Química 3
Módulo 10: Oxidação e Redução de Substâncias Químicas
A T I V I D A D E III
1. (FUVEST) Dimetil-hidrazina e tetróxido de dinitrogênio foram usados nos foguetes do módulo que pousou na Lua nas
missões Apollo. A reação, que ocorre pela simples mistura
desses dois compostos, pode ser representada por
do no ar. Sabendo-se que naquela mistura maluca e mal cheirosa, uma das reações ocorreu entre o clorato de potássio
(KClO3) e raspas de magnésio metálico, e que o pó branco
formado era cloreto de potássio misturado a óxido de
magnésio, teria havido ali uma reação com transferência de
elétrons? Justifique.
(CH3)2 N — NH2(l) + 2 N2O4(l) → 3 N2(g) + 4 H2O(g) + 2 CO2(g)
a)
Entre os reagentes, identifique o oxidante e o redutor.
Justifique sua resposta, considerando os números de oxidação do carbono e do nitrogênio.
b) Cite duas características da reação apresentada que tornam adequado o uso desses reagentes.
c) Qual a pressão parcial do gás nitrogênio quando a pressão da mistura gasosa liberada se iguala à pressão na
superfície da Lua? Mostre os cálculos.
Dados: número de oxidação do carbono na dimetil-hidrazina: –2
pressão na superfície lunar: 3 × 10–10 Pa.
5. (FUVEST) O material cerâmico YBa2Cu3O7, supercondutor
a baixas temperaturas, é preparado por tratamento adequado
na mistura Y2O3, BaCO3 e CuO. Nesse supercondutor, parte
dos átomos de cobre tem número de oxidação igual ao do cobre no CuO; a outra parte tem número de oxidação incomum.
a) Dê o número de oxidação do ítrio, do bário e do cobre
nos compostos usados na preparação do material
cerâmico.
b) Calcule os números de oxidação do cobre no composto
YBa2Cu3O7 .
2. (UERJ/2008) O nitrogênio atmosférico, para ser utilizado pelas plantas na síntese de substâncias orgânicas nitrogenadas,
é inicialmente transformado em compostos inorgânicos, por
ação de bactérias existentes no solo. No composto inorgânico
oxigenado principalmente absorvido pelas raízes das plantas,
o número de oxidação do nitrogênio corresponde a:
a) 0.
c) +2.
b) +1.
d) +5.
6. (UFOP/2009) O cloro e seus compostos têm várias utilidades. O alvejante à base de cloro, por exemplo, é usado como
bactericida. Esse alvejante é obtido pela reação do cloro com
o hidróxido de sódio aquoso.
3. (ITA/2008) Considere as reações químicas representadas pelas equações abaixo:
I.
H3CCHCH2 + HI → H3CCHICH3
II. H3CCOOH + NaOH → H3CCOONa + H2O
III. LiAl H4 + 4(H3C)2CO + 4 H2O →
→ 4(H3C)2CHOH + LiOH + Al (OH)3
IV. C6H6ONa + CH3CH2Cl → C6H6OCH2CH3 + NaCl
V.
H3CCH2OH + HCl → H3CCH2Cl + H2O
Assinale a opção que apresenta as equações químicas que
configuram reações de óxido-redução.
a) ( ) Apenas I e II.
b) ( ) Apenas I e III
c) ( ) Apenas II e IV.
d) ( ) Apenas III e IV.
e) ( ) Apenas V.
4. (UNICAMP/2008) Também para mostrar suas habilidades
químicas, Rango colocou sobre o balcão uma folha de papel
que exalava um cheiro de ovo podre e que fazia recuar os
“mais fracos de estômago”. Sobre essa folha via-se um pó
branco misturado com limalhas de um metal de cor prateada.
Após algumas palavras mágicas de Rango, ouviu-se uma pequena explosão acompanhada de uma fumaça branca pairan-
Cl2(g) + 2 NaOH(aq) → NaClO(aq) + NaCl(aq) + H2O(l)
Baseando-se nessas informações, resolva as questões propostas.
a) Determine o número de oxidação do cloro nos compostos Cl2, NaClO e NaCl.
b) O verdadeiro responsável pelo efeito de branqueamento
que o alvejante provoca é o íon ClO –. Em presença de
luz solar, esse íon se decompõe e libera oxigênio. Forneça uma equação para a decomposição do NaClO em presença de luz
c) Calcule o volume de O2 liberado a partir da decomposição de 18,625 g de NaClO nas CNTP.
7. (UFTM/2009) As baterias automotivas comuns de chumbo
são continuamente recarregadas pelo alternador enquanto o
motor está funcionando. Durante essa recarga, ocorre a reação representada pela equação:
2 PbSO4(s) + 2 H2O(l) → Pb(s) + PbO2(s) + 4 H +(aq) + 2 SO 2–
4(aq)
a)
b)
Nessa reação, que espécie química é oxidada? Que espécie química é reduzida?
Justifique com base em números de oxidação.
Na reação de descarga, que é inversa à da recarga, para
cada grama da espécie redutora que reage, quantos gramas de água se formam?
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3ª Série do Ensino Médio e Pré-Vestibular
8. (UFU/2009) A Lei 11.705/2008, publicada em 20 de junho
de 2008 no Diário Oficial da União, conhecida como “Lei
Seca”, que dispõe, dentre outras questões, sobre a proibição
do uso de bebidas alcoólicas por condutores de veículos
automotores, apesar das polêmicas geradas em torno do assunto, fez diminuir 30% de mortes no trânsito na cidade do
Rio de Janeiro, como aponta estudo realizado pelo Departamento Nacional de Trânsito quatro meses após a promulgação da lei.
A equação abaixo representa a reação que ocorre no interior
do bafômetro:
3 C2H5OH + 2 K2Cr2O7 + 8 H2SO4 →
→ 3 CH3COOH + 2 Cr2(SO4)3 + 2 K2SO4 + 11 H2O
Sobre os processos associados a esse teste, assinale a alternativa incorreta.
a) O álcool da reação acima sofre uma oxidação produzindo ácido acético – substância que se encontra no vinagre.
b) O ácido contido no bafômetro e que participa da reação
química é denominado ácido sulfúrico e possui dois hidrogênios ionizáveis.
c) O número de oxidação de cada cromo é alterado de +12
para +3.
d) A reação que ocorre no interior do bafômetro é um fenômeno químico a partir de vapores de álcool presentes no
ar dos pulmões com substâncias contidas no dispositivo.
9. (UFRJ/2009) Uma das tintas empregadas pelos escribas da
Idade Média era a chamada tinta ferrogálica, produzida por
meio da mistura de extratos de certas plantas com sulfato
ferroso. Uma das substâncias presentes nos extratos dessas
plantas reage com o sulfato ferroso formando uma mistura de
cor negra, segundo a equação representada a seguir.
a)
b)
Identifique os grupamentos funcionais do reagente orgânico.
Calcule o número de oxidação médio do carbono no produto orgânico e identifique o agente oxidante da reação.
10. (ITA) Considere os metais P, Q , R e S e quatro soluções
aquosas contendo, cada uma, um dos íons Pp+, Qq+, Rr+, Ss+
(sendo p, q, r, s números inteiros e positivos). Em condiçõespadrão, cada um dos metais foi colocado em contato com uma
das soluções aquosas e algumas das observações realizadas
podem ser representadas pelas seguintes equações químicas:
I.
qP + pQq+ → não ocorre reação.
II. rP + pRr+ → não ocorre reação.
III. rS + sRr+ → sR + rSs+.
IV. sQ + qSs+ → qS + sQq+.
Baseado nas informações acima, a ordem crescente do poder
oxidante dos íons Pp+, Qq+, Rr+ e Ss+ deve ser disposta da
seguinte forma:
a)
Rr+ < Qq+ < Pp+ < Ss+.
b)
Pp+ < Rr+ < Ss+ < Qq+.
c)
Ss+ < Qq+ < Pp+ < Rr+.
d)
Rr+ < Ss+ < Qq+ < Pp+.
e)
Qq+ < Ss+ < Rr+ < Pp+.
11. (FUVEST/2009) O titânio pode ser encontrado no mineral
ilmenita, FeTiO3. O metal ferro e o óxido de titânio (IV) sólido podem ser obtidos desse mineral, a partir de sua reação
com monóxido de carbono. Tal reação forma, além dos produtos indicados, um composto gasoso.
a) Escreva a equação química balanceada da reação da
ilmenita com monóxido de carbono, formando os três
produtos citados.
b) Um outro método de processamento do mineral consiste
em fazer a ilmenita reagir com cloro e carvão, simultaneamente, produzindo cloreto de titânio (IV), cloreto de
ferro (III) e monóxido de carbono. Considere que, na
ilmenita, o estado de oxidação do ferro é +2. Preencha a
tabela da folha de respostas, indicando, para a reação
descrita neste item, todos os elementos que sofrem oxidação ou redução e também a correspondente variação
do número de oxidação.
c) Que massa de ferro pode ser obtida, no máximo, a partir
de 1,0 ⋅ 103 mols de ilmenita? Mostre os cálculos.
Dados: massas molares (g/mol)
O ...... 16 ;Ti ...... 48 ;Fe ..... 56
elementos
sofre
oxidação
sofre
redução
38
3a Série do Ensino Médio e Pré-Vestibular
variação do número
de oxidação
QUÍMICA 3 - MÓDULO 10 - ORIENTAÇÕES DE ESTUDOS E GABARITOS
O R I E N TA Ç Õ E S DE ESTUDO
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3a Série do Ensino Médio e Pré-Vestibular
QUÍMICA 3 - MÓDULO 10 - ORIENTAÇÕES DE ESTUDOS E GABARITOS
ANOTAÇÕES:
GABARITOS
QUÍMICA 3 - MÓDULO 10
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ATIVIDADE III
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1. a) OXIDANTE: N2O4;
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REDUTOR: (CH3)2 — N — NH2.
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b) Reagentes líquidos, ocupam menor volume e há menor risco de
explosão; é exotérmica.
c) 1 × 10 –10 Pa.
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2. Alternativa D
3. Nox do nitrogênio: água morna = + 5; água fria = – 3
Em águas mais profundas existe pouco oxigênio diussolvido não havendo oxidação das espécies.
4. Alternativa B
5. SIM
KClO3 + 3 Mg → KCl + 3 MgO
Cl: de + 5 para – 1 (recebeu 6 eletrons)
Mg: de 0 para + 2 (cada Mg perdeu 2 eletrons)
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6. a) +3; +2 e +2
b) +2 e +3
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7. a) 0; +1 e – 1
b) 2 NaClO → 2 NaCl + O2
c) 2,8 L.
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8. a) somente o chumbo se oxida (de +2 no PbSO4 para + 4 no PbO2) e
se reduz (de +2 no PbSO4 para 0 no Pb)
b) 0,17 gramas de água.
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9. a) fenol e ácido carboxílico
b) +4/7 ; FeSO4
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10. Alternativa E
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11. a) FeTiO3(s) + CO(g) → Fe(s) + TiO2(s) + CO2(g)
b) Fe TI O3 + Cl2
+
C → Fe Cl3
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+ Ti Cl4 +
C
O
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Os elementos titânio e oxigênio não sofrem variações de números de
oxidação.
elementos
variação do número de oxidação
sofre oxidação
ferro
carbono
1
2
sofre redução
cloro
1
Tabela fornecida e as respostas estão em negrito.
c) FeTiO3 ——–———— Fe
1 mol ——–———— 1 mol
1,0 ⋅ 103 mol ———— x
1 mol Fe —————— 56 g
1,0 ⋅ 103 mol Fe ——— m
m = 5,6 ⋅ 104 g
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3a Série do Ensino Médio e Pré-Vestibular
Química 3
Módulo 11: Eletroquímica I – Pilhas Eletroquímicas
AT E N Ç Ã O :
A TABELA DE POTENCIAIS PODE
SER UTILIZADA EM TODOS
OS EXERCÍCIOS!
POTENCIAIS-PADRÃO DE REDUÇÃO PARA CONSULTAS
Semi-reações
E0(V)
+
½ O2(g) + 2 H (aq)
+ 2 e– ⇒ H2O(l)
+ 1.23
2–
+
½ Cr2O7(aq)
+ 7 H (aq)
+ 3 e– ⇒ Cr 3+
+ 7/2 H2O(l)
(aq)
+ 1.33
½ Cl 2(aq) + e–
+ 1.36
–
Cl (aq)
⇒
A T I V I D A D E III
1. (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:
Li +(aq) + e–
⇒
Li(s)
– 3.045
K+(aq)
⇒
K(s)
– 2.929
Ba2+
+ 2 e–
(aq)
⇒
Ba(s)
– 2.90
Ca2+
(aq)
⇒
Ca(s)
– 2.87
⇒
Na(s)
– 2.714
⇒
Mg(s)
– 2.37
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:
3+
Al (aq)
+ 3 e–
⇒
Al (s)
– 1.67
CH4(g) + 2 H2O(V) → CO2(g) + 4 H2(g)
2+
Mn(aq)
–
+2e
⇒
Mn(s)
– 1.18
2+
Zn(aq)
+ 2 e–
⇒
Zn(s)
– 0.763
Considere os valores abaixo, relativos ao funcionamento da
célula sob condições-padrão:
3+
Cr (aq)
–
⇒
Cr(s)
– 0.74
–
⇒
Fe(s)
– 0.44
⇒
Cr 2+
(aq)
– 0.41
2+
Co(aq)
+ 2 e–
⇒
Co(s)
– 0.28
2+
Ni(aq)
+ 2 e–
⇒
Ni(s)
– 0.25
2+
Sn(aq)
+ 2 e–
⇒
Sn(s)
– 0.14
2+
Pb(aq)
+ 2 e–
⇒
Pb(s)
– 0.13
H+(aq) + e –
⇒
½ H2(g)
– 0.00
4+
Sn(aq)
+ 2 e–
⇒
Sn 2+
(aq)
+ 0.15
2+
Cu (aq)
+ e–
⇒
Cu +(aq)
+ 0.153
2+
Cu (aq)
+ 2 e–
⇒
Cu(s)
+ 0.34
Fe(CN)3–
+ e– ⇒
6(aq)
–
Fe(CN) 46(aq)
+ 0.36
Cu +(aq)
Cu(s)
+ 0.52
+e
–
–
+2e
Na+(aq) + e–
2+
Mg(aq)
2+
Fe(aq)
Cr 3+
(aq)
+2e
–
+3e
+2e
–
+e
–
⇒
+e
½ I2 [em Kl (aq) ] + e– ⇒ I –(aq)
O2(g) + 2
+
H(aq)
Fe 3+
+ e–
(aq)
Hg2+
(aq)
–
+2e
Ag+(aq) + e–
Ag2+
(aq)
–
+e
½ Br2(aq) + e–
–
+2e
⇒
+ 0.54
H2O2(aq)
+ 0.68
⇒
Fe 2+
(aq)
+ 0.77
⇒
Hg(l)
+ 0.79
⇒
Ag(s)
+ 0.80
⇒
½
+ 0.92
⇒
–
Br (aq)
2+
Hg2(aq)
+ 1.07
Potenciais de redução dos eletrodos (V)
–
2 H2O (l) + 2 e– → H 2(g) + 2 OH (aq)
–
O 2(g) + 2 H2O(l) + 4 e → 4
–
OH (aq)
– 0,83
0,40
Entalpias de formação (kJ ⋅ mol –1)
CH 4(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.
2. (UEL/2010) Será lançado na próxima quarta-feira, 1º de julho, em São Bernardo do Campo (SP), o primeiro ônibus brasileiro a hidrogênio. [...] O projeto Ônibus Brasileiro à Célula Combustível a Hidrogênio é o ponto de partida para o
desenvolvimento de uma solução mais limpa para o transporte público urbano no Brasil.
Quanto aos processos químicos envolvidos na produção de
energia elétrica em células de combustíveis a partir do oxigênio e do hidrogênio, é correto afirmar:
a) O estado de oxidação do oxigênio aumenta de zero para +2.
b) A equação balanceada para o processo global é
H2 + O2 → 2 H2O.
c) O oxigênio é um agente redutor e o hidrogênio um
oxidante.
d) O hidrogênio é reduzido conforme a semi-reação
H2 → 2 H+ + 2 e–.
e) A reação que ocorre no cátodo é:
½ O2 + 2 H+ + 2 e– → H2O.
41
3ª Série do Ensino Médio e Pré-Vestibular
3. (ITA/2007) Considere duas placas X e Y de mesma área e
espessura. A placa X é constituída de ferro com uma das faces recoberta de zinco. A placa Y é constituída de ferro com
uma das faces recoberta de cobre. As duas placas são mergulhadas em béqueres, ambos contendo água destilada aerada.
Depois de um certo período, observa-se que as placas passaram por um processo de corrosão, mas não se verifica a corrosão total de nenhuma das faces dos metais. Considere sejam feitas as seguintes afirmações a respeito dos íons formados em cada um dos béqueres:
I.
Serão formados íons Zn2+ no béquer contendo a placa X.
II. Serão formados íons Fe2+ no béquer contendo a placa X.
III. Serão formados íons Fe2+ no béquer contendo a placa Y.
IV. Serão formados íons Fe3+ no béquer contendo a placa Y.
V.
Serão formados íons Cu2+ no béquer contendo a placa Y.
Então, das afirmações acima, estão corretas:
a)
b)
c)
d)
e)
apenas I, II e IV.
apenas I, III e IV.
apenas II, III e IV.
apenas II, III e V.
apenas IV e V.
4. (FUVEST/2007) O cientista e escritor Oliver Sacks, em seu
livro Tio Tungstênio, nos conta a seguinte passagem de sua
infância: “Ler sobre [Humphry] Davy e seus experimentos
estimulou-me a fazer diversos outros experimentos
eletroquímicos... Devolvi o brilho às colheres de prata de
minha mãe colocando-as em um prato de alumínio com uma
solução morna de bicarbonato de sódio [ NaHCO3 ]. Pode-se
compreender o experimento descrito, sabendo-se que:
•
objetos de prata, quando expostos ao ar, enegrecem devido à formação de Ag2O e Ag2S (compostos iônicos).
•
as espécies químicas Na+, Al 3+ e Ag+ têm, nessa ordem,
tendência crescente para receber elétrons.
Assim sendo, a reação de oxirredução, responsável pela devolução do brilho às colheres, pode ser representada por:
a)
3 Ag+ + Al 0 → 3 Ag0 + Al 3+.
b)
Al 3+ + 3 Ag0 → Al 0 + 3 Ag+.
c)
Ag0 + Na+ → Ag+ + Na0.
d)
Al 0 + 3 Na+ → Al 3+ + 3 Na0.
e)
3 Na0 + Al 3+ → 3 Na+ + Al 0.
5. (UFG/2007)
Observando a tira acima, responda:
a) Após inúmeras chuvas, os cavaleiros ingleses terão dificuldade para abrir seus elmos de ferro.
Utilizando equações químicas, explique por quê.
b) Suponha a seguinte situação: o elmo de um dos cavaleiros, o suserano, é adornado com rebites de ouro, enquanto o do outro,
seu vassalo, com rebites de zinco. Curiosamente, após inúmeras chuvas, um dos elmos emperra mais que o outro. Explique o
porquê.
Potencial padrão
Zn2* + 2 e– → Zn
Fe
2+
Au
3+
–
E = – 0,76 V
+ 2 e → Fe
E = – 0,44 V
–
E = + 1,50 V
+ 3 e → Au
6. (FUVEST) Recentemente foi lançado no mercado um tiramanchas, cujo componente ativo é Na2CO3 ⋅ 3 H2O2. Este
ao se dissolver em água, libera peróxido de hidrogênio, que
atua sobre as manchas.
a) Na dissolução desse tira-manchas em água, forma-se uma
solução ácida, básica ou neutra? Justifique por meio das
equações químicas balanceadas.
b) A solução aquosa desse tira-manchas (incolor) descora
rapidamente uma solução aquosa de iodo (marron). Com
base nos potenciais-padrão de redução indicados, escre42
3a Série do Ensino Médio e Pré-Vestibular
c)
va a equação química que representa essa transformação.
No esperimento descrito no item b, o peróxido de hidrogênio atua como oxidante ou como redutor? Justifique.
E0redução / volt
Semi-reação de redução
+
+ 2 e–
H2O2(aq) + 2 H (aq)
–
I2(s) + 2 e
2
–
I (aq)
O2(g) + 2 H2O(l) + 2 e–
–
H2O2(aq) + 2 OH(aq)
2 H2O(l)
1,77
0,54
– 0,15
7. (UNIFESP/2009) A “Lei Seca”, de 19 de junho de 2008, tornou mais severas as punições para motoristas flagrados dirigindo após a ingestão de bebida alcoólica. A maioria dos
etilômetros portáteis (“bafômetros”, esquema representado na
figura), utilizados pela autoridade policial, baseia-se em medidas eletroquímicas, usando células a combustível. A célula
tem dois eletrodos de platina com um eletrólito colocado entre eles. A platina catalisa a reação de oxidação do álcool e os
íons H+ migram para o outro eletrodo através do eletrólito,
reagindo com gás oxigênio. Quanto maior a quantidade de
etanol no ar espirado pelo cidadão, maiores serão a quantidade de etanol oxidado e a intensidade de corrente elétrica, a
qual é registrada por um microprocessador que, acoplado ao
circuito externo, calcula a concentração de álcool no sangue.
9. (UNICAMP) Uma alternativa promissora para os motores de
combustão são as celas de combustível que permitem, entre
outras coisas, rendimentos de até 50% e operação em silêncio. Uma das mais promissoras celas de combustível é a de
hidrogênio, mostrada no esquema abaixo:
Nessa cela, um dos compartimentos é alimentado por hidrogênio gasoso e o outro, por oxigênio gasoso. As semi-reações
que ocorrem nos eletrodos são dadas pelas equações:
ânodo: H2(g) = 2 H+ + 2 e–
cátodo: O2(g) + 4 H+ + 4 e– = 2 H2O
a)
+
–
CH3CHO + 2 H + 2 e → CH3CH2OH
O2 + 4 H + + 4 e– → 2 H2O
b)
(www.portal.mec.gov.br/seblarquivos. Adaptado.)
a)
b)
Transcreva para a folha de respostas o esquema do
“bafômetro” e indique nele o sentido do fluxo dos elétrons e os compartimentos catódico e anódico.
Escreva a equação da reação global da pilha.
8. (FUVEST/2008) Foi montada uma pilha em que o pólo positivo era constituído por um bastão de paládio, mergulhado
numa solução de cloreto de paládio e o pólo negativo, por um
bastão de níquel, mergulhado numa solução de sulfato de níquel. As semi-reações que representam os eletrodos são:
Pd2+ + 2 e–
a)
b)
c)
Pd
c)
Por que se pode afirmar, do ponto de vista químico, que
esta cela de combustível é “não poluente”?
Qual dos gases deve alimentar o compartimento X? Justifique.
Que proporção de massa entre os gases você usaria para
alimentar a cela de combustível? Justifique.
10. (UFSCar/2008) Uma tecnologia promissora para a redução
do uso de combustíveis fósseis como fonte de energia são as
células de combustível, nas quais os reagentes são convertidos em produtos através de processos eletroquímicos, com
produção de energia elétrica, que pode ser armazenada ou
utilizada diretamente. A figura apresenta o esquema de uma
célula de combustível formada por duas câmaras dotadas de
catalisadores adequados, onde ocorrem as semi-reações envolvidas no processo.
Ni
Ni2+ + 2 e–
Escreva a equação que representa a reação química que
ocorre quando a pilha está funcionando (sentido espontâneo).
O que acontece com as concentrações de Pd2+ e Ni 2+
durante o funcionamento da pilha? Explique.
Os dados da tabela abaixo sugerem que o princípio de
Le Châtelier se aplica à reação química que acontece
nessa pilha. Explique por quê.
Experimento
[Pd2+] / mol L–1
[Ni2+ ] / mol L–1
E/V
A
1,00
0,100
1,27
B
1,00
1,00
1,24
C
0,100
1,00
1,21
E = diferença de potencial elétrico
O contato elétrico entre as duas câmaras se dá através de uma
membrana permeável a íons H+ e do circuito elétrico externo,
por onde os elétrons fluem e acionam, no exemplo da figura,
um motor elétrico. Comparando-se um motor a explosão com
outro movido a eletricidade gerada por uma célula de combustível, ambos utilizando etanol, os produtos finais serão os
43
3a Série do Ensino Médio e Pré-Vestibular
mesmos — CO2 e H2O —, mas a eficiência da célula de combustível é maior, além de operar em temperaturas mais baixas.
a) Sabendo que no processo estão envolvidos, além de
reagentes e produtos finais, a água, íons H+ e elétrons,
escreva as equações químicas balanceadas para as semireações que ocorrem em cada câmara da célula de combustível apresentada na figura.
b) Determine o sentido do fluxo de elétrons pelo circuito
elétrico externo (motor elétrico). Justifique sua resposta.
ANOTAÇÕES:
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11. (UNICAMP/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 Sn/C e uma reação
de oxidação no eletrodo Li2S/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 Li2S/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 Li2S/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 Li2S/C, e essas reações se
invertem no seu processo de recarga.
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3a Série do Ensino Médio e Pré-Vestibular
QUÍMICA 3 - MÓDULO 11 - ORIENTAÇÕES DE ESTUDOS E GABARITOS
O R I E N TA Ç Õ E S DE ESTUDO
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3a Série do Ensino Médio e Pré-Vestibular
QUÍMICA 3 - MÓDULO 11 - ORIENTAÇÕES DE ESTUDOS E GABARITOS
8. a) O bastão de Paládio é pólo positivo da pilha. Logo, ele é o cátodo,
+2
e os íons Pd(aq)
sofrem redução. O bastão de Níquel é pólo negativo. Assim, ele é ânodo e sofre oxidação:
GABARITOS
QUÍMICA 3 - MÓDULO 11
ATIVIDADE III
1. Semirreações que ocorrem na célula a combustível:
–
→ 4 H2O(l) + 4 e–
Ânodo: 2 H2(g) + 4 OH(aq)
E0 = 0,83 V
–
Cátodo: O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e– → 4 OH(aq)
E0 = 0,40 V
Reação global na célula a combustível:
+2
Pd (aq)
+ 2 e– → Pd(s)
Oxidação:
+2
Ni(s) → Ni (aq)
+ 2 e–
+2
+2
Reação Espontânea: Pd(aq)
+ Ni(s) → Pd(s) + Ni (aq)
.
+2
b) A concentração Pd (aq)
diminui, já que esses íons sofrem redução,
E0 = + 1,23 V
2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l)
Redução:
+2
transformando-se em Pd(s). A concentração de Ni(aq)
aumenta, pois
+2
o bastão de Ni(s) oxida, transformando-se em Ni (aq)
.
Equação de obtenção de hidrogênio:
CH4(g) + 2 H2O(V) → CO2(g) + 4 H2(g)
c) Quanto maior o valor de E (ddp), mais espontênea é a reação.
Assim, analisando os experimentos A e B, percebemos que a [Pd+2]
∆H = H f – H i = – 394 + 75 + 2 ⋅ 241 = 163 kJ
é constante e a [Ni +2] aumenta. Isso desloca o equilíbrio da reação
2. Alternativa E
da pilha para a esquerda:
3. Alternativa B
+2
Pd(s) + Ni (aq)







+2
Pd(aq)
+ Ni(s)
Placa X: Fe/Zn
O íon zinco apresenta menor potencial de redução, portanto o Zn sofre
oxidação antes do ferro; logo, teremos íons Zn2+.
* O zinco atua como metal de sacrifício.
o que desfavorece a reação espontânea, diminuindo seu potencial,
Placa Y: Fe / Cu
como mostrado na tabela.
→
−−−−
Analisando agora os experimentos B e C, percebemos que a [Ni +2]
é constante e a [Pd+2] diminui, o que também desloca o equilíbrio
da reação da pilha para a esquerda:



+2
Pd(aq)
+ Ni(s)
diminui
4. Alternativa A
5. a) O ferro em presença da chuva e do ar irá se oxidar (enferrujar)
dificultando a abertura dos elmos.
b) O elmo adornado com rebites de ouro, já que o ouro formará com o
ferro uma "pilha" em que o ferro será oxidado emperrando a abertura do elmo.
6. a) 2 Na2CO3 ⋅ 3 H2O2(s)
água
→
−−−
2 CO 2–
+ 2 H2O(l)
3(aq)
2
4 Na +(aq) + 2 CO 2–
3(aq)
–
–
HCO 3(aq)
+ 2 OH (aq)
+ 3 H2O2(aq)
desfavorecendo a reação espontânea e diminuindo seu potencial,
como mostra a tabela.
9. a) Porque o único produto é a água.
b) Gás H2, porque é onde ocorre a oxidação (ou onde o H2 passa
para H+) e, portanto, é onde os elétrons são liberados.
c) 1 H2: 8 O2 ou 2 H2: 16 O2 ou 4 H2: 32 O2
Justificativa: a estequiometria da reação mostra que reage 1 mol de
H2 com 1/2 mol de O2. A massa molar do H2 é 2,0 e a
Forma-se uma solução de caráter básico devido à hidrólise de íon
carbonato.
b) I 2(s) + 2e–
H2O2(aq) + 2 OH –(aq)
massa molar do O2 é 32, donde sai a proporção indicada.
10. a) Cátado (+)
–
2 I (aq)
O2(g) + 2 H2O(l) + 2e–
H2O2(aq) + I 2(s) + 2 OH –(aq)
–
2 I (aq)
+ O2(g) + 2 H2O(l)
c) H2O2(aq) + I 2(s) + 2 OH –(aq)
–
2 I (aq)
+ O2(g) + 2 H2O(l)
–1
0
Oxidação
+2
Pd(s) + Ni (aq)
→
−−−−
O íon cobre apresenta maior potencial de redução, portanto o ferro
sofre oxidação antes do cobre; logo, teremos íons Fe2+ e íons Fe3+.
I. (V)
IV. (V)
II. (F)
V. (F)
III. (V)
aumenta
4 H+ + O2 + 4 e– → 2 H2O
(X3)
Ânodo (–)
C2H5OH + 3 H2O → 12 H+ + 2 CO2 + 12 e–
Global:
C2H5OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O
b) Do ânodo para o cátodo
11. Alternativa D
Deposição do Íon Lítio:
Formação de Enxofre Elementar:
Li+ + e– → Li 0
S 2– → 2 e– + S0
+
Então, há redução de íons lítio (Li /Li 0) e oxidação de íons sulfeto
(S 2– /S0). Quando ocorre uma recarga, o processo é invertido.
H2O2 é o agente redutor.
7. a)
ANOTAÇÕES:
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Eletrodo A: ocorre oxidação ⇒ ânodo
Eletrodo B: ocorre redução ⇒ cátodo
Pt
→ 2 CH3CHO + 4 H+ + 4 e–
−−−
+
–
Eletrodo B: O2 + 4 H + 4 e −−−
→ 2 H2O
b) Eletrodo A: 2 CH3CH2OH
Global: 2 CH3CH2OH + O2
→
−−−
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3a Série do Ensino Médio e Pré-Vestibular
2 CH3CHO + 2 H2O
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