EXERCICOS ELETROQUÍMICA – 2014 – PROF. CLÁUDIO
2. (Unifesp 2014) A figura representa uma pilha formada
com os metais Cd e Ag, mergulhados nas soluções de
Cd(NO3)2(aq) e AgNO3(aq), respectivamente. A ponte
salina contém solução de KNO3(aq).
a) Sabendo que a diferença de potencial da pilha, nas
condições padrão, é igual a +1,20 V e que o potencial
padrão de redução do cádmio é igual a –0,40 V,
calcule o potencial padrão de redução da prata.
Apresente seus cálculos.
b) Para qual recipiente ocorre migração dos íons K + e
NO3 − da ponte salina? Justifique sua resposta.
3. (Ita 2014) São descritos dois experimentos:
I. Ovo cozido em água fervente teve sua casca
quebrada, de modo que parte de sua clara
permaneceu em contato com esta água, na qual a
seguir foi também imerso um objeto polido de prata.
Após um certo período de tempo, observou-se o
escurecimento desse objeto, que foi retirado da água e
lavado.
II. Em um béquer, foi aquecida água até a fervura e
adicionada uma colher das de sopa de cloreto de
sódio. A seguir, esta solução foi transferida para um
béquer revestido com papel alumínio. O objeto de
prata utilizado no experimento I foi então imerso nesta
solução e retirado após alguns minutos.
Em relação a esses experimentos:
a) apresente a equação global que representa a reação
química ocorrida na superfície do objeto de prata no
experimento I e calcule a diferença de potencial
elétrico da reação química.
b) preveja a aparência do objeto de prata após a
realização do segundo experimento.
c) apresente a equação global da reação química
envolvida no experimento II e sua diferença de
potencial elétrico.
Dados:
Ag2 S(s) + 2e −
2Ag(s) + S2− (aq)
O2 (g) + 4H+ (aq) + 4e −
Al3 + (aq) + 3e −
2H2 O(l )
Eo = 1,229 V
Eo = −1,662 V
Al(s)
Ag2 S(s) + 2H+ (aq) + 2e −
Eo = −0,691 V
2Ag(s) + H2 S(g)
Eo = −0,037 V
4. (Fuvest 2014) Em uma aula de laboratório de
Química, a professora propôs a realização da eletrólise
da água.
Após a montagem de uma aparelhagem como a da
figura acima, e antes de iniciar a eletrólise, a professora
perguntou a seus alunos qual dos dois gases, gerados
no processo, eles esperavam recolher em maior volume.
Um dos alunos respondeu: “O gás oxigênio deve ocupar
maior volume, pois seus átomos têm oito prótons e oito
elétrons (além dos nêutrons) e, portanto, são maiores
que os átomos de hidrogênio, que, em sua imensa
maioria, têm apenas um próton e um elétron”.
Observou‐se, porém, que, decorridos alguns minutos, o
volume de hidrogênio recolhido era o dobro do volume
de oxigênio (e essa proporção se manteve no decorrer
da eletrólise), de acordo com a seguinte equação
química:
2H2O(l)
→
2H2(g) +
O2(g
2 Vol
1 Vol
a) Considerando que a observação experimental não
corresponde à expectativa do aluno, explique por que
a resposta dada por ele está incorreta.
Posteriormente, o aluno perguntou à professora se a
eletrólise da água ocorreria caso a solução aquosa de
Na2SO4 fosse substituída por outra. Em vez de
responder diretamente, a professora sugeriu que o
estudante repetisse o experimento, porém substituindo a
solução aquosa de Na2SO4 por uma solução aquosa de
sacarose (C12H22O11).
b) O que o aluno observaria ao realizar o novo
experimento sugerido pela professora? Explique.
5. (Unicamp 2014) A produção mundial de gás cloro é
de 60 milhões de toneladas por ano. Um processo
eletroquímico moderno e menos agressivo ao meio
ambiente, em que se utiliza uma membrana
semipermeável, evita que toneladas de mercúrio,
utilizado no processo eletroquímico convencional, sejam
dispensadas anualmente na natureza. Esse processo
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moderno está parcialmente esquematizado na figura
abaixo.
a) Se a produção anual de gás cloro fosse obtida apenas
pelo processo esquematizado na figura dada, qual
seria a produção de gás hidrogênio em milhões de
toneladas?
b) Na figura, falta representar uma fonte de corrente
−
elétrica e a formação de íons OH . Complete o
desenho com essas informações, não se esquecendo
de anotar os sinais da fonte e de indicar se ela é uma
fonte de corrente alternada ou de corrente contínua.
6. (Ita 2014) Em um processo de eletrodeposição, níquel
metálico é eletro depositado no catodo de uma célula
eletrolítica e permanece coeso e aderido a esse eletrodo.
Sabendo que a massa específica do níquel metálico
(ρNi,25 °C )
é igual a 8,9 × 103 kg ⋅ m−3 e que a espessura
total da camada eletrodepositada, medida no final do
processo, foi de 2,0 × 10 −6 m, calcule a densidade de
corrente aplicada (admitida constante), expressa em
A ⋅ m−2 , considerando nesse processo uma eficiência de
corrente de eletrodeposição de 100% e um tempo de
operação total de 900 s.
Dado do cabeçalho: 1F=96.500 C.
TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO:
Leia o texto para responder à(s) questão(ões) a seguir.
A hidrazina, substância com fórmula molecular N 2 H4 , é
um líquido bastante reativo na forma pura. Na forma de
seu monoidrato, N 2 H4 ⋅ H2O, a hidrazina é bem menos
reativa que na forma pura e, por isso, de manipulação
mais fácil. Devido às suas propriedades físicas e
químicas, além de sua utilização em vários processos
industriais, a hidrazina também é utilizada como
combustível de foguetes e naves espaciais, e em células
de combustível.
7. (Unesp 2014) Observe o esquema de uma célula de
combustível de hidrazina monoidratada/oxigênio do ar
em funcionamento, conectada a um circuito elétrico
externo. No compartimento representado no lado
esquerdo do esquema, é introduzido apenas o reagente
N2H4 ⋅ H2O, obtendo-se os produtos N2 (g) e H2O (l )
em sua saída. No compartimento representado no lado
direito do esquema, são introduzidos os reagentes
O2 (g) e H2O (l ), sendo H2O (l ) consumido apenas
parcialmente na semirreação, e seu excesso liberado
inalterado na saída do compartimento.
Escreva a equação química balanceada que representa
a reação global que ocorre durante o funcionamento
dessa célula de combustível e indique os estados de
oxidação, nos reagentes e nos produtos, do elemento
que é oxidado nesse processo.
TEXTO PARA A PRÓXIMA QUESTÃO:
O valor da Constante de Avogadro é determinado
experimentalmente, sendo que os melhores valores
resultam da medição de difração de raios X de distâncias
reticulares em metais e em sais. O valor obtido mais
recentemente e = recomendado é 6,02214 × 1023 mol−1.
Um modo alternativo de se determinar a Constante de
Avogadro é utilizar experimentos de eletrólise. Essa
determinação se baseia no princípio enunciado por
Michael Faraday (1791-1867), segundo o qual a
quantidade de produto formado (ou reagente consumido)
pela eletrólise é diretamente proporcional à carga que flui
pela célula eletrolítica.
Observe o esquema que representa uma célula
eletrolítica composta de dois eletrodos de zinco metálico
imersos em uma solução 0,10mol ⋅ L−1 de sulfato de
zinco (ZnSO4). Os eletrodos de zinco estão conectados a
um circuito alimentado por uma fonte de energia (CC),
com corrente contínua, em série com um amperímetro
(Amp) e com um resistor (R) com resistência ôhmica
variável.
8. (Unesp 2014) Após a realização da eletrólise aquosa,
o eletrodo de zinco que atuou como catodo no
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experimento foi levado para secagem em uma estufa e,
posteriormente, pesado em uma balança analítica. Os
resultados dos parâmetros medidos estão apresentados
na tabela.
parâmetro
carga
massa do eletrodo de Zn inicial
(antes da realização da eletrólise)
massa do eletrodo de Zn final
(após a realização da eletrólise)
medida
168 C
Considerando Cu+2 (aq) + 2e − → Cu (s) e Eored = +0,34V ,
escreva a equação da reação espontânea que ocorre na
pilha representada na figura e calcule o potencial de
+2
redução da semicélula de Ni /Ni. Defina qual eletrodo é
o cátodo e qual eletrodo é o ânodo.
11. (Fuvest 2012)
2,5000 g
2,5550 g
Escreva a equação química balanceada da semirreação
que ocorre no catodo e calcule, utilizando os dados
experimentais contidos na tabela, o valor da Constante
de Avogadro obtida.
Dados: Massa molar Zn = 65,4 g/mol
-19
Carga do elétron = 1,6 x 10 C
9. (Ita 2013)
A hidrazina
(N2H4 )
e o tetróxido de
dinitrogênio (N2O4 ) são utilizados na propulsão líquida
de foguete. A equação química não-balanceada que
representa a reação global entre esses dois reagentes
químicos é
N2H4( l ) + N2O4( l ) → N2( g) + H2O( g)
Analisando esta reação do ponto de vista eletroquímico:
a) esquematize um dispositivo eletroquímico (célula de
combustível) no qual é possível realizar a reação
química representada pela equação do enunciado.
b) escreva as equações químicas balanceadas das
semirreações anódica e catódica que ocorrem no
dispositivo eletroquímico.
10. (Unesp 2012) Um estudante montou a célula
eletroquímica ilustrada na figura, com eletrodos de Cu (s)
e Ni (s) de massas conhecidas.
A determinação da carga do elétron pode ser feita por
método eletroquímico, utilizando a aparelhagem
representada na figura ao lado. Duas placas de zinco
são mergulhadas em uma solução aquosa de sulfato de
zinco (ZnSO4). Uma das placas é conectada ao polo
positivo de uma bateria. A corrente que flui pelo circuito é
medida por um amperímetro inserido entre a outra placa
de Zn e o polo negativo da bateria. A massa das placas
é medida antes e depois da passagem de corrente
elétrica por determinado tempo. Em um experimento,
utilizando essa aparelhagem, observou-se que a massa
da placa, conectada ao polo positivo da bateria, diminuiu
de 0,0327 g. Este foi, também, o aumento de massa da
placa conectada ao polo negativo.
a) Descreva o que aconteceu na placa em que houve
perda de massa e também o que aconteceu na placa
em que houve ganho de massa.
b) Calcule a quantidade de matéria de elétrons (em mol)
envolvida na variação de massa que ocorreu em uma
das placas do experimento descrito.
c) Nesse experimento, fluiu pelo circuito uma corrente de
0,050 A durante 1920 s. Utilizando esses resultados
experimentais, calcule a carga de um elétron.
12. (Unicamp 2011) Uma maneira de se produzir ferro metálico
de uma forma “mais amigável ao meio ambiente” foi
desenvolvida por dois cientistas, um norte-americano e um
chinês, que constataram a surpreendente solubilidade dos
minérios de ferro em carbonato de lítio líquido, em
temperaturas ao redor de 800 °C. No processo, a eletrólise
dessa solução, realizada com uma corrente elétrica de alta
intensidade, leva a separação dos elementos que compõem os
minérios e a produção do produto desejado.
A 25ºC e 1 atm, quando as duas semicélulas foram
ligadas entre si, a célula completa funcionou como uma
célula galvânica com ∆E = 0,59 V . A reação prosseguiu
durante a noite e, no dia seguinte, os eletrodos foram
pesados. O eletrodo de níquel estava mais leve e o
eletrodo de cobre mais pesado, em relação às suas
massas iniciais.
a) O artigo que relata a descoberta informa que os elementos
que formam o minério são produzidos separadamente em
dois compartimentos, na forma de substâncias elementares.
Que substâncias são essas? Dê os nomes e as fórmulas
correspondentes.
b) O processo atual de obtenção de ferro consiste na utilização
de alto forno, que funciona a uma temperatura entre 1300 e
1500 °C, com adição de carbono para a reação de
transformação do minério. Considerando todas as
informações dadas, apresente duas diferenças entre o
processo atual e o novo. Explique, separadamente, como
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essas diferenças justificam que o novo processo seja
caracterizado como “mais amigável ao meio ambiente”.
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b) No segundo experimento a película escura
desaparece e o objeto volta à aparência original.
Gabarito:
Resposta da questão 2:
a) Teremos:
2+
Cd(s) → Cd (aq) + 2e
+
−
2Ag(s) → 2Ag (aq) + 2e
−
o
Ered
o
Ered
= −0,40 V
= EoAg
c) Cálculo da diferença de potencial elétrico e
representação da equação global da reação química
envolvida no experimento II:
Ag2S(s) + 2e−
Então,
Al3+ (aq) + 3e−
Cd(s) → Cd2+ (aq) + 2e−
Eo = −0,691 V
Eo = −1,662 V
Al(s)
−0,691 V > − 1,662 V
ΔE = Emaior − Emenor
2Ag+ (aq) + 2e − → 2Ag(s)
Global
→ Cd2+ (aq) + 2Ag(s)
Cd(s) + 2Ag+ (aq) 
ΔE = Emaior − Emenor
1,20 V = EoAg − ( −0,40 V)
ΔE = −0,691 V − ( −1,662 V) = +0,971 V
Ag2S(s) + 2e− → 2Ag(s) + S2− (aq)
Al(s) → Al
3+
(aq) + 3e
−
(×3)
(×2)
Então :
EoAg = +0,80 V
3Ag2S(s) + 6e− → 6Ag(s) + 3S2− (aq)
b) Os íons NO3− presentes na ponte salina migram para
o recipiente 1.
Durante o funcionamento da pilha o cádmio sólido
sofre oxidação e a concentração de íons Cd2+
aumenta na solução. Como há aumento da carga
positiva, ocorre migração do íon negativo para a
solução com excesso de carga positiva (devido a
presença dos cátions cádmio) deste recipiente
(recipiente 1).
Os íons K + presentes na ponte salina migram para o
recipiente 2.
Durante o funcionamento da pilha ocorre redução dos
cátions Ag+ e sua concentração diminui na solução.
Como há aumento da carga negativa, ocorre migração
do íon positivo para a solução com excesso de carga
negativa (devido a presença dos ânions nitrato) deste
recipiente (recipiente 2).
Resposta da questão 3:
a) No experimento I, ocorre escurecimento do objeto
polido de prata, têm-se as seguintes equações
envolvidas:
Ag2S(s) + 2e−
2Ag(s) + S2− (aq)
2Ag(s) + S2− (aq)
+
O2 (g) + 4H (aq) + 4e
−
2Al(s) → 2Al3+ (aq) + 6e−
GLOBAL
3Ag2S(s) + 2Al(s) 
→ 6Ag(s) + 3S2− (aq) + 2Al3+ (aq)
Resposta da questão 4:
a) O volume do gás depende das condições de
pressão e temperatura e, também, do número de mols
de moléculas. A massa atômica, número de prótons
ou de nêutrons não interfere na medição.
b) Com a solução de sacarose (C12H22O11) não ocorreria
eletrólise, pois o aluno estaria testando uma solução
molecular que não conduz corrente elétrica.
Resposta da questão 5:
a) A produção mundial de gás cloro é de 60 milhões de
toneladas por ano, então:
2H2O(l ) → 2H+ (aq) + 2OH− (aq)
2NaCl(aq) → 2Na+ (aq) + 2Cl − (aq)
( + ) 2Cl − (aq) → Cl 2 (g) + 2e− (ânodo; oxidação)
( −) 2H+ (aq) + 2e− → H2 (g) (cátodo; redução)
2NaCl(aq) + 2H2O( l ) → 2Na+ (aq) + 2OH− (aq) + Cl 2 (g) + H2 (g)
71 g
Eo = −0,691 V
6
2H2O( l )
6
60
103 × 10
g
1
4×
24
{
o
E = 1,229 V
60 milhões 1 tonelada
1,229 V > − 0,691 V
2g
mH2
mH2 = 1,69 × 1012 g = 1,69 milhões de toneladas
2Ag(s) + S2− (aq) → Ag2S(s) + 2e− (×2)
O2 (g) + 4H+ (aq) + 4e− → 2H2O(l )
Então :
4Ag(s) + 2S2− (aq) → 2Ag2S(s) + 4e−
O2 (g) + 4H+ (aq) + 4e− → 2H2O(l )
4Ag(s) + 2S2− (aq) + O2 (g) + 4H+ (aq) → 2Ag2S(s) + 2H2O(l )
14243
película
escura
b) Teremos:
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N2H4 ⋅ H2O → N2H4 + H2O
Então:
N2H4 + H2O → N2 + 4H+ + 4e− + H2O (em I)
O2 + 2H2O + 4e− → 4OH−
(em II)
+
−
N2H4 + O2 + 2H2O → N2 + 4H
4OH3
14
4+244
4 H2O
N2H4 + O2 + 2H2O → N2 + 4H2O
Equação
global
N2H4 + O2 
→ N2 + 2H2O
−2
0 (oxidação do nitrogênio)
Resposta da questão 6:
(
)
A massa específica do níquel metálico ρNi,25 °C é igual
a 8,9 × 103 kg ⋅ m−3 (8,9 × 106 g ⋅ m−3 ) e a espessura total
da camada eletrodepositada, medida no final do
processo, foi de 2,0 × 10 −6 m, então:
Área = 2,0 × 10−6 m
(
)
2
1 m3
⇒ 4,0 × 10 −12 m2
8,9 × 106 g
xNi (massa por m2 )
2,0 × 10 −6 m
xNi = 17,8 g / m2
Resposta da questão 8:
A semirreação que ocorre no cátodo é a redução do
zinco, dada por:
+2
Zn(aq)
+ 2e −
0
Zn(s)
Cálculo da Constante de Avogadro:
A massa de zinco depositada no cátodo, de acordo com
a tabela, foi:
Massa depositada:
mf – mi = 2,5550g – 2 ,5000g = 0,055g de Zn.
No cátodo : Ni2+ + 2e − → Nio
2 × 96.500 C
59 g
17,8 g / m2
Q'
Q' = 58.227,1186 C / m
Q' = 900 i'
2
58.227,1186 C / m2 = 900 s × i'
i' = 64,6979849 A / m2
i' ≈ 64,7 A / m2
Densidade de corrente ≈ 64,7 A.m−2
Resposta da questão 7:
Teremos:
Quantidade de carga do processo:
1,6 ⋅ 10 −19 C
1e −
1mol de e −
x
x = 1mol de e ⋅ 1,6 ⋅ 10 −19 C
−
Assim:
+2
Zn(aq)
+ 2e−
0
Zn(s)
1mol de e − ⋅ 2 ⋅ (1,6 ⋅ 10 −19 C)
65,4 g
168C
0,055g
−
1mol de e = 6,243 ⋅ 10
23
Resposta da questão 9:
a) Esquematicamente, poderíamos ter o seguinte
dispositivo:
Teremos:
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Resposta da questão 11:
a) De acordo com a figura fornecida, verifica-se que o
zinco se torna um eletrodo positivo, ou negativo de
acordo com os terminais da bateria.
Na placa de zinco acoplada ao polo negativo da bateria,
teremos aumento de massa:
( −) Zn2 + (aq) + 2e − → Zn(s) (redução)
Na placa de zinco acoplada ao polo positivo da bateria,
teremos diminuição de massa:
( + ) Zn(s) → Zn2+ (aq) + 2e− (oxidação)
b) Equações químicas balanceadas das semirreações
anódica e catódica que ocorrem no dispositivo
eletroquímico
2N2H4 (l ) → 2N2 (g) + 8H+ (aq) + 8e− (oxidação − ânodo)
b) A partir da reação de oxidação, vem:
Zn(s) → Zn2 + (aq) + 2e − (oxidação)
65,4 g
2 mols e −
0,0327 g
n mols e −
n = 1,0 × 10 −3 mols e−
Observação: O número de mols envolvidos na reação de
N2O4 (l ) + 8H+ (aq) + 8e − → N2 (g) + 4H2O(g) (redução − cátodo)
redução é igual ao de oxidação.
2N2H4 (l ) + N2O4 (l ) 
→ 3N2 (g) + 4H2O(g)
Global
Resposta da questão 10:
Como no dia seguinte, o eletrodo de níquel estava mais
leve e o de cobre mais pesado, concluímos que o
eletrodo de níquel sofreu desgaste, ou seja, oxidação,
logo, é o ânodo da pilha. Já o eletrodo de cobre teve sua
massa aumentada, logo é o cátodo da pilha.
Teremos as seguintes reações:
+2
Q = i× t
Q = 0,050 × 1920 = 96 coulomb
1,0 × 10 −3 mol e −
Ni(s) → Ni (aq) + 2e (perda de massa − oxidação) Ânodo
+2
c) Notações:
Q = carga (coulomb)
i = intensidade da corrente elétrica (A; ampère)
t = tempo (s; segundo)
−
1,0 × 10
−3
× 6,0 × 10
Cu (aq) + 2e → Cu(s) (ganho de massa − redução) Cátodo
−
+2
+2
Ni(s) + Cu (aq) → Ni (aq) + Cu(s)
(equação global)
∆E = ERe dução (maior) − ERe dução (menor)
(Cu+2 /Cu)
− ERe dução
0,59V = 0,34V − ERe dução
ERe dução
e−
1 e−
Q' = 16 × 10
−20
= 1,6 × 10
−19
96 coulomb
Q'
coulomb
A carga de um elétron corresponde a
1,6 × 10−19 coulomb .
Sabemos que:
∆E = ERe dução
96 coulomb
23
(Ni+2 /Ni)
(Ni+2 /Ni)
(Ni+2 /Ni)
= − 0,25V
Conclusões:
A reação espontânea que ocorre na pilha é:
Ni(s) + Cu+2 (aq) → Ni+2 (aq) + Cu(s)
Resposta da questão 12:
a) Ferro metálico: Fe.
Oxigênio gasoso: O2.
b) O processo atual de obtenção do ferro exige uma
temperatura entre 1300 e 1500 °C e emite CO2, que
contribui para o efeito estufa.
O processo novo requer uma temperatura menor
º
(800 C), consequentemente consome menos energia.
O potencial padrão de redução da semicélula de Ni+2 / Ni
é - 0,25V.
O eletrodo de cobre (Cu) é o cátodo.
O eletrodo de níquel (Ni) é o ânodo.
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