TURMA DE REVISÃO - EMESCAM
1º SEMESTRE 2012 - QUÍMICA
Prof. Borges
PILHAS
1. (Uepg 2010) A figura a seguir ilustra o esquema de uma pilha formada por um eletrodo de Zn em
solução de Zn2+ e um outro eletrodo de um determinado metal M em solução dos seus íons MZ+ (onde
Z+ constitui a carga do metal).
Na tabela a seguir estão descritos os potenciais padrões (E0) de alguns metais:
Semirreação
Zn2+ (aq) + 2e– → Zn(s)
Pb2+ (aq) + 2e– → Pb(s)
E0 (V)
- 0,76
Cu2+ (aq) + 2e– → Cu(s)
Ag+ (aq) + 1e– → Ag(s)
- 0,34
- 0,80
H+ (aq) + 1e– → H2(g)
0,0
- 0,13
De acordo com estes dados, assinale o que for correto.
01) Quando M = Ag(s), os elétrons migram do eletrodo de prata para o eletrodo de zinco.
02) Quando M = Cu, o eletrodo de cobre é o cátodo (polo negativo) e o eletrodo de zinco é o ânodo (polo
positivo).
04) O potencial padrão de eletrodo (E0) da semirreação: Ag+ (aq) + 1e– → Ag(s) é o escolhido como
padrão referência para se obter o E0 para todas as outras semirreações.
08) Se o M = Pb, o potencial total da pilha será igual a 0,63 V e a reação será espontânea.
16) Para M = Cu, a reação total da pilha é: Cu2+ (aq) + Zn(aq) → Cu(s) + Zn2+ (aq), onde o íon cúprico é o
agente oxidante.
2. (Fatec 2010)
de redução.
Para responder à questão, considere os seguintes dados sobre potenciais padrão
Eθ / volt
Semirreação
Mg2+ (aq) + 2 e- → Mg (s)
Zn2+ (aq) + 2 e- → Zn (s)
- 2,37
Fe2+ (aq) + 2 e- → Fe (s)
Cu2+ (aq) + 2 e- → Cu(s)
- 0,44
Ag+ (aq) + e- → Ag (s)
1
- 0,76
0,34
0,80
Uma tubulação de ferro pode ser protegida contra a corrosão se a ela for conectada uma peça metálica
constituída por
a) magnésio ou prata.
b) magnésio ou zinco.
c) zinco ou cobre.
d) zinco ou prata.
e) cobre ou prata.
3. (Fatec 2010) Boa parte do lixo eletrônico é constituída pelas pilhas comuns. São elas as principais
fontes dos elementos zinco e manganês presentes nesse tipo de lixo. A figura mostra os principais
componentes de uma pilha comum nova e sem uso.
O quadro seguinte mostra o que acontece com os constituintes de uma pilha comum, logo após sua
utilização e depois de alguns meses exposta ao ambiente.
Componente da
pilha
Período logo após sua
utilização
Depois de alguns meses exposta ao
ambiente
Invólucro de aço
Permanece intacto.
Torna-se enferrujado.
Papelão que separa o
invólucro de aço do
copo de zinco
Permanece intacto.
Fica manchado, úmido e sem
resistência.
Copo de zinco
Permanece aparentemente
intacto, mas com massa
menor.
Boa parte do metal é corroída,
aparecendo buracos no copo; o metal
que resta fica recoberto por ZnO.
Papel que separa o
copo de zinco da
pasta úmida
Permanece intacto.
Desfaz-se.
Bastão de grafita
Permanece intacto.
Torna-se mais poroso e quebradiço.
Pasta úmida
Diminui a quantidade de
MnO2 e de NH4Cl; passa a
conter também Mn2O3,
ZnCl2, e NH3.
Diminui mais ainda a quantidade de
MnO2 e de NH4Cl; passa a conter
também ZnO, Mn(OH)2 e outras
substâncias.
Analisando-se essas informações, pode-se concluir que
I.
ocorrem transformações químicas durante o uso da pilha e após seu descarte no ambiente;
II.
quanto antes uma pilha usada for encaminhada para reciclagem, maiores serão as quantidades de
componentes originais que poderão ser recuperadas;
III.
quando depositadas no lixo comum, as pilhas comuns não acarretam riscos para o ambiente, uma
vez que são biodegradáveis.
2
É correto o que se afirma apenas em
a) I.
b) II.
c) III.
d) I e II.
e) II e III.
4. (Unesp 2010) A pilha esquematizada, de resistência desprezível, foi construída usando-se, como
eletrodos, uma lâmina de cobre mergulhada em solução aquosa, contendo íons Cu+2 (1moℓ · L–1) e
uma lâmina de zinco mergulhada em solução aquosa contendo íons Zn+2 (1moℓ · L–1). Além da pilha,
cuja diferença de potencial é igual a 1,1 volts, o circuito é constituído por uma lâmpada pequena e uma
chave interruptora Ch. Com a chave fechada, o eletrodo de cobre teve um incremento de massa de 63,5
µ g após 193s.
Dados: P = U.i
Carga de um mol de elétrons = 96 500C
Massas molares (g.mol–1): Zn = 65,4; Cu = 63,5
Cu+2 + 2 e– → Cu
Zn+2 + 2 e– → Zn
Considerando que a corrente elétrica se manteve constante nesse intervalo de tempo, a potência dissipada
pela lâmpada nesse período foi de:
a) 1,1 mW.
b) 1,1 W.
c) 0,55 mW.
d) 96 500 W.
e) 0,22 mW.
5. (Ufc 2010) O pH é um dos parâmetros físico-químicos utilizados no monitoramento ambiental de lagos
e rios. Este parâmetro pode ser medido experimentalmente montando-se uma célula galvânica com um
eletrodo de hidrogênio (ânodo), sendo a pressão do gás hidrogênio igual a 1,0 bar, e com um eletrodo
de calomelano (cátodo), com a concentração de cloreto igual a 1,0 mol L–1. As semirreações e os
respectivos valores de potenciais de eletrodo padrão para os dois eletrodos são dados abaixo. Assinale
a alternativa que corretamente indica o pH de uma solução aquosa em que o potencial de eletrodo da
célula medido experimentalmente a 298,15 K foi de 0,565 V.
Dados: R = 8,314 J K–1 mol–1 e F = 96.500 C mol–1.
Hg2C A 2(s) + 2e– Æ 2Hg(l) + 2C A – (aq)
2H+ (aq) + 2e– Æ H2(g)
a)
b)
c)
d)
e)
E0 = +0, 270 V (cátodo)
E0 = 0,000 V (ânodo)
1
2
3
4
5
3
6. (Ufc 2010) Revestimento metálico de zinco sobre ferro é obtido pela redução de íons Zn2+ a partir da
eletrólise de uma solução aquosa contendo estes íons.
a) Considerando que ferro e zinco formam um par galvânico, indique, a partir dos valores de potencial
padrão de eletrodo, fornecidos abaixo, que metal atuará como ânodo e que metal atuará como cátodo
neste par galvânico. Justifique sua resposta em função dos valores de potencial padrão de eletrodo
fornecidos.
Dados: Zn2+(aq) + 2e- U Zn (s)
Fe2+(aq) + 2e- U Fe (s)
E0 = - 0,76 V
E0 = - 0,44 V
b) Considerando que, em uma célula eletrolítica, a intensidade de corrente elétrica para a redução de íons
Zn2+ varia com o tempo, de acordo com o gráfico abaixo, determine o número de moles de zinco
metálico reduzido sobre ferro.
Dado: Assuma que um mol de elétrons corresponde a uma carga de 96.500 C.
7. (Uerj 2010) A célula a combustível é um tipo de pilha que gera energia elétrica a partir da reação
química entre os gases hidrogênio e oxigênio, como mostra o esquema:
Para seu funcionamento ininterrupto, a célula precisa ser continuamente alimentada com o oxigênio do ar e
com o gás hidrogênio proveniente da seguinte reação química:
CH4(g) + 2H2O(v) → CO2(g) + 4H2(g)
Considere os valores a seguir, relativos ao funcionamento da célula sob condições-padrão:
Potenciais de redução dos eletrodos (V)
- 0,83
2 H2O(l) + 2 e- → H2(g) + 2 OH-(aq)
0,40
O2(g)+ 2 H2O(l)+ 4 e- → 4 OH-(aq)
-1
Entalpias de formação (kJ · mol )
CH4(g)
- 75
H2O(v)
- 241
CO2(g)
- 394
Calcule a força eletromotriz, em volts, da célula a combustível e a variação de entalpia, em kJ, da reação de
obtenção do hidrogênio.
4
8. (Ufsc 2010) Uma célula combustível é um dispositivo eletroquímico constituído por dois eletrodos,
denominados de cátodo e ânodo, sendo capaz de gerar eletricidade a partir de um combustível e de um
1
comburente, segundo a reação global: H2(g) + O2(g) → H2O(ℓ). Igualmente, todas as células têm um
2
eletrólito, onde ocorre o transporte dos íons produzidos, e uma fina camada de catalisador normalmente
de platina ou de níquel que recobre o eletrodo. 21
O diagrama a seguir representa uma célula combustível de hidrogênio.
Assinale a(s) proposição(ões) CORRETA(S).
01) Em uma célula de combustível de hidrogênio, o hidrogênio sofre redução e o oxigênio oxidação.
02) No ânodo, polo positivo, ocorre redução do hidrogênio.
04) O potencial gerado por uma célula combustível é negativo, assim podemos considerar que ocorre uma
reação espontânea.
08) Para gerar uma maior ddp (diferença de potencial), seria necessário construir uma bateria contendo
células combustíveis arranjadas em série.
16) Na célula combustível, os elétrons fluem do polo negativo para o polo positivo.
32) O catalisador acelera as reações químicas entre o oxigênio e o hidrogênio.
64) O hidrogênio é o comburente e necessita estar armazenado; o oxigênio é o combustível e vem do ar
atmosférico.
9. (Ufpr 2010) Num dado experimento, é necessário que Pb2+ seja removido da solução.
Semirreação de redução
PbO2(s) + 4H+ + 2e- → Pb2+(aq) + 2H2O(l)
Cℓ2(g) + 2e- → 2Cℓ- (aq)
E°/(V)
1,458
Ni2+(aq) + 2e- → Ni(s)
O3(g) + 2H+(aq) + 2e- → O2(g) + H2O(l)
O2(g) + 2H+(aq) + 4e- → H2O(l)
-0,236
2,075
1,360
1,229
Com base nos dados apresentados na tabela:
a) Escreva as semirreações e a reação global balanceada para o processo espontâneo que promova a
remoção do Pb2+.
b) Determine o valor da diferença de potencial para a reação espontânea.
10. (Unicamp 2010) A Revista no160 traz um comentário sobre um ônibus montado no Brasil que tem
como combustível o gás hidrogênio. Resumidamente, explica-se que no ônibus existem celas
eletroquímicas formadas por um conjunto de placas (eletrodos) e uma membrana polimérica chamada
“membrana de troca de prótons”. Em um tipo de eletrodo, o hidrogênio é “quebrado” (aspas nossas) e
elétrons são liberados, gerando uma corrente elétrica em direção ao outro tipo de eletrodo, onde o gás
oxigênio forma íons óxido. Os produtos que se originam nos dois diferentes eletrodos reagem para
formar água.
a) Considerando-se as informações do texto, escreva a equação química da semirreação de oxidação que
ocorre nessa cela eletroquímica.
b) Que massa de gás hidrogênio deve ser transformada na cela eletroquímica para que, no funcionamento
do ônibus, haja uma liberação de 38,0 MJ? Dado: entalpia de formação da água = - 242 kJ · moℓ-1.
5
11. (Ufg 2010) O esquema de uma pilha de Ni-Fe é ilustrado abaixo.
As semirreações que ocorrem em cada compartimento dessa pilha e os potenciais de redução das espécies
são os seguintes:
0
Ni2 + ( aq) + 2e− → Ni ( s ) Ered
= −0,23V
0
Fe2 + ( aq ) + 2e − → Fe ( s ) Ered
= −0,45V
Com base nestas informações,
a) escreva a equação eletroquímica da reação global para o processo espontâneo e a distribuição
eletrônica do metal que é produto dessa reação;
b) determine o número de mols de metal depositado quando essa pilha é ligada a um gerador externo, com
FEM = 1,5 V e corrente de 1 A durante 1 · 106 s, sabendo que a massa, em gramas, do metal
depositado, é igual a 3,4 · 10-4 i · t (i = corrente em Ampères e t = tempo em segundos).
12. (Ufpr 2010) A corrosão de metais é um grande desafio para os moradores de cidades litorâneas. Nos
processos químicos de transferência de elétrons, os metais sofrem oxidação e o produto se desprende,
fragilizando a estrutura. Sobre o assunto, considere as seguintes semirreações e afirmativas:
Zn2+ (aq) + 2e- → Zn
Cd2+ (aq) + 2e- → Cd
Cu+ (aq) + e- → Cu
Eº = -0,40 V
Ag+ (aq) + e- → Ag
Eº = +0,80 V
Eº = -0,76 V
Eº = +0,34 V
1. Na reação entre as semicelas de prata e cádmio em que a prata sofre oxidação, o processo é
espontâneo.
2. Na reação espontânea entre as semicelas de cobre e cádmio, o eletrodo de cádmio será o ânodo.
3. Na reação espontânea entre as semicelas de zinco e cobre, o eletrodo de cobre será o positivo.
4. A semirreação de zinco é a que tem maior potencial-padrão de redução.
Assinale a alternativa correta.
a) As afirmativas 1, 2, 3 e 4 são verdadeiras.
b) Somente as afirmativas 1 e 4 são verdadeiras.
c) Somente as afirmativas 2, 3 e 4 são verdadeiras.
d) Somente as afirmativas 2 e 3 são verdadeiras.
e) Somente a afirmativa 3 é verdadeira.
6
13. (Enem 2010) O crescimento da produção de energia elétrica ao longo do tempo tem influenciado
decisivamente o progresso da humanidade, mas também tem criado uma séria preocupação: o prejuízo
ao meio ambiente. Nos próximos anos, uma nova tecnologia de geração de energia elétrica deverá
ganhar espaço: as células a combustível hidrogênio/oxigênio.
Com base no texto e na figura, a produção de energia elétrica por meio da célula a combustível
hidrogênio/oxigênio diferencia-se dos processos convencionais porque
a) transforma energia química em energia elétrica, sem causar danos ao meio ambiente, porque o principal
subproduto formado é a água.
b) converte a energia química contida nas moléculas dos componentes em energia térmica, sem que
ocorra a produção de gases poluentes nocivos ao meio ambiente.
c) transforma energia química em energia elétrica, porém emite gases poluentes da mesma forma que a
produção de energia a partir dos combustíveis fósseis.
d) converte energia elétrica proveniente dos combustíveis fósseis em energia química, retendo os gases
poluentes produzidos no processo sem alterar a qualidade do meio ambiente.
e) converte a energia potencial acumulada nas moléculas de água contidas no sistema em energia
química, sem que ocorra a produção de gases poluentes nocivos ao meio ambiente.
14. (Unesp 2011) A obtenção de energia é uma das grandes preocupações da sociedade contemporânea
e, nesse aspecto, encontrar maneiras efetivas de gerar eletricidade por meio de reações químicas é
uma contribuição significativa ao desenvolvimento científico e tecnológico.
A figura mostra uma célula eletroquímica inventada por John Daniell em 1836. Trata-se de um sistema
formado por um circuito externo capaz de conduzir a corrente elétrica e de interligar dois eletrodos que
estejam separados e mergulhados num eletrólito. Uma reação química que ocorre nesse sistema
interligado leva à produção de corrente elétrica.
Dados: Zn2+ (aq) + 2e– → Zn (s) E0 = – 0,76 V
Cu2+ (aq) + 2e– → Cu (s) E0 = + 0,34 V
Com base nessas informações, afirma-se que:
I.
Nessa célula eletroquímica, a energia produzida pela reação de oxirredução espontânea é
transformada em eletricidade.
II.
Os elétrons caminham espontaneamente, pelo fio metálico, do eletrodo de zinco para o de cobre.
7
III.
IV.
A reação de redução do Cu2+ consome elétrons e, para compensar essa diminuição de carga, os
íons K+ migram para o cátodo através da ponte salina.
A força eletromotriz gerada por essa célula eletroquímica a 25 oC equivale a –1,1 V.
É correto o que se afirma em
a) I, II e III, apenas.
b) I, II e IV, apenas.
c) I, III e IV, apenas.
d) II, III e IV, apenas.
e) I, II, III e IV.
15. (Ufjf 2011) A corrosão eletroquímica é um processo passível de ocorrer quando o metal está em
contato com um eletrólito, onde acontecem, simultaneamente, as reações anódicas e catódicas. Um
processo de corrosão acontece segundo as semirreações descritas a seguir, originando, assim, a
formação de hidróxido ferroso.
+
−
I. Fe( s) → Fe(2aq
) + 2e
II. 2H2O( A ) + 2e − → H2( g) + 2OH(−aq)
Em meio de alto teor de oxigênio, o hidróxido ferroso sofre a seguinte transformação, através das duas
reações descritas abaixo:
III. 2Fe ( OH)2( aq) + H2 O( A ) + 1 2O2( g) → 2Fe ( OH)3( aq)
IV. 2Fe ( OH)3( aq) → Fe2 O3 ⋅ H2 O( s) + 2H2 O( A )
Acerca do processo de corrosão e das reações apresentadas, responda aos itens a seguir.
a) Equacione a reação global das reações I e II descritas acima.
b) Identifique quais são os agentes oxidante e redutor da reação global do item a.
c) Considerando as equações III e IV, escreva a reação de formação do óxido férrico monoidratado a partir
do hidróxido ferroso.
d) Segundo a tabela de potenciais de redução, escolha um metal que pode ser utilizado como metal de
sacrifício, protegendo o ferro de uma tubulação. Justifique.
GABARITO:
Resposta da questão 1:
08 + 16 = 24
Análise das afirmações:
(01) Incorreta. Quando M = Ag(S), os elétrons migram do eletrodo de zinco (menor potencial de redução)
para o eletrodo de prata (maior potencial de redução).
(02) Incorreta. Quando M = Cu(s), o eletrodo de cobre é cátodo (polo positivo) e o eletrodo de zinco é o
ânodo (polo negativo).
(04) Incorreta. O hidrogênio é o eletrodo padrão (0,0 V).
(08) Correta. Se M = Pb; E = Emaior – Emenor
E = EPb – EZn = – 0,13 – (– 0,76) = + 0,63 V.
(16) Correta. Para M = Cu, a reação total da pilha é: Cu2+ (aq) + Zn(aq) → Cu(s) + Zn2+ (aq), onde o íon
cúprico (Cu2+) é o agente oxidante, pois sofre redução.
Resposta da questão 2: [B]
Uma tubulação de ferro será protegida por um metal que apresente menor potencial de redução, ou seja,
maior potencial de oxidação, sofrendo corrosão no lugar do ferro. De acordo com a tabela teremos o
magnésio e o zinco: – 2,37 V (Mg) < – 0,76 V (Zn) < – 0,44 V (Fe).
8
Resposta da questão 3: [D]
Analisando as informações podemos concluir que as afirmações I e II estão corretas, pois quando
depositadas no lixo comum, as pilhas acarretam riscos para o ambiente.
Resposta da questão 4: [A]
De acordo com o enunciado:
U = 1,1 V (diferença de potencial)
m = 63,5 · 10-6 g (63,5 μ g)
t = 193 s
Q (1 mol de e-) = 96500
Cu = 63,5
Então, teremos:
Cu2+ + 2e- → Cu
2 mol e- — 1 mol
2 x 96500 C — 63,5 g
Q’ — 63,5 · 10-6 g
Q’ = 2 x 96500 x 10-6 C
Como Q = i · t, vem:
2 · 96500 · 10-6 = i · 193
i = 10-3 A
Sabendo que P = U · i, teremos:
P = 1,1 · 10-3 W = 1,1 mW
Resposta da questão 5: [E]
De acordo com a equação de Nernst:
Δ E = Δ E0 –
0,059
[H+ ]2
logQ, onde Q =
; n = número de mols de elétrons.
n
[Cl− ]2
0,565 = 0,270 – 0,059 log
[H+ ]2
[1,0]2
10 = – log [H+]2
10 = – 2log [H+] ⇒ – log [H+] =
10
2
pH = 5
Comentário:
A ddp de uma pilha pode mudar se alterarmos a quantidade de soluto nas cubas eletrolíticas, ou
seja, se alterarmos as concentrações molares das soluções eletrolíticas.
Existe uma equação matemática, denominada equação de Nernst que relaciona a ddp com as
concentrações molares das soluções.
A equação de Nernst é dada por:
ΔE = ΔE0 −
0,059
logQ
n
Na qual:
Δ E = ddp da pilha (25 oC; solução de qualquer concentração molar)
Δ Eo = ddp da pilha (25 oC; solução de concentração 1 molar ou 1 mol/L)
0,059 = valor constante a 25o C, se a temperatura mudar este valor sofrerá alteração.
n = número de mols de elétrons transferidos durante o processo eletroquímico.
Q = quociente entre concentrações que sofrem alteração durante o funcionamento da pilha.
9
Resposta da questão 6:
a) Teremos:
Zn (s) U Zn2+(aq) + 2e- (ânodo)
Fe2+(aq) + 2e- U Fe (s) (cátodo)
Menor potencial de redução (– 0,76 V)
Maior potencial de redução (– 0,44 V)
b) Como Q = i x t, podemos utilizar as seguintes áreas (A1 e A2):
b x h 3.600 s x 1,0 A
=
= 1.800 C
2
2
A 2 = b x h = 7.200 s x 1,0 A = 7.200 C
A1 =
+ A2 = 1.800 C + 7.200 C = 9.000 C
1 mol e −
x mol e
−
96500 C
9000 C
x = 0,09 mol e −
A partir da equação Zn2+ (aq) + 2e- → Zn(s), vem:
2 mol e − 1 mol Zn
0,09 mol e −
y
y = 0,045 mol Zn
Resposta da questão 7:
Teremos:
Ânodo: 2 H2(g) + 4 OH−(aq) → 4 H2O(ℓ) + 4 e−
Cátodo: O2(g) + 2 H2O(ℓ) + 4 e− → 4 OH−(aq)
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O (ℓ) (reação global)
E° = 0,83 V
E° = 0,40 V
Cálculo da força eletromotriz:
F.e.m = 0,83 V + 0,40 V = + 1,23 V
Equação de obtenção de hidrogênio: CH4(g) + 2 H2O(v) → CO2(g) + 4 H2(g)
ΔH = Hf − Hi = − 394 + 75 + 2 x 241 = 163 kJ
Resposta da questão 8:
08 + 16 + 32 = 56
08) Afirmação correta. Para gerar uma maior ddp (diferença de potencial), seria necessário construir uma
bateria contendo células combustíveis arranjadas em série.
10
16) Afirmação correta. Na célula combustível, os elétrons fluem do polo negativo (ânodo) para o polo
positivo (cátodo).
32) Afirmação correta. O catalisador acelera as reações químicas entre o oxigênio e o hidrogênio, pois
diminui a energia de ativação.
Resposta da questão 9:
a) Teremos:
Pb2+ (aq) + 2H2O(l) → PbO2(s) + 4H+ + 2eO3(g) + 2H+ (aq) + 2e- → O2(g) + H2O(l)
_______________________________________
Pb2+ (aq) + O3(g) + H2O(l) → PbO2(s) + 2H+(aq) + O2(g)
b) ΔE = 2,075 + (-1,458) = +0,617 V
Resposta da questão 10:
a) A semirreação de oxidação será dada por:
H2(g) → 2H+ + 2e-
b) Teremos as seguintes semirreações:
2H2(g) → 4H+ + 4e(oxidação)
2(redução)
O2 + 4e → 2O
2H2 + O2 → 2H2O (4H++ 2O2-)
Então,
1H2 + ½ O2 → 1H2O Δ H = – 242 kJ.mol-1
1 mol H2 — 242 kJ (liberados)
2 g H2 — 242 kJ (liberados)
m — 38 MJ
ou seja,
2 g H2 — 242 x 103 J (liberados)
m — 38 x 106 J
m = 3,14 · 102 g = 314 g
314 g devem ser transformados na célula eletrolítica.
Resposta da questão 11:
a) Ni+2 ( aq ) + Fe ( s ) → Fe +2 ( aq ) + Ni ( s ) E0 = +022V
Ni 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8
b) n = 3,4 × 10 −4 × 1× 1× 106 / 56 = 6mols de ferro
Resposta da questão 12: [D]
Na reação espontânea entre as semicelas de cobre e cádmio, o eletrodo de cádmio (menor potencial de
redução) será o ânodo.
Na reação espontânea entre as semicelas de zinco e cobre, o eletrodo de cobre (maior potencial de
redução) será o cátodo.
Resposta da questão 13: [A]
A produção de energia elétrica por meio da célula a combustível hidrogênio/oxigênio diferencia-se dos
processos convencionais porque transforma energia química em energia elétrica, sem causar danos ao
meio ambiente, pois o principal subproduto formado é a água.
O funcionamento de uma pilha de combustível é baseado nas semirreações a seguir:
11
2H2O(l) + 2e- → H2(g) + 2OH-(aq)
1
O2(g) + H2O(l) + 2e- → 2OH-(aq)
2
A reação global da pilha de combustível é H2(g) +
1
O2(g) → H2O(l)
2
Resposta da questão 14: [A]
De acordo com os potenciais de redução, o cobre é o cátodo e o zinco é o ânodo.
Zn(s) → Zn2+(aq)
Oxidação/Ânodo (Polo negativo)
2+
Cu (aq) + 2e → Cu(s) Redução/Cátodo (Polo positivo)
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) Cu(s) (global)
Δ E = Emaior – Emenor = + 0,34 – (– 0,76) = 1,10 V (força eletromotriz)
Δ E > zero, o processo é espontâneo.
Fluxo dos elétrons: do zinco para o cobre.
A ponte salina equilibra o sistema.
Resposta da questão 15:
2+
−
a) Fe( s) + 2H2 O( ) → Fe (aq) + H2( g) + 2OH( aq)
b) Agente oxidante → H2O(ℓ)
Agente redutor → Fe(s)
c) 2Fe ( OH)2( aq) + 1 2O2( g) → Fe2O3 ⋅ H2 O( s) + H2 0( A )
d)
POTENCIAIS PADRÃO DE REDUÇÃO, E° / V
+
−
Mg(2aq
) + 2e U Mg( s )
Mg ou Zn
-2,372
+
−
Zn(2aq
) + 2e U Zn( s )
-0,762
+
−
Fe(2aq
) + 2e U Fe( s)
-0,440
+
−
Ni(2aq
) + 2e U Ni( s )
-0,257
+
( aq)
Ag
−
+ e U Ag( s)
12
+0,800