Gabarito - Eletroquímica 2015
Resposta da questão 1:
[B]
Resposta da questão 4:
[B]
A 3  (aq)  3 e  A 
Ered  1,66V
Cu2 (aq)  2 e   Cu
Ered  0,34V
Análise das alternativas:
0,34 V  1,66 V
[A] Incorreta. A reação ocorrerá mais rapidamente se ao invés de ser
utilizada uma lâmina de ferro metálico for utilizado ferro
metálico em pó, ou seja, quanto maior a superfície de contato,
maior a velocidade da reação.
ΔE  Emaior  Emenor  0,34  ( 1,66)  2,00 V
Então :
A   A 3  (aq)  3 e
2
Cu
(2)
[B] Correta. A reação é espontânea, apresenta potencial padrão de

(aq)  2 e  Cu (3)
3
2A   2A
(aq)  6 e

(oxidação  ânodo)
3Cu2 (aq)  6 e  3Cu
2 A   3Cu
2
célula (E0ce  0,440 V), e o Fe(s) atua como agente
redutor.
(redução  cátodo)
(aq) 
 2A 3  (aq)  3Cu
Global
redutor
Resposta da questão 2:
[B]
[A] Incorreta. A reação 1 é de oxidação e ocorre no ânodo da célula.
[B] Correta. Na pilha ocorre uma reação espontânea que transforma
energia química em energia elétrica oposta à eletrólise.
[C] Incorreta. A célula a combustível produz somente corrente
contínua.
[D] Incorreta. A célula a combustível é um conversor de energia
química em energia elétrica.
Resposta da questão 3:
[E]
Fe2(aq)  2e  Fe(s)
E0red  0,440 V
2H(aq)  2e  H2(g)
0 V  0,440 V
E0red  0,000 V
Fe2(aq)  2e  Fe(s)
E0red  0,440 V
2H(aq)  2e  H2(g)
E0red  0,000 V
(inverter)
(manter)
ΔE  Emaior  Emenor  0,000  ( 0,440)  0,440 V
agente
redutor
Fe(s)  Fe2(aq)  2e
(oxidação; ânodo)
2H(aq)  2e 
 H2(g)
(redução; cátodo)
Fe(s)  2H(aq) 
 Fe2(aq)  H2(g)
Global
2
2
Tem-se a aplicação de uma solução de CuSO4 (Cu (SO4 )
2
0
)
0
em uma placa de ferro (Fe ), concluí-se que Cu e Fe estão
envolvidos no processo. A partir do quadro selecionamos as
2
equações envolvidas, ou seja, aquelas que apresentam Cu
e
[C] Incorreta. Quanto maior for a concentração do ácido clorídrico
(HC (aq) ) utilizado, mais rapidamente a reação irá ocorrer.
0
Fe :
[D] Incorreta. Na reação química descrita, o Fe(s) irá sofrer
0
Semirreação de redução
3
Fe
2
Cu
E (V)

0,04

0,34
 3e  Fe
 2e  Cu
0,34 V  0,04 V
Fe3  3e  Fe (2; inverter)
Cu2  2e  Cu (3; manter)
2Fe  2Fe
3
 6e

3Cu2  6e  3Cu
2
2Fe  3Cu
oxidação a íons Fe2(aq) ; já os íons H(aq) serão reduzidos
para formar o gás hidrogênio (H2(g) ).
[E] Incorreta. Um aumento da temperatura do sistema levará ao
aumento da rapidez das reações químicas endotérmicas e à
diminuição para as reações químicas exotérmicas.
Resposta da questão 5:
[C]
[I] Incorreta. Montando a pilha:
Global

 2Fe
3
 3Cu
3Cu2(aq)  2Fe(s) 
 3Cu(s)  2Fe3(aq)
Global
1
Profº Almir – Química
Gabarito - Eletroquímica 2015
(2)2NH4C (aq)  2MnO2(s)  2e  Mn2O3(s)  H2O( )  2NH3(aq)  2C  (aq)
Zn(s)  2C  (aq)  ZnC 2(aq)  2e
RG : 2NH4C (aq)  2MnO2(s)  Zn(s)  Mn2O3(s)  H2O( )  2NH3(aq)  ZnC 2(aq)
Analisando os 2 compostos (zn e Mn) na equação global,
teremos:
07( 1)  7
A  7A C 4
4( 1)( 3) 7

4A 2C 7  3e
oxidação
0   3
Resposta da questão 8:
[C]
Teremos:
Zn2(aq)  2e  Zn(s)
E  0,76 V
Ag(aq)  1e  Ag(s)
E  0,80 V
ΔE  Emaior  Emenor
ΔE  0,80  ( 0,76)  1,56 V
Zn(s)  Zn2(aq)  2e
Sendo assim, o zinco oxida e o manganês reduz.
(oxidação  ânodo  desgaste)
2Ag(aq)  2e  2Ag(s)

Zn(s)  2Ag
(redução  cátodo)

 Zn2(aq)  2Ag(s)
Global
(aq)
[II] Correta. Calculando o potencial da pilha, teremos:
ΔE0  E0 (oxi)  E0 (red)
ΔE0  +0,76+ 0,74
ΔE0  1,50V
Sentido espontâneo : Zn(s)  2Ag(aq) 
 Zn2(aq)  2Ag(s) .
Global
Resposta da questão 9:
[C]
2MnO2 (s)  2NH4C (aq)  Zn(s)  Mn2O3 (s)  H2O( )  2NH3 (aq)  ZnC 2 (aq)
O estudante verificou formação de ferrugem apenas no prego II, pois
o potencial de redução do cobre é maior do que o potencial de
redução do ferro, ou seja, o ferro sofre oxidação (“enferruja”).
(2)2NH4C (aq)  2MnO2(s)  2e  Mn2O3(s)  H2O( )  2NH3(aq)  2C  (aq)
Fe3 (aq)  6  Fe2 (aq) E  0,77 V
[III] Correta. A reação global da pilha será:
Zn(s)  2C  (aq)  ZnC 2(aq)  2e
RG : 2NH4C (aq)  2MnO2(s)  Zn(s)  Mn2O3(s)  H2O( )  2NH3(aq)  ZnC 2(aq)
[IV] Incorreta. À medida que a pilha vai sendo gasta, o zinco
aumenta sua massa e o dióxido de manganês diminui sua massa.
Resposta da questão 6:
[B]
Os itens 1 e 2 da ilustração são catodo (redução) e anodo (oxidação),
respectivamente.
Trata-se de eletrólise em solução aquosa de NaC .
( ) 2H  2e  H2 (redução  catodo)
(  ) 2C   2e  C 2 (oxidação  anodo)
Resposta da questão 7:
[A]
Fazendo o balanceamento de cargas, teremos:
2
Fe2 (aq)  2e  Fe(s)
E  0,44 V
Cu2 (aq)  2e  Cu(s)
E  0,34 V
0,34 V  0,44 V  0,77 V
Resposta da questão 10:
[B]
Cr 2  2e

2F
2  96.500 C
Q
Cr 0
52 g
52 g
0,52 g
Q  0,02  96.500 C
Q  i t
0,02  96.500  15,2  t
t  126,97368 s
t  2,116 min  2 min
Resposta da questão 11:
Profº Almir – Química
Gabarito - Eletroquímica 2015
[D]
Zn2 (aq)  2e  Zn(s)
0
Ered
 0,76 V
Q  it
Q  10  (482,5  60)
Fe2 (aq)  2e  Fe(s)
0
Ered
 0,44 V
Q  289.500C
Zn(s)  Zn2 (aq)  2e 
3

0
Au  3e  Au
3  96500C
197g / mol
289.500C
x
0,44 V  0,76 V
Fe
2
(oxidação)

(aq)  2e  Fe(s)
Zn(s)  Fe
2
(aq)  Zn
2
(redução)
(aq) 
x  197g de Au
Resposta da questão 12:
[A]
O dispositivo representa uma pilha de hidrogênio.
H2  O2  H2O  2e (B : oxidação  ânodo)
1
O  2e  O2
(A : redução  cátodo)
2 2
1
Global
H2  O2 
 H2O
2
A corrente elétrica flui de A para B e o fluxo dos elétrons é de B
para A.
Fe(s)
o recipiente
é mantido int acto
Zn(s)  Fe2 (aq)  Zn2 (aq)  Fe(s)
2
Fe(s)  Zn (aq)  Fe
2
(aq)  Zn(s)
ΔE  0,44  ( 0,76)  0,32 V
ΔE  0,32 V (potencial negativo)
Resposta da questão 14:
[A]
Melhor agente redutor: apresenta maior potencial de oxidação.
Cu2  Zn  Cu  Zn2
0
E0oxidação Zn  Eoxidação
Cu
Cr  Zn2  Cr 2  Zn
0
E0oxidação Cr  Eoxidação
Zn
Hg2  Cu  Cu2  Hg
0
E0oxidação Cu  Eoxidação
Hg
Conclusão (poder redutor): Hg  Cu  Zn  Cr.
ou seja,
Resposta da questão 13:
[C]
Para a armazenagem do sulfato de zinco, deverá ser utilizado um
recipiente formado por um metal que apresente maior potencial de
redução do que o zinco.
Cu  Cu2  2e
0
Ered
 0,34 V
Zn  Zn2  2e
0
Ered
 0,76 V
Cr  Cr 2  2e
0
Ered
 0,91 V
0
Hg  Hg2  2e Ered
 0,79 V
Ordem crescente de poder redutor (crescente de potencial de
oxidação): Hg  Cu  Zn  Cr.
Resposta da questão 15:
[A]
Cu2 (aq)  2e  Cu(s)
2 mols
63,5 g
2  96.500 C
63,5 g
Q
0,0686 g
Q  208,5 C
3
Profº Almir – Química
Gabarito - Eletroquímica 2015
Como as células estão ligadas em série, vem:
3

Mg2 (aq)  2e  Mg(s)
Au (aq)  3e  Au(s)
3  96.500 C
208,5 C
[B] Entre magnésio e níquel:
E0  2,37 V
Ni2 (aq)  2e  Ni(s)
197 g
mAu
mAu  0,14188 g  0,140 g
E0  0,25 V
 
Mg(s)  Mg2 (aq)  2e
E0  2,37V
2
   Ni(s)
Ni(aq)
 2e
E0  0,25V
2
E.G.: Mg(s)  Ni(aq)
 Ni(s)  Mg2 (aq) ΔE0  2,12 V
Resposta da questão 16:
[A]
[C] Entre alumínio e ferro:
Teremos:
3
(aq)  3e  A (s)
E0  1,66 V
Fe2 (aq)  2e  Fe(s)
E0  0,44 V
A
   3Fe(s)
(x 3)3Fe2 (aq)  6e
(x2)2A (s)  2A
3
E0  0,44V
 
(aq)  6e
3Fe2 (aq)  2A (s)  3Fe(s)  2A
E0  1,66V(inv)
3
(aq) ΔE0  1,22V
[D] Entre ferro e níquel:
Fe2 (aq)  2e  Fe(s)
E0  0,44 V
Ni2 (aq)  2e  Ni(s)
E0  0,25 V
 
Fe(s)  Fe2 (aq)  2e
E0  0,44V
2
   Ni(s)
Ni(aq)
 2e
E0  0,25V
2
E.G.: Fe(s)  Ni(aq)
 Ni(s)  Fe2 (aq) ΔE0  0,19 V
Assim, podemos concluir que a pilha de maior diferença de
potencial (ddp) é constituída no ânodo e no cátodo,
respectivamente, pelos eletrodos de magnésio e níquel.
Resposta da questão 17:
[A]
2
Cu(aq)
 2e  Cu(s)
E0  0,34V
2
Ni(s)  Ni(aq)
 2e
E0  0,25V
2
2
Ni(s)  Cu(aq)
 Ni(aq)
 Cu(s)
ΔE  0,59V
Resposta da questão 19:
[D]
Célula a combustível é um exemplo de célula galvânica.
H2  2H  2e
1 O
2 2
Resposta da questão 18:
[B]
(oxidação  ânodo)
 2H  2e  H2O (redução  cátodo)
Global
H2  12 O2 
 H2O
Montando as pilhas:
Resposta da questão 20:
[B]
[A] Entre alumínio e magnésio:
3
(aq)  3e  A (s)
E0  1,66 V
Mg2 (aq)  2e  Mg(s)
E0  2,37 V
A
(x2) 2A
3
   2A (s)
(aq)  6e
 
(x 3) 3Mg(s)  3Mg2 (aq)  6e
E.G : 2A
4
3
E0  1,66V
E0  2,37V(inv)
(aq)  3Mg(s)  3Mg2 (aq)  2A (s) ΔE0  0,71V
Profº Almir – Química
Gabarito - Eletroquímica 2015
Q  i t
Q  10 A  965 s  9650 C
2C

 1C
2
VC
2  96.500 C
2
[II] Incorreta. O Zn(s) sofre oxidação, transferindo elétrons para os
9650 C
2
íons Cu2(aq) que sofrem redução.
 1,12 L
[III] Correta. Para que ocorra a reação de oxirredução espontânea, o
potencial de redução do eletrodo de cobre (0,34 V) deve ser
Resposta da questão 21:
[B]
maior do que o do eletrodo de zinco (0,76 V).
O potencial de redução do estanho (0,14V) é maior do que o do
ferro (0,44V), logo o ferro sofrerá oxidação (perda de elétrons).
Conclusão: o ferro será o polo negativo e o estanho será o polo
positivo.
2
2 Fe(s)  2 Fe(aq)
 2e
EoFe  ? (oxidação)
Eo  1,23 V (redução)
)

2 Fe(s)  O2(g)  4 H(aq)
 2 H2O(
)
2
 2 Fe(aq)
Eo  1,67 V
Eo (oxidação)  Eo (redução)  1,67 V
Eo (oxidação)  1,23 V  1,67 V
Eo (oxidação)   0,44 V
Resposta da questão 23:
[C]
i  50mA
t  3680s
Q  it
Q  50  10 3  3860  193C
Li  Li  1e 
1 mol de Li
7g
x
1 mol de e 
1 96500C
193C
x  1,4  10 2 g
Resposta da questão 24:
[A]
[I] Correta. Na reação de oxirredução espontânea, representada na
pilha de Daniell, a espécie que se oxida, no caso o Zn(s)
transfere elétrons para a espécie que sofre redução, os íons
Cu2(aq) .
5
[IV] Correta. A placa de Zn(s) sofre corrosão, tendo sua massa
diminuída, e sobre a placa de cobre ocorre depósito de cobre
metálico.
[V] Incorreta. A concentração de íons Cu2(aq) diminui, pois estes
Resposta da questão 22:
[C]
O2(g)  4H  2e  2 H2O(
(oxidação  ânodo)
Cu2(aq)  2e  Cu(s) (redução  cátodo)
2e

22,4 L
VC
Zn(s)  Zn2(aq)  2e
íons sofrem redução, e a concentração de íons Zn2(aq) aumenta,
pois o zinco metálico sofre oxidação.
Resposta da questão 25:
[A]
[A] Correta. Os sais de lítio citados no texto são:
carbonato de lítio: Li CO32  Li2CO3
sulfato de lítio: Li SO42  Li2SO4
[B] Incorreta. O lítio por estar localizado na família dos metais
alcalinos, portanto, doa 1 elétron e se torna um cátion, o Li , nas
ligações iônicas.
[C] Incorreta. As embarcações são feitas em aço (liga formada
principalmente de ferro e carbono), revestidos por tintas
anticorrosivas, pois outros fatores, além da densidade devem ser
levados em consideração como a resistência, por exemplo.
[D] Incorreta. O lítio é um metal alcalino, bastante reativo com água,
onde irá formar o hidróxido de lítio.
[E] Incorreta. Nas pilhas o metal de lítio funciona como ânodo, onde
irá oxidar, ou seja, perder elétrons.
Resposta da questão 26:
[D]
Neste caso a espécie adequada para essa recuperação deve
apresentar o potencial de redução menor do que os íons prata na
forma de Ag(S2O3 )23 (0,02 V).
Logo, temos três opções:
3
(aq)  3e
A (s)
1,66
Sn2 (aq)  2e
Sn(s)
0,14
Zn2 (aq)  2e
Zn(s)
0,76
A
Profº Almir – Química
Gabarito - Eletroquímica 2015
ou seja,
A
Ag(S2O3 )23 (aq)  e  Ag(s)  2S2O32 (aq) (redução)
X(s)  X (aq)  e (oxidação)
(aq)
 3e  A
Eo  1,68 V
(s)
I. 3Hg22(aq)  4Ag(s)  6e  2Ag2Hg3(s)
A
3
(aq)
 3e  A
Eo  1,68 V
(s)
Sn(s)  Sn2 (aq)  2e (oxidação)
II. Sn2(aq)  3Ag(s)  2e  Ag3Sn(s)
Conclusão: das espécies apresentadas, a adequada para essa
recuperação é Sn(s).
A
Eo  0,05 V
ΔE  Emaior  Emenor  0,05  ( 1,68)  1,63 V
3
(aq)
 3e  A
Eo  1,68 V
(s)
III. 8Sn2(aq)  Hg(s)  16e  Sn8Hg(s)
Resposta da questão 27:
[B]
Eo  0,85 V
ΔE  Emaior  Emenor  0,85  ( 1,68)  2,53 V
Então,
2Ag(S2O3 )23 (aq)  2e  2 Ag(s)  4S2O32 (aq) (redução)
3
Eo  0,13 V
ΔE  Emaior  Emenor  0,13  ( 1,68)  1,55 V
O sal formado equivale ao sulfato ferroso (FeSO4 ), pois o cátion
ferro II (Fe2 ) apresenta o menor potencial de redução listado, ou
seja, prevalece a formação do ânion sulfato (SO42 ).
Resposta da questão 28:
[E]
Resposta da questão 31:
[D]
Teremos:
Q  i  t  96,5min 2A  96,5  60 s  2A  120  96,5 C
Cr 3 (aq)

E0red   0,14 V
Li (aq)  1 e  Li(s)
E0red   3,04 V

Cr(s)
3  96.500 C
52 g
120  96,5 C
mCr
Teremos:
Sn2 (aq)  2 e  Sn(s)
3e
mCr  2,08 g
0,14 V   3,04 V
ΔE  0,14  ( 3,04)  2,90 V
Resposta da questão 32:
[D]
Então :
Numa eletrólise em série, a carga é igual nas duas cubas eletrolíticas,
então:
Sn2 (aq)  2 e  Sn(s)
(redução, cátodo)
2Li (s)  2Li (aq)  2 e
(oxidação; ânodo)
Sn2 (aq)  2Li (s) 
 Sn(s)  2Li (aq)
global
Q
Q  48.250 C
Resposta da questão 29:
[D]
Mx   xe
Teremos:
(  ) 2H2O  2e
H2  2OH (redução  cátodo)
meio
básico
sofre
redução
( ) 2C

C
2
 2e (oxidação  ânodo)
sofre
oxidação
Resposta da questão 30:
[C]
Teremos:
Ni2  2e
 Ni0
2  96.500 C
58 g
96.500 x C
48.250 C
14,5 g

M0
207 g
28,875 g
x4
Carga  4
Resposta da questão 33:
[D]
Em uma reação de oxirredução que ocorre espontaneamente, os
elétrons são transferidos de uma espécie química com menor
potencial de redução para outra com maior potencial de redução.
Portanto, ao calcularmos a diferença de potencial da célula, chega-se
a um valor positivo, portanto a afirmação I está errada.
Resposta da questão 34:
6
Profº Almir – Química
Gabarito - Eletroquímica 2015
[B]
2H2O( )  2H (aq)  2OH (aq)
A eletrólise é um processo de oxirredução não espontâneo.
2NaC (s)  2Na (aq)  2C

Ânodo (+): 2C
Compostos iônicos no estado sólido são péssimos condutores de
eletricidade, pois os íons estão presos na rede cristalina.
(aq)  C

2 (g)  2e
(aq)

(oxidação)

Cátodo (-): 2H (aq) + 2e  H2 (g)

A decomposição térmica do cloreto de sódio é um processo não
espontâneo.

(redução)

2NaC (s)  2H2O( )  2Na (aq)  2OH (aq)  H2 (g)  C
2 (g)
2NaOH(aq)
Agora, observe o equacionamento da eletrólise do NaC (cloreto de
sódio) não simplificada em solução aquosa:
Ânodo (+): 2C   C 2 (g)  2e
Cátodo (-): 2H2O( )  2e  H2 (g)  2OH (aq)
Célula
2H2O( )  2C  
 H2 (g)  C 2 (g)  2OH (aq)
Global
Resposta da questão 37:
[A]
reação no ânodo: A  A
3
 3e
reação no cátodo: H2O  2e  H2(g)  2OH
Resposta da questão 35:
[A]
As reações de descarga da pilha dependem do regime a que ela é
submetida. Em condições de descarga muito lenta teremos:
Resposta da questão 38:
[B]
Polo negativo: Zn  Zn2  2e (oxidação)
Considerações:
Polo positivo: 2MnO2(c)  Zn2  2e  ZnO  Mn2O3 (redução)
1. O processo eletroquímico pode ser chamado de eletrólise, pois
ocorre com consumo de energia, ou seja, de forma não
espontânea.
2. Se o objeto de cobre for colocado no ânodo, significa que sofrerá
oxidação, e os íons cobre-II serão depositados, por redução, no
cátodo do processo eletrolítico.
Equação global: Zn  2MnO2(c)  ZnO  Mn2O3
Como as reações de descarga da pilha seca são complicadas,
podemos generalizar:
Ânodo (polo negativo): Zn  Zn2  2e (oxidação)
Cátodo (polo positivo):

Equação do ânodo: Cu(s)  Cu2 (aq)  2e
Equação no cátodo: Cu2 (aq)  2e  Cu(s)

2MnO2  2NH4  2e  Mn2O3  2NH3  H2O (redução)
Equação global:
Zn  2MnO2  2NH4(aq)
2
 Zn
 Mn2O3  2NH3  H2O
A migração dos íons ocorre através da “pasta” e é muito lenta.
Resposta da questão 39:
[C]
Teremos:
2H2O( )  2H (aq)  2OH (aq)
2NaC (s)  2Na (aq)  2C
Resposta da questão 36:
[C]
Observe o equacionamento da eletrólise do NaC (cloreto de sódio)
simplificada em solução aquosa:
Ânodo (+): 2C

(aq)  C


2 (g)  2e

Cátodo (-): 2H (aq) + 2e  H2 (g)


(aq)

(oxidação)
(redução)
2NaC (s)  2H2O( )  2Na (aq)  2OH (aq)  H2 (g)  C
2 (g)
2NaOH(aq)
ou
7
Profº Almir – Química
Gabarito - Eletroquímica 2015
eletrólise do NaC (cloreto de sódio) não simplificada em solução
aquosa:
Ânodo (+): 2C   C 2 (g)  2e
Cátodo (-): 2H2O( )  2e  H2 (g)  2OH (aq) (róseo na presença de fenolftaleína)
Célula
2H2O( )  2C  
 H2 (g)  C 2 (g)  2OH (aq)
Global
Observação: Como a concentração de água (H2O) é muito maior
que a dos íons Na+, a reação catódica é dada por
2H2O( )  2e  H2 (g)  2OH (aq) e não por
2Na (aq)  2e  Na(s) .
Resposta da questão 40:
[D]
Análise das afirmações:
I. Incorreta. O melhor agente redutor apresentado na tabela é o
magnésio, pois apresenta o menor potencial de redução (-2,37 V).
II. Correta. A reação Zn2 aq  Cu0 s  Zn0 s  Cu2 aq não
é espontânea, pois o potencial de redução do zinco (-0,76 V) é
menor do que o do cobre (+0,34 V).
III. Incorreta. Não se pode estocar uma solução de nitrato de níquel
II em um recipiente revestido de zinco, sem danificá-lo, pois o
níquel tem maior potencial de redução (-0,24 V) do que o zinco
(-0,76 V). Neste caso, ocorreria a oxidação do revestimento de
zinco.
IV. Correta. A força eletromotriz de uma pilha eletroquímica
formada por chumbo e magnésio é 2,24 V:
Mg  Mg2  2e (oxidação) Eoxidação  2,37 V
Pb2  2e  Pb (redução) Eredução  0,13 V
Mg  Pb2  Mg2  Pb
ΔE  2,37  ( 0,13)  2,24 V
V. Correta. Uma pilha eletroquímica montada com eletrodos de
cobre e prata possui a equação global:
2 Ag aq  Cu0 s  2 Ag0 s  Cu2aq .
Cu  Cu2  2e (oxidação; menor potencial de redução)
2Ag  2e  2Ag (redução; maior potencial de redução)
Cu  2Ag 
 Cu2  2Ag
Global
8
Profº Almir – Química