de uma solução aquosa ácida, com eletrodos inertes. Durante a realização da eletrólise, pela
secção tracejada (A - - B), houve a seguinte movimentação de partículas eletricamente carregadas
através da solução:
fonte
amperímetro
A
H2
O2
B
a)
b)
c)
d)
e)
elétrons da esquerda para a direita.
elétrons da direita para a esquerda.
cátions da esquerda para a direita e ânions da direita para a esquerda.
cátions da direita para a esquerda e ânions da esquerda para a direita.
cátions e ânions da esquerda para a direita.
81) (UPE-2004-Q1) Em relação à eletroquímica, analise as afirmativas abaixo.
I. Um procedimento muito eficiente, usado pelas donas de casa para reduzir despesas do
orçamento familiar, é colocar pilhas secas ácidas na geladeira, pois esse procedimento
garante uma recarga eficiente e duradoura da pilha por vários meses.
II. A denominação “pilha seca” serve para caracterizar pilhas comerciais que são fabricadas com
materiais sólidos, isentos de água e, de preferência, pulverizados para aumentar a superfície
de contato e, conseqüentemente, a velocidade das reações de oxi-redução.
III. Todas as pilhas podem ser recarregadas, desde que tenhamos carregadores apropriados,
indicados pelo fabricante, e que o tempo de recarga não seja ultrapassado para danificá-las.
IV. Na eletrólise do cloreto de sódio, em solução aquosa com eletrodos inertes, o cloro gasoso é
produzido no pólo positivo.
Assinale a alternativa que contempla as afirmativas corretas.
a) I, II e IV, apenas.
b) II e IV, apenas.
c) III e IV, apenas.
d) IV, apenas.
e) II, apenas.
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82)(PUC-SP) Dados
2 H (+aq ) + 2 e +
Na (aq ) + e -
0
H 2 ( g)
E = 0,0 V
Na (s)
E = - 2,7 V
0
A produção industrial do gás cloro (Cl2) ocorre a partir da eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de
sódio. Sobre esse processo foram feitas algumas afirmações:
I)
O ânion cloreto é oxidado no ânodo (pólo positivo) da cuba eletrolítica.
II) No cátodo, o cátion sódio é reduzido, produzindo sódio metálico.
III) Nesse processo, também são produzidos gás hidrogênio (H2) e solução aquosa de soda cáustica
(NaOH).
As afirmações corretas são:
a) apenas I.
b) apenas I e III.
c) apenas II e III.
d) apenas I e II.
e) todas.
83) (Fuvest-SP) Uma solução aquosa de iodeto de potássio, KI, foi eletrolisada, usando-se aparelhagem
esquematizada na figura. Após algum tempo de eletrólise, adicionaram-se algumas gotas de solução de
fenolftaleína na região do eletrodo “A” e algumas gotas de amido na região do eletrodo “B”. Verificou-se
o aparecimento da cor rosa na região “A” e da cor azul (formação de iodo) na região “B”.
tensão elétrica
externa
+
bastões de
grafite
A
B
SOLUÇÃO AQUOSA
DE “KI”
Nessa eletrólise,
I. no pólo negativo, ocorre redução da água com formação de OH – e de H2.
II. no pólo positivo, o iodeto ganha elétrons e forma iodo.
III. a grafite atua como condutora de elétrons.
Das afirmações, apenas a:
a) I é correta.
b) II é correta.
c) III é correta.
d) I e a III são corretas.
e) II e III são corretas.
84) (Fuvest-SP) Um relógio de parede funciona normalmente, por algum tempo, se substituirmos a pilha
original por dois terminais metálicos mergulhados em solução aquosa ácida (suco de laranja), conforme
esquematizado abaixo.
suco de
laranja
Mg (-)
Cu (+)
bolhas de
hidrogênio
Durante o funcionamento do relógio:
I. o pH do suco de laranja aumenta.
II. a massa do magnésio diminui.
III. a massa do cobre permanece constante.
Dessas afirmações:
a) apenas I é correta.
b) apenas a II é correta.
c) apenas a III é correta.
d) apenas a II e a III são corretas.
e) todas são corretas.
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85) (Covest-2008) A eletrólise da água do mar é um importante processo industrial para a produção de
derivados do cloro. De um modo geral, podemos representar as reações envolvidas no processo por:
Reação da eletrólise em água:
2 H2O + 2 Cl
–
H2 + 2OH + Cl2
–
Reações químicas possíveis em água:
(I) Cl2 + 2 OH ClO + Cl
–
(II)
3 ClO
–
–
ClO3
–
–
+ H 2O
+
2 Cl
–
Com base nestas reações, é correto afirmar que:
a)
b)
c)
d)
e)
para cada mol de cloro (Cl2) produzido, é necessário 1 mol de elétrons na eletrólise.
a produção do íon hipoclorito (ClO–) é favorecida pela diminuição do pH do meio.
a reação de formação do íon clorato (ClO3– ) não é uma reação de óxido-redução.
o número de oxidação do cloro no íon hipoclorito é +1.
a equação (I) não está corretamente balanceada.
86) Podemos afirmar na eletrólise que:
0 0 No cátodo ocorre sempre uma semi-reação de redução.
1 1 No ânodo ocorre sempre uma semi-reação de oxidação.
+
2 2 Na eletrólise aquosa do NaCl, o cátion Na tem prioridade de descarga em relação ao íon
+
H.
3 3 1 mol de elétrons carrega uma carga elétrica de 96500 C.
4 4 A carga de 1 mol de elétrons denomina-se de 1 Coulomb.
87) A carga de um mol de elétrons denomina-se:
a)
b)
c)
d)
e)
Faraday.
Ampère.
Coulomb.
Afinidade eletrônica.
Eletronegatividade.
88) (UFAL) A carga elétrica necessária para que, na eletrólise de uma solução de sulfato de cobre II, se
depositem 2 mol de átomos de cobre é:
Dado: 1 faraday corresponde à quantidade de carga elétrica de 1 mol de elétrons.
a)
b)
c)
d)
e)
5 faradays.
4 faradays.
3 faradays.
2 faradays.
1 faraday.
89) A quantidade de carga elétrica necessária para depositar, por eletrólise, 63,5g de cobre a partir de íons
Cu 2+ é:
a) 1 C.
b) 2 C.
c) 1 F.
d) 2 F.
e) 3 F.
90) (UFRGS-RS) Qual é a massa de ferro depositada no cátodo de uma célula eletrolítica contendo
solução aquosa de FeCl3 quando através dela passa carga de 0,1 faraday? Dado: Fe = 55,8 u).
a)
b)
c)
d)
e)
1,86g.
5,41g.
5,58g.
16,23g.
54,10g.
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91) A massa de sódio metálico depositada por uma corrente de 9,65 A, que atravessa uma massa de NaCl
fundido, durante 10 minutos, é:
(massa atômica do sódio = 23 u; 1 F = 96500 C)
a)
b)
c)
d)
e)
0,78g.
1,38g.
2,27g.
3,15g.
9,65g.
92) Na obtenção industrial do alumínio ocorre a seguinte reação catódica:
Al3+
+ 3 e-
Al
Sabendo-se que 1 F (faraday) é a carga de 1 mol elétrons, quantos faradays provocam aa deposição
de 9 quilogramas de alumínio ?
Dado: Al = 27g/mol.
a) 3.
b) 30.
c) 100.
d) 300.
e) 1000.
3+
93) (Covest-200¨) O alumínio metálico pode ser obtido por processo eletroquímico, no qual o íon Al é
convertido a alumínio metálico. Se uma unidade montada com esta finalidade opera a 100.000 A e 4 V,
qual será a massa do metal obtida após 50 minutos de operação?
-1
-1
(Dados: constante de Faraday: 96.500 C mol , Al = 27 g mol ).
a)
b)
c)
d)
e)
3,0 x 108 g
4
2,8 x 10 g
27,0 g
8.100 g
8,1 x 106 g
94) (SSA – 2010 – Específica.3º) Em relação à eletrólise, analise as afirmativas e conclua.
0
0
1
1
2
2
3
3
4
4
Na eletrólise ígnea do hidróxido de sódio a 500ºC, ocorre, no ânodo, a descarga da
hidroxila, produzindo água e gás oxigênio.
A eletrólise do ácido sulfúrico, diluído em solução aquosa, com eletrodos inertes, produz,
no cátodo, uma mistura de gases hidrogênio e oxigênio.
O ácido sulfúrico é formado na eletrólise, em solução aquosa com eletrodos inertes do
sulfato de zinco.
Ocorre, apenas, a eletrólise da água, quando se eletrolisa o nitrato de sódio em solução
aquosa, diluída com eletrodos inertes.
Na eletrólise do ácido sulfúrico em solução aquosa concentrada, no cátodo, forma -se o
ácido H2S2O8 devido à oxidação do H2SO4.
95) (SSA – 2010 – Específica.3º) Na eletrólise de uma solução aquosa, diluída de CuSO4, utilizando-se
eletrodos inertes, uma corrente de 1,93A a atravessa durante 50s. Sobre a eletrólise, analise as
afirmativas abaixo e conclua.
ma( Cu) = 63,5u , ma( o) = 16u
0
1
2
3
0
1
2
3
4
4
2+
A reação catódica consiste na redução do cátion Cu para cobre metálico.
A reação anódica tem como um dos produtos o gás hidrogênio.
A massa de Cu metálico produzida na eletrólise é de 0,03175g.
A reação anódica é caracterizada pela descarga da oxidrila, produzindo como um dos
produtos o gás oxigênio.
A massa de gás oxigênio obtida no ânodo após o término da eletrólise é igual a 0,8g.
96) (Covest-91) Qual a produção diária, em toneladas de alumínio, de uma industria que utiliza uma
corrente elétrica de 3,0 x 10 6 A, para a redução eletrolítica deste metal em AlCl3 fundido?
Dados: 1 F (Faraday) = 96500 C (Coulomb)
Al = 27 g / mol
( 24 )
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97) (Covest – 2011) Uma alternativa para armazenar a eletricidade proveniente de sistemas eólicos (energia
do vento), sistemas fotovoltaicos (energia solar) e outros sistemas alternativos, é na forma de
hidrogênio, através da eletrólise da água, segundo a reação :
2 H2O (l) 2 H2(g) + O2(g)
Dado que a constante de Faraday é de 96500 C/mol, analise as afirmações abaixo.
0
0
1
2
1
2
3
3
4
4
Uma corrente de 0,5 Ampère durante 1 hora deverá produzir aproximadamente 4,8 mols
de H2(g).
A produção de 2 mols de H2(g) requer 4 x 96500 Coulombs.
A produção de 1 mol de H2(g) requer o mesmo número de Coulombs que a produção de
1 mol de O2(g)
Uma corrente de 1 Ampère durante 10 horas deverá produzir aproximadamente 0,09 mol
de O2(g)
Para cada mol de H2(g) produzido, são transferidos 4 mols de elétrons.
5
A produção de 2 mols de H2 requer 4 mols de elétrons que correspondem a 4 x 96500 C = 3,86 x 10 C. (Alternativas 0-0)
e 3-3) são falsas).
0,5 A x 1h = 0,5 = 0,5 x 3600 C = 1800 C que produzem 1800 /( 2 x 96500) = 0,009 mols de Hidrogênio. A produção de
5
1 mol de O2 requer 4 mols de elétrons que correspondem a 3,86 x 10 C.
1A x 10 h = 36500 C, o número de mols de O2 produzidos; portanto, é 36000 / (4 x 96500), que é aproximadamente
0,09 mols.
98) No final de um jogo de futebol da seleção brasileira, para aliviar a tensão, Vinícius resolveu aplicar seus
conhecimentos de Química e descobriu qual o desgaste da cápsula de zinco da pilha de seu rádio,
durante os 90 minutos da partida.
Considerando que a quantidade de carga envolvida é igual a 1930 C, a cápsula de zinco da pilha sofreu
um desgaste de:
(Dados: 1 F = 96500 C; Zn = 65 g/mol)
a) 0,1625g.
b) 0,1300g.
c) 0,3275g.
d) 0,6500g.
e) 0,7630g.
99) (Covest-2007) O dióxido de manganês é uma substância utilizada em cátodos de algumas pilhas e
baterias. Em uma pilha alcalina, a reação produz o hidróxido de manganês (II). Sabendo-se que a
massa atômica do manganês e do oxigênio são respectivamente 54,94 g/mol e 16,00 g/mol, analise as
afirmativas abaixo.
1) O dióxido de manganês é um agente redutor e, para cada mol dessa substância, 2 mols de
elétrons são transferidos.
2) 173,88 g de dióxido de manganês podem trocar no máximo 4 mols de elétrons.
3) O estado de oxidação do manganês no dióxido de manganês é +4.
4) A semi-reação de conversão de um mol, de dióxido de manganês a hidróxido de manganês (II),
consome dois mols de moléculas de água.
Estão corretas:
a) 1, 2, 3 e 4
b) 1 e 3 apenas
c) 2 e 3 apenas
d) 2, 3 e 4 apenas
e) 1 e 4 apenas
100)Tem-se três cubas eletrolíticas ligadas em série, contendo, respectivamente AgNO3, CuSO4 e ZnCl2.
Sabendo-se que na primeira cuba foram depositados 108g de prata metálica, pode-se concluir que foram
depositados também:
Dados: Ag = 108 g/mol; Cu = 63,5 g/mol; Zn = 65,4 g/mol.
a)
b)
c)
d)
e)
31,75g de cobre metálico.
65,4g de zinco metálico.
63,5g de cobre metálico.
108g de cobre metálico.
108g de zinco metálico.
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25
101)Na eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de sódio, a reação catódica é:
2 H2O + 2 e – H2(g) + 2 OH –
A passagem de 0,1 faraday pelo sistema acarreta a liberação de um volume de hidrogênio, nas CNTP,
igual a:
Volume molar nas CNTP = 22,4 L
a)
b)
c)
d)
e)
2,24 L.
1120 mL.
224 mL.
11,2 L.
22,4 L.
102)Faz-se a eletrólise aquosa do cloreto de cálcio pela passagem de uma corrente elétrica de 4A durante
9650 segundos, nas CNTP. Podemos afirmar sobre este fenômeno que:
0
1
2
3
4
0
1
2
3
4
No cátodo ocorre a formação de gás oxigênio.
No ânodo há produção de gás hidrogênio.
A solução adquire caráter básico devido à formação de hidróxido de cálcio.
São produzidos no cátodo 4,48L de H2.
São produzidos, aproximadamente, 0,2 mol de H2.
103)Na eletrólise do cloreto de sódio fundido, para haver depósito de 23g de sódio, será necessária a carga
elétrica de:
Dado: Na = 23 g/mol
a) 1 ampère.
b) 1 coulomb.
c) 1 faraday.
d) 1 watt.
e) 1 quilowatt.
104)Quantos faradays são necessários para produzir 1 mol de Cl2 a partir de ânions Cl – ?
a) 1.
b) 2.
c) 3.
d) 4.
e) 5.
105)Qual a massa de ferro (55,8 g/mol) depositada no cátodo de uma célula eletrolítica, contendo solução
aquosa de FeCl3, quando através dela passa a carga de 0,1 faraday?
a)
b)
c)
d)
e)
1,86g.
5,41g.
5,58g.
16,23g.
54,10g.
106)A massa de prata (108 g/mol) depositada quando uma corrente de 10 A atravessa uma solução de
AgNO3, durante 16 minutos e 5 segundos, é:
a)
b)
c)
d)
e)
9,8g.
14,16g.
18,5g.
4,9g.
10,8g.
107)O tempo durante o qual deverá passar uma corrente elétrica de 9,65 A através de uma solução de
FeCl2 para que se depositem 11,43 g de ferro metálico é aproximadamente:
Dado: Fe = 56 g/mol
a)
b)
c)
d)
e)
7 horas.
3 horas.
1 hora.
5 horas.
8 horas.
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26
108)As novas moedas de centavos, que começaram a circular no mercado, apresentam uma tonalidade
avermelhada obtida por eletroposição de cobre a partir de uma solução de sulfato de cobre II. Para
recobrir um certo número de moedas, foi efetuada a eletrólise, com uma corrente elétrica de 5
ampères, em 1 L de solução 0,10 mol/L de CuSO4, totalmente dissociado.
O tempo necessário para a deposição de todo o cobre existente na solução, foi de:
a)
b)
c)
d)
e)
3860 s.
4360 s.
4790 s.
6980 s.
96500 s.
109)Uma corrente elétrica de 5A atravessa uma solução de cloreto de ouro III (AuCl3), durante 30 min.
sabendo-se que o peso atômico do ouro é 197 e a constante de Faraday é 96500 C, o ouro depositado
no cátodo é:
a)
b)
c)
d)
e)
18,36g.
12,24g.
0,106g.
0,20g.
6,12g.
110)(UPE-2005-Q2) Uma chapa metálica quadrada de lado 2,0cm é convenientemente niquelada em uma
cuba eletrolítica, contendo uma solução de sulfato de níquel, utilizando-se uma corrente de 10A durante
2.895s. Admita que as duas faces da chapa sejam niqueladas e que a densidade do níquel seja
8,85 g/cm3.
A espessura da chapa metálica é, aproximadamente, igual a:
Dado: Ni = 59 u.m.a.
a)
b)
c)
d)
e)
Ni
1,0 cm.
12,5 cm.
0,0125 cm.
0,10 cm.
0,125 cm.
+2
+ 2 e Ni
-
2 x 96500 C 59g
10 x 2895 C m, então m = 8,85g
3
como a densidade do níquel é de 8,85 g/cm concluímos que o volume de níquel depositado sobre as duas faces da placa
3
3
2
foi de 1 cm , isto é, 0,5 cm sobre cada placa de área igual a 4 cm .
Como o volume (V) é dado por: V = área x espessura, teremos: 0,5 = 4 x espessura, isto é, a espessura é 0,125 cm
111)(UPE-2007 – Q2) Dispomos de duas cubas eletrolíticas, A e B, contendo soluções aquosas diluídas de
FeSO4 e Ni(NO3)2, respectivamente. As soluções foram eletrolisadas durante 160 min e 50s, utilizandose eletrodos inertes. As cubas estão ligadas em paralelo.
Dados: ma(Ni) = 59u, Vm = 22,7L/mol nas CNTP
i
A
B
i
ddp
Sabe-se ainda que do ânodo da cuba “A” são desprendidos 22,7L de um gás nas CNTP e que a
corrente “i” é igual a 50A.
Dentre as afirmativas abaixo relacionadas às eletrólises dessas duas soluções, é correto afirmar que
a)
b)
c)
d)
e)
no cátodo da cuba “B”, formam-se 29,5g de Ni.
no ânodo da cuba “B”, há a deposição de 118g de Ni.
no cátodo da cuba “A”, formam-se 11,35L de gás.
um dos produtos da eletrólise da solução contida na cuba “A” é o sulfato férrico.
não há formação de Ni(S) na eletrólise da solução da cuba “B”.
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112)Quantos gramas de alumínio se libertam na eletrólise ígnea de sulfato de alumínio pela passagem de
uma corrente elétrica de 4A durante 1 hora?
Al = 27 g/mol
a)
b)
c)
d)
e)
1,34 g.
2,68 g.
4,00 g.
6,32 g.
10,7 g.
113)(UPE-2009-Q2) Numa cuba de galvanoplastia, cujo cátodo tem uma área de 100 cm2, contendo uma
solução aquosa de nitrato de prata, passa-se uma corrente elétrica de 1,93A durante 25 min. Admita
que a massa de prata depositada no cátodo se deposite uniformemente, por toda a área do cátodo. Em
relação a essa experiência de prateação, é CORRETO afirmar que:
ma( Ag) = 108 u, dAg = 10,0g/cm3
a)
b)
c)
d)
e)
a massa de prata depositada no cátodo é igual a 3,50g.
a espessura da camada de prata depositada no cátodo é de 3,24 x 10-3 cm.
a carga que atravessou a cuba durante os 25 min é igual a 3.000 C.
a massa de prata depositada no cátodo é igual a 7,0g.
a quantidade de prata presente na solução é insuficiente para cobrir toda a área do cátodo.
Ag
+
+
e
–
Ag
96500 C 108g
1,93 x 25 x 60 m , então, m = 3,24g
m = d x V 3,24 = 10 x V, então, V = 0,324 cm
3
V = Área x altura (espessura)
0,324 = 100 x h h = 0,00324 cm = 3,24 x 10
–3
cm