Eletroquímica

Eletroquímica
Questão 01 - (PUC RS/2015)
Analise as informações a seguir.
A revista Nature publicou, em 6 de abril de 2015, o artigo “Uma bateria recarregável de íons de alumínio ultrarrápida”,
no qual apresenta uma bateria flexível recarregável que usa uma placa de alumínio como ânodo e um cátodo de
grafite-espuma tridimensional. A bateria opera por deposição eletroquímica e dissolução de alumínio no ânodo, com
formação de ânions cloroaluminato no grafite, usando como eletrólito um líquido iônico não inflamável. Cada pilha
produz tensão aproximada de 2 volts, e a estrutura da bateria possibilita a recarga em aproximadamente um minuto,
podendo resistir a mais de 7.500 ciclos de recarga.
As equações propostas para a pilha pelos autores são:
Al + 7AlCl4–



Cn[AlCl4] + e– 
4Al2Cl7– + 3e–
Cn + AlCl4–
Sobre o tema e o texto, é correto afirmar que
a)
o alumínio se oxida e seu estado de oxidação se eleva de zero a +3.
b)
o ânodo de alumínio é o eletrodo onde ocorre a redução.
c)
há formação de cátions AlCl no cátodo.
d)
uma pilha eletroquímica funciona quando o potencial da reação global é negativo.
e)
ocorre a oxidação do metal alumínio na recarga da bateria.
4
–
TEXTO: 1 - Comum à questão: 2
FISCHETTI, Mark. Energia expolosiva. Scientific American Brasil – Aula Aberta, ano II, n. 15, 2013.
Grandes recalls de fabricantes de baterias de íons de lítio para notebooks suscitaram questões sobre como essas fontes
de energia podem aquecer a ponto de pegar fogo. Igualmente válida é a dúvida sobre por que os acidentes não são
mais frequentes: são poucos proporcionalmente às centenas de milhões de baterias vendidas anualmente.
As células eletroquímicas de íons de lítio empregam vários materiais, mas quase todas são recarregáveis, como
as usadas em câmeras fotográficas e telefones celulares, que utilizam óxido de lítio-cobalto no cátodo e grafite
no ânodo. Embora essa formulação seja “de certo modo inerentemente insegura”, a fabricação cuidadosa e os
dispositivos de segurança embutidos limitaram os acidentes a poucas ocorrências. Mesmo assim, os fabricantes
de baterias têm aumentado a capacidade de carga em determinada célula devido à demanda dos fabricantes de
eletrônicos por maior durabilidade. Portanto, agora a margem de erros é ainda menor. Aumentando o número
de íons na célula, os fabricantes quadruplicaram a capacidade energética desde seu lançamento comercial em
1991. (FISCHETTI. 2013. p. 10-11).
Questão 02 - (UNEB BA/2014)
O cátodo da célula eletroquímica é formado por óxido de lítio e de cobalto, LiCoO 2(s), e o ânodo, por grafite,
quando a bateria está descarregada. Durante a recarga, a corrente elétrica é invertida, e os íons de lítio são
reduzidos no eletrodo do grafite. Na descarga, os íons de lítio, Li+, deixam o grafite, após reação e voltam a formar
óxido de lítio e de cobalto.
Com base nas informações do texto, das figuras e considerando-se o funcionamento de célula eletroquímica e a
força eletromotriz de célula igual a 3,7V, é correto afirmar:
01. O eletrólito é uma solução aquosa de sal de lítio.
02. O óxido de LiCoO2 é oxidado a CoO2, na recarga da pilha.
03. A oxidação e a redução ocorrem, respectivamente, no cátodo e no ânodo, durante a descarga da pilha.
04. A voltagem de bateria, formada a partir da ligação em paralelo de quatro células eletroquímicas de óxido de
lítio-cobalto, é, aproximadamente, 15V.
05. A ligação entre o cátodo e o ânodo através do separador, por meio de partículas metálicas, desvia o fluxo de
corrente elétrica e causa resfriamento da célula eletroquímica.
Questão 03 - (UECE/2015)
A primeira bateria a gás do mundo, conhecida hoje como célula a combustível, foi inventada por sir Wiliam Robert
Grove (1811-1896) que àquela época já se preocupava com as emissões de gases poluentes causadas pelo uso de
combustíveis fósseis. O combustível básico da maioria das células a combustível é o hidrogênio, que reage com o
oxigênio e produz água e eletricidade e calor, de acordo com as reações simplificadas abaixo representadas.
Reação 1: 2 H2(g)  4 H+(aq) + 4e–
Reação 2: O2(g) + 4 H+aq) + 4e–  2 H2O(l)
Sobre células a combustível, marque a afirmação verdadeira.
a)
A reação 1 é uma oxidação e ocorre no cátodo da célula.
b)
A reação líquida da célula é o oposto da eletrólise.
c)
A célula a combustível produz somente corrente alternada.
d)
A célula a combustível é um conversor de energia termoiônica.
Questão 04 - (UFAM/2015)
As células a combustíveis (CaC) são sistemas eficientes de conversão de energia química em energia elétrica.
Dentre os vários tipos de células a combustível, as células conhecidas como PEMFC (Polymer Electrolyte
Membrane Fuel Cell) têm se destacado, pois operam em baixas temperaturas e podem ter aplicações móveis e
estacionárias. Normalmente, a eficiência da célula é máxima quando utiliza H2 e O2 como reagentes, onde um é
reduzido e outro é oxidado. As seguintes informações foram dadas acerca destas células:
I.
Uma CaC funciona de forma geral como se fosse uma pilha comum comprada num supermercado.
II.
Uma CaC tem dois polos, um positivo (cátodo) e um negativo (ânodo).
III. O H2 é reduzido e o O2 é oxidado em uma CaC.
IV. No lugar de H2 poderia ser utilizado outro reagente, por exemplo, metanol, etanol ou ar.
Assinale a alternativa correta:
a)
Somente a informação I está correta
b)
Somente as informações I e II estão corretas
c)
Somente as informações II, III e IV estão corretas
d)
Somente a informação IV está correta
e)
Todas as informações estão corretas
Questão 05 - (UNICAMP SP/2015)
Uma proposta para obter energia limpa é a utilização de dispositivos eletroquímicos que não gerem produtos
poluentes, e que utilizem materiais disponíveis em grande quantidade ou renováveis. O esquema abaixo mostra,
parcialmente, um dispositivo que pode ser utilizado com essa finalidade.
Nesse esquema, os círculos podem representar átomos, moléculas ou íons. De acordo com essas informações e
o conhecimento de eletroquímica, pode-se afirmar que nesse dispositivo a corrente elétrica flui de
a)
A para B e o círculo  representa o íon O2–.
b)
B para A e o círculo  representa o íon O2+.
c)
B para A e o círculo  representa o íon O2–.
d)
A para B e o círculo  representa o íon O2+.
Questão 06 - (FGV SP/2015)
Fontes alternativas de energia têm sido foco de interesse global como a solução viável para crescentes problemas
do uso de combustíveis fósseis. Um exemplo é a célula a combustível microbiológica que emprega como
combustível a urina. Em seu interior, compostos contidos na urina, como ureia e resíduos de proteínas, são
transformados por micro-organismos que constituem um biofilme no anodo de uma célula eletroquímica que
produz corrente elétrica.
(http://www.rsc.org/chemistryworld/News/2011/October/31101103.asp. Adaptado)
Sobre essa célula eletroquímica, é correto afirmar que, quando ela entra em operação com a geração de energia
elétrica, o biofilme promove a
a)
oxidação, os elétrons transitam do anodo para o catodo, e o catodo é o polo positivo da célula.
b)
oxidação, os elétrons transitam do catodo para o anodo, e o catodo é o polo positivo da célula.
c)
oxidação, os elétrons transitam do anodo para o catodo, e o catodo é o polo negativo da célula.
d)
redução, os elétrons transitam do anodo para o catodo, e o catodo é o polo positivo da célula.
e)
redução, os elétrons transitam do catodo para o anodo, e o catodo é o polo negativo da célula.
Questão 07 - (UFRGS RS/2015)
Célula a combustível é uma alternativa para a produção de energia limpa. As semirreações da célula são
H2

2H+ + 2e–
½ O2 + 2H+ + 2e–

H2O
Sobre essa célula, pode-se afirmar que
a)
H2 é o gás combustível e oxida-se no cátodo.
b)
eletrólise da água ocorre durante o funcionamento da célula.
c)
H2O e CO2 são produzidos durante a descarga da célula.
d)
célula a combustível é um exemplo de célula galvânica.
e)
O2 é o gás comburente e reduz-se no ânodo.
Questão 08 - (FGV SP/2016)
Em um experimento em laboratório de química, montou-se uma célula eletrolítica de acordo com o esquema:
Usaram-se como eletrodo dois bastões de grafite, uma solução aquosa 1,0 mol.L–1 de CuSO4 em meio ácido a
20 ºC e uma pilha.
Alguns minutos, após iniciado o experimento, observaram-se a formação de um sólido de coloração
amarronzada sobre a superfície do eletrodo de polo negativo e a formação de bolhas na superfície do eletrodo
de polo positivo.
Com base nos potenciais de redução a 20 ºC,
Cu2+ (aq) +2e–

Cu (s)
+ 0,34 V
2H+ (aq) + 2e–

H2 (g)
0,00 V
O2 (g) + 4H+ (aq) + 4e–
É correto afirmar que se forma cobre no
a)
catodo; no anodo, forma-se O2.
b)
catodo; no anodo, forma-se H2O.
c)
anodo; no catodo, forma-se H2.
d)
anodo; no catodo, forma-se O2.
e)
anodo; no catodo, forma-se H2O.
TEXTO: 2 - Comum à questão: 9

H2O (l)
+ 1,23 V
A galvanostegia é um processo usado na metalurgia para produzir revestimentos metálicos em qualquer objeto
como niquelagem, cromagem, prateação e douradura.
Para pratear um objeto de zinco, foi preparada uma solução através da dissolução de 2,0 g de nitrato de prata,
AgNO3, em água destilada até completar o volume de 50 mL e, posteriormente, adicionada a uma cuba
eletrolítica.
Questão 09 - (FM Petrópolis RJ/2015)
O objeto a ser prateado teve um papel fundamental como
a)
catodo, polo negativo.
b)
catodo, polo positivo.
c)
anodo, polo positivo.
d)
ponte salina.
e)
elemento que sofreu redução.
Questão 10 - (IFSC/2015)
O veículo elétrico é aquele que utiliza, pelo menos, um motor elétrico como forma de tração para o transporte de
pessoas, objetos e cargas. Compreendem os trólebus que recebem energia de uma rede aérea, veículos elétricos
a bateria que se abastecem na rede elétrica quando estacionados e veículos elétricos híbridos que possuem mais
de uma fonte de energia para proporcionar tração. Nestes, a energia é gerada a bordo a partir de combustíveis
convencionais ou de células a combustível que utilizam hidrogênio.
Embora a venda e utilização de carros elétricos e híbridos ainda seja pequena, mesmo em países mais
desenvolvidos, existe uma grande oportunidade para a penetração desses veículos no mercado de automóveis.
Fonte: http://www.mma.gov.br/clima/energia/veiculos-eletricos.
Acesso em: 2 out. 2014.
Alguns desses carros elétricos utilizam as baterias de lítio, que possuem ânodos de lítio metálico. Por essa e outras
razões, a produção de lítio mundial está em alta. Uma das etapas de obtenção de lítio metálico é a eletrólise de
cloreto de lítio.
Sobre a obtenção de lítio metálico, a partir da eletrólise de cloreto de lítio, assinale no cartão-resposta a soma
da(s) proposição(ões) CORRETA(S).
01. Na eletrólise de uma solução de cloreto de lítio, há formação de lítio metálico e gás cloro.
02. O lítio metálico é obtido a partir da eletrólise ígnea do cloreto de lítio.
04. Tanto na eletrólise ígnea quanto na eletrólise aquosa do cloreto de lítio, há formação de gás cloro.
08. O lítio metálico é produzido no cátodo da célula eletrolítica.
16. No ânodo da célula eletrolítica ocorre a reação de redução do lítio, produzindo, assim, o lítio metálico.
Questão 11 - (UEPG PR/2015)
A figura abaixo apresenta uma cela eletrolítica, contendo uma solução aquosa 0,10 mol/L de NaCl e uma fonte
externa. Sobre o sistema apresentado, assinale o que for correto.
01. O cátodo é o eletrodo de grafite e o ânodo é o eletrodo de ferro.
02. Uma semirreação catódica possível é:
2H2O(l) + 2e–

H2(g) + 2OH–(aq).
04. O pH do meio reacional vai diminuir devido à formação de HCl.
08. No eletrodo de grafite ocorre um processo de redução.
16. No eletrodo de ferro pode-se observar a reação: Fe(s)

Fe2+(aq) + 2e–.
Questão 12 - (UNISA/2014)
A galvanoplastia é uma técnica utilizada em aplicações diversas, como a confecção de bijuterias folheadas com
metais nobres (ouro e prata) e o recobrimento de utensílios ferrosos com metais, como o crômio, conferindo
proteção e beleza a esses materiais. Na confecção de bijuterias banhadas a ouro, ocorre a eletrodeposição desse
metal sobre uma peça de latão (liga de cobre e zinco). Todos os banhos de ouro são baseados nos sais complexos
de cianeto, ouro e potássio [KAu(CN)2], dissolvidos em água. A figura mostra esquematicamente uma cuba
eletrolítica, por onde passa uma corrente elétrica de 10 A durante 193 s, em que o eletrodo que sofre oxidação
deve ser constituído por uma peça de ouro puro:
(http://chemistryh2t13.blogspot.com.br. Adaptado.)
Considere as possíveis reações com os íons Au+ e K+:
Au+ + e–  Auº (massa molar = 197 gmol–1)
K+ + e–  Kº (massa molar = 39 gmol–1)
Com base nas informações, e sabendo que o potássio continua dissolvido após o processo, é correto afirmar que:
a)
durante o processo, a concentração de íons Au+ na solução deverá diminuir.
b)
o número de elétrons doados é igual ao número de elétrons recebidos, não sendo assim um processo de
oxirredução.
c)
a massa de ouro depositada sobre a peça de bijuteria é igual a 0,394 g.
d)
como só ocorre deposição de ouro sobre a peça, o íon Au+ apresenta maior potencial de redução do que o
íon K+.
e)
a peça de bijuteria a ser revestida deve ser conectada ao ânodo do sistema.
TEXTO: 3 - Comum à questão: 13
A vida em grandes metrópoles apresenta atributos que consideramos sinônimos de progresso, como
facilidades de acesso aos bens de consumo, oportunidades de trabalho, lazer, serviços, educação, saúde etc. Por
outro lado, em algumas delas, devido à grandiosidade dessas cidades e aos milhões de cidadãos que ali moram,
existem muito mais problemas do que benefícios. Seus habitantes sabem como são complicados o trânsito, a
segurança pública, a poluição, os problemas ambientais, a habitação etc. Sem dúvida, são desafios que exigem
muito esforço não só dos governantes, mas também de todas as pessoas que vivem nesses lugares. Essas cidades
convivem ao mesmo tempo com a ordem e o caos, com a pobreza e a riqueza, com a beleza e a feiura. A tendência
das coisas de se desordenarem espontaneamente é uma característica fundamental da natureza. Para que ocorra
a organização, é necessária alguma ação que restabeleça a ordem. É o que acontece nas grandes cidades:
despoluir um rio, melhorar a condição de vida dos seus habitantes e diminuir a violência, por exemplo, são tarefas
que exigem muito trabalho e não acontecem espontaneamente. Se não houver qualquer ação nesse sentido, a
tendência é que prevaleça a desorganização. Em nosso cotidiano, percebemos que é mais fácil deixarmos as coisas
desorganizadas do que em ordem. A ordem tem seu preço. Portanto, percebemos que há um embate constante
na manutenção da vida e do universo contra a desordem. A luta contra a desorganização é travada a cada
momento por nós. Por exemplo, desde o momento da nossa concepção, a partir da fecundação do óvulo pelo
espermatozoide, nosso organismo vai se desenvolvendo e ficando mais complexo. Partimos de uma única célula
e chegamos à fase adulta com trilhões delas, especializadas para determinadas funções. Entretanto, com o passar
dos anos, envelhecemos e nosso corpo não consegue mais funcionar adequadamente, ocorre uma falha fatal e
morremos. O que se observa na natureza é que a manutenção da ordem é fruto da ação das forças fundamentais,
que, ao interagirem com a matéria, permitem que esta se organize. Desde a formação do nosso planeta, há cerca
de 5 bilhões de anos, a vida somente conseguiu se desenvolver às custas de transformar a energia recebida pelo
Sol em uma forma útil, ou seja, capaz de manter a organização. Para tal, pagamos um preço alto: grande parte
dessa energia é perdida, principalmente na forma de calor. Dessa forma, para que existamos, pagamos o preço
de aumentar a desorganização do nosso planeta. Quando o Sol não puder mais fornecer essa energia, dentro de
mais 5 bilhões de anos, não existirá mais vida na Terra. Com certeza a espécie humana já terá sido extinta muito
antes disso.
(Adaptado de: OLIVEIRA, A. O Caos e a Ordem. Ciência Hoje. Disponível em:
<http://cienciahoje.uol.com.br/colunas/fisica-sem-misterio/o-caos-e-a-ordem>.
Acesso em: 10 abr. 2015.)
Questão 13 - (UEL PR/2016)
Em sintonia com o que é mencionado no texto I, também sob a perspectiva da termodinâmica, deve-se realizar
trabalho não espontâneo para combater a desordem. Sistemas químicos que exploram reações químicas de
oxidação e redução podem realizar trabalhos espontâneos ou não espontâneos.
Sobre reações químicas em pilhas e em processos de eletrólise de soluções aquosas e de compostos fundidos,
assinale a alternativa correta.
a)
Em um processo de eletrólise, os elétrons fluem do cátodo para o ânodo em um processo espontâneo.
b)
Em um processo de eletrólise, a energia elétrica é convertida em energia química através de um processo
não espontâneo.
c)
Em uma pilha galvânica, a energia elétrica é convertida em energia química através de um processo não
espontâneo.
d)
Em uma pilha galvânica, a reação espontânea apresenta um valor negativo de E◦, com geração de energia
sob a forma de trabalho.
e)
Em uma pilha galvânica, há um processo não espontâneo, na qual o cátodo é o polo negativo e o ânodo é o
polo positivo.
Questão 14 - (UCS RS/2015)
Halogênios são muito reativos e por esse motivo não são encontrados na natureza na forma de substâncias simples.
Entretanto, os mesmos podem ser obtidos industrialmente a partir de um processo conhecido como eletrólise ígnea.
No caso do cloro, esse processo é realizado em uma cuba eletrolítica com o cloreto de sódio fundido.
Aproximadamente 12 milhões de toneladas de Cl2 são produzidas anualmente nos Estados Unidos. Cerca de metade
desse cloro é utilizada na fabricação de compostos orgânicos halogenados, enquanto o restante é empregado como
alvejante na indústria do papel e de tecidos.
O volume de Cl2, medido nas CNPT, quando uma corrente elétrica de intensidade igual a 10 ampères atravessa
uma cuba eletrolítica contendo cloreto de sódio fundido durante 965 segundos é de
Dado: F = 96.500 C/mol
a)
0,71 L
b)
1,12 L
c)
2,24 L
d)
3,55 L
e)
4,48 L
Questão 15 - (UFJF MG/2015)
O alumínio metálico pode ser produzido a partir do mineral bauxita (mistura de óxidos de alumínio, ferro e silício).
Trata-se de um processo de produção caro, pois exige muita energia elétrica. A última etapa do processo envolve
a eletrólise de uma mistura de alumina (Al2O3) e criolita (Na3AlF6) na temperatura de 1000 ºC. As paredes do
recipiente que ficam em contato com a mistura funcionam como cátodo, e os cilindros constituídos de grafite,
mergulhados na mistura, funcionam como ânodo.
Dados:
Al3+(l) + 3e–

Al(l)
0
= – 1,66 V
O2 (g) + 4e–

2 O2–(l)
0
= + 1,23 V
Responda ao que se pede.
a)
Explicite qual semirreação ocorre no ânodo e qual ocorre no cátodo.
Reação do ânodo:
Reação do cátodo:
b)
Escreva a equação equilibrada que representa a reação global e calcule a variação de potencial do processo.
c)
O processo é espontâneo? Justifique a sua resposta.
Questão 16 - (UNIFOR CE/2016)
Para galvanizar uma chapa metálica com níquel, deve-se partir de um cloreto de niquel II (por exemplo) por
eletrólise em água. Para que seja depositada uma massa de níquel equivalente a 1,96 g de níquel metálico sobre
a chapa, o valor da corrente elétrica a ser usada, supondo que o processo dure aproximadamente 100s, é de:
DADOS: CONSTANTE DE FARADAY = 96500 C; MASSA MOLAR: Ni = 58,7 g/mol.
a)
64,4 A.
b)
64,4 V.
c)
6,44 A.
d)
7,44 V.
e)
640 A.
Questão 17 - (UEPA/2015)
Um artesão de joias utiliza resíduos de peças de ouro para fazer novos modelos. O procedimento empregado pelo
artesão é um processo eletrolítico para recuperação desse tipo de metal. Supondo que este artesão, trabalhando
com resíduos de peças de ouro, solubilizados em solventes adequados, formando uma solução contendo íons
Au3+, utilizou uma cuba eletrolítica na qual aplicou uma corrente elétrica de 10 A por 482,5 minutos, obtendo
como resultado ouro purificado.
Dados: Au=197 g/mol; constante de Faraday = 96.500C/mol.
O resultado obtido foi:
a)
0,197 gramas de Au
b)
1,97 gramas de Au
c)
3,28 gramas de Au
d)
197 gramas de Au
e)
591 gramas de Au
Questão 18 - (UERN/2015)
Para cromar uma chave, foi necessário montar uma célula eletrolítica contendo uma solução aquosa de íon de
cromo (Cr+2) e passar pela célula uma corrente elétrica de 15,2 A. Para que seja depositada na chave uma camada
de cromo de massa igual a 0,52 grama, o tempo, em minutos, gasto foi de, aproximadamente:
(Considere a massa atômica do Cr = 52 g/mol.)
a)
1.
b)
2.
c)
63.
d)
127.
Questão 19 - (Unimontes MG/2015)
Determinadas peças de um antiquário foram submetidas a um banho de prata. Para cada grama de prata
processada foram gastos R$2,10 (dois reais e dez centavos). Nesse processo, a quantidade de carga envolvida foi
de 100 F.
O valor gasto no processo, em reais, é de
a)
R$22680.
b)
R$10800.
c)
R$5142.
d)
R$210.
Questão 20 - (UERN/2015)
As latas de conserva de alimento são feitas de aço. Para não enferrujar em contato com o ar e não estragar os
alimentos, o aço nelas contido é revestido por uma fina camada de estanho. Não se deve comprar latas
amassadas, pois com o impacto, a proteção de estanho pode romper-se, o que leva à formação de uma pilha, de
modo que a conserva acaba sendo contaminada. De acordo com esse fenômeno, é correto afirmar que
a)
o ferro serve como metal de sacrifício.
b)
o polo positivo da pilha formada é o estanho.
c)
ao amassar a lata, o estanho passa a perder elétrons.
d)
quando a lata é amassada, o ferro torna-se o cátodo da reação
Questão 21 - (Unimontes MG/2015)
O estudo dos valores de potenciais é essencial para o controle de operações industriais e escolha de materiais
que evitem problemas de corrosão de ferro. A corrosão pode ser minimizada ou evitada por associação do ferro
com outros metais. São dados os seguintes potenciais das semirreações:
Em relação à oxidação do ferro, é INCORRETO o que se afirma em
a)
A utilização de magnésio pode impedir a corrosão do ferro.
b)
O oxigênio, entre as espécies apresentadas, é o oxidante mais efetivo.
c)
Em meio aquoso, a associação do ferro com o oxigênio constitui uma pilha.
d)
A associação com materiais de cobre retarda a corrosão do ferro.
Questão 22 - (UFU MG/2015)
A estocagem de solução de sulfato de zinco em recipientes metálicos exige conhecimentos sobre possíveis
processos de oxidação do zinco com o metal do recipiente, de modo a não danificá-lo. A semirreação de redução
do zinco pode ser descrita como segue:
Zn2+(aq) + 2e–

Zn(s)
Eored = –0,76 V
Para auxiliar na decisão por diferentes recipientes que pudessem armazenar a referida solução, um químico
utilizou os dados da tabela a seguir.
Assim, o químico concluiu que, para a armazenagem do sulfato de zinco, deverá utilizar um recipiente formado
por
a)
material que não sofra oxidação.
b)
níquel que sofrerá oxidação na presença de Zn2+.
c)
ferro cuja reação com o Zn2+ possui potencial negativo.
d)
metais que se oxidam enquanto o íon zinco sofrer redução.
Questão 23 - (UNITAU SP/2015)
Para evitar a oxidação de estruturas metálicas que contêm ferro (Fe), é comum o uso de blocos metálicos de
sacrifício, os quais são colocados em contato com essas estruturas de ferro. Os blocos de sacrifício doam elétrons
para o ferro e assim evitam a sua oxidação. Dentre os metais abaixo, qual ou quais se prestariam como metais de
sacrifício?
Zn2+ + 2e–

Zn
Eº = –0,76 volts
Fe2+ + 2e–

Fe
Eº = –0,44 volts
Cu2+ + 2e–

Cu
Eº = +0,15 volts
Ni2+ + 2e–

Ni
Eº = –0,25 volts
a)
Apenas o Zn
b)
Apenas o Cu
c)
Apenas o Ni
d)
Zn e Cu
e)
Cu e Ni
Questão 24 - (ENEM/2015)
Alimentos em conserva são frequentemente armazenados em latas metálicas seladas, fabricadas com um
material chamado folha de flandres, que consiste de uma chapa de aço revestida com uma fina camada de
estanho, metal brilhante e de difícil oxidação. É comum que a superfície interna seja ainda revestida por uma
camada de verniz à base de epóxi, embora também existam latas sem esse revestimento, apresentando uma
camada de estanho mais espessa.
SANTANA, V. M. S. A leitura e a química das substâncias. Cadernos PDE. Ivaiporã:
Secretaria de Estado da Educação do Paraná (SEED);
Universidade Estadual de Londrina, 2010 (adaptado).
Comprar uma lata de conserva amassada no supermercado é desaconselhável porque o amassado pode
a)
alterar a pressão no interior da lata, promovendo a degradação acelerada do alimento.
b)
romper a camada de estanho, permitindo a corrosão do ferro e alterações do alimento.
c)
prejudicar o apelo visual da embalagem, apesar de não afetar as propriedades do alimento.
d)
romper a camada de verniz, fazendo com que o metal tóxico estanho contamine o alimento.
e)
desprender camadas de verniz, que se dissolverão no meio aquoso, contaminando o alimento.
Questão 25 - (ITA SP/2016)
Considere uma célula eletrolítica na forma de um tubo em H, preenchido com solução aquosa de NaNO3 e tendo
eletrodos inertes mergulhados em cada ramo vertical do tubo e conectados a uma fonte externa. Num determinado
instante, injeta-se uma solução aquosa de CuCrO4 verde na parte central do ramo horizontal do tubo. Após algum
tempo de eletrólise, observa-se uma mancha azul e uma amarela, separadas (em escala) de acordo com o esquema
da figura.
Com base nas informações do enunciado e da figura, assinale a opção ERRADA.
a)
O eletrodo Ee corresponde ao anodo.
b)
Há liberação de gás no Ed.
c)
Há liberação de H2 no Ee.
d)
O íon cromato tem velocidade de migração maior que o íon cobre.
e)
O pH da solução em torno do Ed diminui.
Questão 26 - (FAMERP SP/2015)
A figura representa o esquema de uma pilha formada com placas de níquel e zinco mergulhadas em soluções
contendo seus respectivos íons.
O catodo e a diferença de potencial da pilha são, respectivamente,
a)
a placa de níquel e + 0,53 V.
b)
a placa de níquel e – 0,53 V.
c)
a placa de zinco e – 0,53 V.
d)
a placa de zinco e + 0,53 V.
e)
a placa de níquel e – 0,99 V.
TEXTO: 4 - Comum à questão: 27
Um estudante de química montou três sistemas constituídos de tubos de ensaio com amostras de metais
imersos em soluções aquosas salinas para observar a ocorrência de reações químicas, conforme a ilustração a
seguir:
Tubo 1: Prata metálica (Ag) em solução de sulfato de magnésio (MgSO4)
Tubo 2: Zinco metálico (Zn) em solução de nitrato de prata (AgNO3)
Tubo 3: Alumínio metálico (Al) em solução de sulfato de cobre (CuSO4)
Questão 27 - (IFGO/2015)
Considerando os metais presentes na tabela, assinale qual a maior diferença de potencial que é possível conseguir
ao montar uma pilha escolhendo dois desses metais.
a)
Eº = + 4,03 V
b)
Eº = + 2,71 V
c)
Eº = + 2,46 V
d)
Eº = + 2,00 V
e)
Eº = +3,17 V
Questão 28 - (Fac. Direito de São Bernardo do Campo SP/2016)
A bateria de chumbo/ácido é um exemplo de bateria recarregável bastante empregada em automóveis. A bateria
consiste em várias pilhas em paralelo para aumentar a corrente elétrica e seis conjuntos em série, fornecendo
uma ddp de 12 V.
Cada pilha é formada por um eletrodo poroso de chumbo onde ocorre a semirreação:
Pb (s) + HSO4– (aq)

PbSO4 (s) + H+ (aq) + 2 e–
E = 0,30 V
O outro eletrodo é revestido por óxido de chumbo(IV). A reação que ocorre nesse eletrodo pode ser representada
pela semirreação:
PbO2 (s) + 3 H+ (aq) + HSO4– (aq) + 2 e–

PbSO4 (s) + 2H2O (l)
E = 1,70 V
Os dois eletrodos estão submersos em uma solução aquosa de ácido sulfúrico de densidade aproximadamente
1,3 g.cm–3.
Sobre a bateria chumbo/ácido é INCORRETO afirmar que
a)
a solução aquosa de ácido sulfúrico age como eletrólito da pilha.
b)
durante a descarga, o eletrodo de chumbo é o polo negativo, enquanto que o eletrodo de óxido de
chumbo(IV) é o polo positivo.
c)
durante a descarga, a oxidação ocorre no eletrodo de chumbo poroso, enquanto a redução ocorre no
eletrodo de óxido de chumbo (IV).
d)
durante a descarga, o eletrodo de chumbo é o cátodo, enquanto que o eletrodo de óxido de chumbo(IV) é o
ânodo.
Atualmente há um número cada vez maior de equipamentos elétricos portáteis e isto tem levado a grandes
esforços no desenvolvimento de baterias com maior capacidade de carga, menor volume, menor peso, maior
quantidade de ciclos e menor tempo de recarga, entre outras qualidades.
Questão 29 - (UNICAMP SP/2012)
Desenvolveu-se, recentemente, uma bateria com uma grande capacidade de carga e número de ciclos, além de
rapidez de recarga. Simplificadamente, no funcionamento dessa bateria ocorre uma deposição de lítio metálico
num eletrodo de estanho e carbono (Sn/C), enquanto num eletrodo de carbono e sulfeto de lítio (Li2S/C) liberamse o íon lítio e o enxofre elementar. Considerando essas informações, pode-se afirmar que no funcionamento da
bateria ocorre
a)
uma reação de redução no eletrodo de Sn/C e uma reação de oxidação no eletrodo Li 2S/C, e essas reações
não se invertem no seu processo de recarga.
b)
uma reação de oxidação no eletrodo de Sn/C e uma reação de redução no eletrodo Li 2S/C, e essas reações
se invertem no seu processo de recarga.
c)
uma reação de oxidação no eletrodo de Sn/C e uma reação de redução no eletrodo Li 2S/C, e essas reações
não se invertem no seu processo de recarga.
d)
uma reação de redução no eletrodo de Sn/C e uma reação de oxidação no eletrodo Li 2S/C, e essas reações
se invertem no seu processo de recarga.
Questão 30- (UNIFOR CE/2014)
A pilha seca ácida foi desenvolvida em 1866, pelo químico francês George Leclanché (1839-1882). Trata-se de
uma pilha comum hoje em dia, pois é a mais barata sendo usada em lanternas, rádios, equipamentos portáteis e
aparelhos elétricos como gravadores, flashes e brinquedos. Essa pilha na verdade não é seca, pois dentro dela há
uma pasta aquosa, úmida.
(Fonte: http://www.mundoeducacao.com/quimica/pilha-seca-leclanche.htm)
A reação global de funcionamento da pilha seca ácida é apresentada abaixo:
Zn (s) + 2MnO2(aq) + 2NH4+ (aq)

Zn2+ (aq) + Mn2O3 (s) + 2NH3(g)
Sobre a referida reação é possível afirmar que
a)
No anodo, ocorre a oxidação do zinco metálico que fica no envoltório da pilha segundo a reação: Zn (s) 
Zn2+ (aq) + 2 e–. Os 2 elétrons do Zn metálico oxidado são transferidos para o dióxido de manganês que assim
é convertido a trióxido de manganês.
b)
O dióxido de manganês sofre oxidação sendo convertido a trióxido de manganês e portanto age como agente
redutor no processo.
c)
Zinco metálico sofre oxidação no catodo e geram a corrente de 1,5 V típica destas pilhas.
d)
Dióxido de manganês sofrem redução no anodo e geram a corrente de 1,5 V típica destas pilhas.
e)
No catodo, ocorre a oxidação do zinco metálico que fica no envoltório da pilha segundo a reação: Zn (s) 
Zn2+ (aq) + 2 e–. Os 2 elétrons do Zn metálico reduzido são transferidos para o dióxido de manganês que assim
é convertido a trióxido de manganês.
GABARITO:
1) Gab: A
2) Gab: 02
3) Gab: B
4) Gab: B
5) Gab: A
6) Gab: A
7) Gab: D
8) Gab: A
9) Gab: A
10) Gab: 14
11) Gab: 27
12) Gab: D
13) Gab: B
14) Gab: B
15) Gab:
a) Reação do ânodo: 2 O2–(l)  O2 (g) + 4e–
Reação do cátodo: Al3+(l) + 3e–  Al(l)
b) 4 Al3+(l) + 6 O2–(l)  3 O2 (g) + Al(l)
 0  1,6  1,23V
 0  2,89V
c) Não. Pois se trata de uma eletrólise que é um processo com variação de potencial negativa.
16) Gab: A
17) Gab: D
18) Gab: B
19) Gab: A
20) Gab: B
21) Gab: D
22) Gab: C
23) Gab: A
24) Gab: B
25) Gab: A
26) Gab: A
27) Gab: E
28) Gab: D
29) Gab: D
30) Gab: A