QUÍMICA
PRÉ-VESTIBULAR
LIVRO DO PROFESSOR
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© 2006-2008 – IESDE Brasil S.A. É proibida a reprodução, mesmo parcial, por qualquer processo, sem autorização por escrito dos autores e do
detentor dos direitos autorais.
I229
IESDE Brasil S.A. / Pré-vestibular / IESDE Brasil S.A. —
Curitiba : IESDE Brasil S.A., 2008. [Livro do Professor]
832 p.
ISBN: 978-85-387-0577-2
1. Pré-vestibular. 2. Educação. 3. Estudo e Ensino. I. Título.
CDD 370.71
Disciplinas
Autores
Língua Portuguesa
Literatura
Matemática
Física
Química
Biologia
História
Geografia
Francis Madeira da S. Sales
Márcio F. Santiago Calixto
Rita de Fátima Bezerra
Fábio D’Ávila
Danton Pedro dos Santos
Feres Fares
Haroldo Costa Silva Filho
Jayme Andrade Neto
Renato Caldas Madeira
Rodrigo Piracicaba Costa
Cleber Ribeiro
Marco Antonio Noronha
Vitor M. Saquette
Edson Costa P. da Cruz
Fernanda Barbosa
Fernando Pimentel
Hélio Apostolo
Rogério Fernandes
Jefferson dos Santos da Silva
Marcelo Piccinini
Rafael F. de Menezes
Rogério de Sousa Gonçalves
Vanessa Silva
Duarte A. R. Vieira
Enilson F. Venâncio
Felipe Silveira de Souza
Fernando Mousquer
Produção
Projeto e
Desenvolvimento Pedagógico
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Eletroquímica –
pilhas
Numa reação de oxirredução sempre há perda
e ganho simultâneos de elétrons, pois os que são
perdidos por um átomo, íon ou molécula são imediatamente recebidos por outros.
As transferências de elétrons envolvidas numa
reação de oxirredução têm nomes especiais:
A perda de elétrons é chamada oxidação e o
ganho, redução.
Na oxidação, o número de oxidação do elemento aumenta (pois ele perde elétrons).
Na redução, o número de oxidação se reduz
(pois o elemento ganha elétrons).
Portanto, temos os seguintes números de oxidação para as reações exemplificadas:
0
+1
–1
2NaC�
diminuição de Nox:
redução
aumento de
Nox: oxidação
0
+1 –1
0
H2 +C� 2
fluxo de elétrons
Pilhas, baterias
ou ainda célula eletroquímica
Ao longo de estudos, já feitos, observa-se
que os metais podem ser dispostos em uma
ordem de facilidade em perder elétrons, o que
chamamos de fila de reatividade.
2HC�
diminuição de Nox:
redução
aumento de
Nox: oxidação
O agente redutor é o que provoca a redução,
perdendo elétrons e o agente oxidante provoca a
oxidação, recebendo com isto, elétrons.
Em resumo:
EM_V_QUI_025
Como podemos deduzir, a eletroquímica faz
o estudo das relações existentes entre as reações
químicas e a corrente elétrica.
R E AT I V I D A D E
C R E S C E N T E
Cs Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Be Zn Cr Fe Co Ni Sn Pb H Bi As Cu Hg Ag Pt Au
IESDE Brasil S.A.
0
2Na +C� 2
química não-espontânea, sendo necessário,
para isso, usar dispositivos chamados células
eletrolíticas e a necessidade de geradores.
Zn
Oxidação ⇒ perda de elétrons ⇒ aumento do
Nox ⇒ agente redutor ⇒ ânodo
Redução ⇒ ganho de elétrons ⇒ diminuição do
Nox ⇒ agente oxidante ⇒ cátodo
A eletroquímica estuda dois fenômenos opostos:
•• Em um deles, reações de oxirredução espontâneas que são utilizadas para se obter
corrente elétrica. Isso é feito por meio de
dispositivos chamados pilhas ou células
eletroquímicas ou ainda baterias.
•• No outro, temos o inverso. Uma corrente
elétrica é utilizada para produzir uma reação
SO4-2
Cu+2
Nessa fila, qualquer metal fornece elétrons
espontaneamente aos cátions de outro metal localizado à sua direita. Isso pode ser verificado nesta
experiência:
Coloquemos uma barra de zinco mergulhada em
uma solução de CuSO4 (sulfato de cobre), cuja cor é
azul devido à presença de cátions Cu+2.
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1
Zn(s) +Cu(+2aq )
2
Zn(+aq
) +Cu(s )
Após essa reação, podemos observar que o zinco
está recoberto por uma camada avermelhada e que a
cor azul da solução diminui de intensidade ou desaparece por completo, tornando a solução incolor.
O que observamos é que quando a reação
ocorre, formando uma camada de metal em outro,
dizemos que houve uma deposição metálica.
Nas reações em que ocorre transferência de
elétrons, devemos recordar que:
1)o fornecedor de elétrons é chamado de redutor, e quanto maior a facilidade em fornecer
elétrons, mais forte é o redutor e mais facilmente ele se oxida;
2)o receptor de elétrons é chamado de oxidante, e quanto maior a facilidade de receber
elétrons, mais forte é o oxidante e mais facilmente ele se reduz.
Logo podemos concluir que a maior ou menor
facilidade de fornecer elétrons é dada por uma medida chamada potencial de oxidação e vice-versa para
a capacidade de receber elétrons, a qual chamamos
potencial de redução.
Pilhas
Podemos utilizar as reações em que ocorre transferência de elétrons (ou seja, reações de oxirredução)
para obter uma corrente elétrica, que é caracterizada
por um movimento ordenado de elétrons. Essa corrente pode ser obtida com dispositivos chamados
pilhas (ou células eletroquímicas).
Observe o exemplo dado a seguir:
``
Exemplo:
Quando introduzimos um fio de cobre (Cu) em uma
solução aquosa de nitrato de prata [AgNO3(aq)] incolor,
verificamos que ocorre a formação de um depósito de
prata metálica (Ag) e que a solução se torna azulada
devido à presença de íons.
A equação global pode ser obtida pela soma das semireações:
Cu(s) → Cu2(+aq)+ 2 e−
2
+
2 Ag (+aq)+ 2 e−→ 2Ag(s)
+
2+
Cu(s)+ 2 Ag(aq) → Cu(aq) +2 Ag (s)
Esse procedimento foi utilizado pela primeira
vez em 1800 pelo cientista italiano Alessandro Volta,
que construiu a primeira pilha elétrica.
Essa pilha era constituída por um conjunto de
duas placas metálicas, de zinco e cobre, chamadas
eletrodos (do grego, percurso elétrico), e por algodão
embebido em solução eletrolítica, ou seja, que conduz
corrente elétrica. Cada conjunto de placas e algodão
forma uma célula ou cela eletrolítica.
Pilha de Daniell
A pilha de Daniell consiste em uma pilha de
Zn/Cu, esquematicamente colocada a seguir:
e-
e-
ponte salina
Cu
Zn
Cu+2
Zn+2
SO4-2
SO4-2
Pilha de Daniell.
Nessa cela, os elétrons fluem da lâmina de zinco (Zn) para a de cobre (Cu), mantendo a lâmpada
acesa durante um pequeno intervalo de tempo.
Essa descoberta foi aperfeiçoada em 1836 por
John Frederick Daniell, que dividiu a cela eletrolítica
de sua pilha em duas partes (duas semicelas).
Na pilha de Daniell, os dois eletrodos metálicos
eram unidos externamente por um fio condutor, e as
duas semicelas eram unidas por uma ponte salina,
contendo uma solução saturada de K2SO4(aq).
Por estar a lâmpada acesa, podemos concluir
que ao longo do fio condutor externo existe um
fluxo de elétrons provenientes de uma reação de
oxirredução.
O funcionamento da Pilha de Daniell
Os elétrons passam da barra de zinco para o
fio e deste para a barra de cobre, originando uma
corrente elétrica ao longo desse fio. Assim, durante
o funcionamento da pilha, ocorrem as seguintes
transformações:
•• A barra de zinco sofre um desgaste (corrosão)
e sua massa diminui. Consequentemente, a
concentração dos íons Zn+2 aumenta.
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EM_V_QUI_025
2e-
Nesse sistema, a transferência de elétrons não
pode ser aproveitada para produzir corrente elétrica, que, no entanto, pode ser obtida se utilizarmos
um condutor externo ligando a região onde ocorre a
oxidação com a região onde ocorre a redução.
IESDE Brasil S.A.
Consultando a fila de reatividade, vemos que o
metal Zn irá fornecer elétrons aos cátions Cu+2, pois o
zinco está localizado à esquerda do cobre (Zn é mais
reativo que Cu). Nesse caso, temos a reação:
e-
e-
ponte salina
Zn
Cu
IESDE Brasil S.A.
•• A barra de cobre sofre deposição metálica e
sua massa aumenta. Consequentemente, a
concentração dos íons Cu+2 diminui.
Cu+2
Zn+2
Concluímos que quando recebe uma deposição
de átomos, a barra de cobre aumenta de massa e,
consequentemente, a concentração dos cátions Cu+2
da solução diminui.
A reação global (ou total) que ocorre na pilha é
a soma das reações de oxidação e redução:
+
−
(oxidação)
Zn → Zn 2 + 2e
+
2
−
(redução)
Cu
+ 2e → Cu
Zn +
Cu+2 → Zn+2 + Cu
(reação global)
Nessa reação, temos:
•• redutor: Zn (espécie que fornece elétrons,
ou seja, se oxida);
•• oxidante: Cu+2 (espécie que recebe elétrons,
ou seja, se reduz).
Além da pilha de Daniell, muitos outros dispositivos podem ser montados com metais diferentes do
zinco e do cobre. Porém, o funcionamento é o mesmo;
ou seja, podemos desenvolver qualquer pilha entre
metais diferentes, desde que haja o processo de
oxirredução espontâneo.
Algumas considerações finais
EM_V_QUI_025
Quanto às soluções
No que diz respeito às soluções em que são
mergulhados os metais, devemos considerar o
seguinte: cada solução deve conter cátions do
mesmo metal que está sendo nela mergulhado.
Assim, na pilha de Daniell, o zinco e o cobre estão
imersos, respectivamente, em soluções de cátions
Zn+2 e Cu+2.
Logo na semicela em que ocorre a oxidação a
solução irá se encontrar e na semicela em que ocorre
a redução a solução irá diluir.
Quanto aos elétrons
No que diz respeito aos elétrons, eles criaram
um fluxo de eletrodo que se oxida para o que sofre
redução, via externa ou aérea.
Quanto à parte salina
No que diz respeito à parte salina, também
podemos usar uma membrana porosa (semipermeável), para dar continuidade ao processo, fazendo os
íons (ânions) presentes do lado em que ocorre oxidação migrarem por ela, para o lado em que ocorre
a oxidação, equilibrando as proporções de cátions
e ânions.
Situação dos íons na pilha de Daniell
Conforme vimos, na solução contendo a barra
de zinco, o número de íons Zn+2 vai aumentando
continuamente, enquanto que na solução contendo
a barra de cobre, o número de íons Cu+2 vai diminuindo. Desse modo, haveria uma tendência de se
produzir um processo de Zn+2 na primeira solução e
−2
um excesso de SO4 (devido à saída de cátions Cu+2)
−2
na segunda. Consequentemente, os ânions SO4
impediriam os elétrons de chegarem até a barra de
cobre, pois cargas de mesmo sinal (SO4−2 e elétrons)
se repelem. Como resultado, a corrente elétrica que
trafega do zinco para o cobre seria rapidamente
interrompida.
Para evitar essa interrupção, devemos eliminar
o excesso de cátions Zn+2 que tenderia a ocorrer em
−2
uma das soluções e o excesso de ânions SO4 que
tenderia a ocorrer na outra. Isso é feito usando-se a
ponte salina.
Quanto à representação
Oxida // reduz
Zn / Zn+2 // Cu+2 / Cu
ponte salina
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3
Da pilha
de Daniell às baterias
Pilha de mercúrio
São as que atualmente se utilizam em relógios,
câmeras, calculadoras científicas etc. Essa pilha
utiliza o óxido de mercúrio II (como cátodo) em meio
básico (hidróxido de potássio).
Pilha comum = pilha seca =
Pilha de Lechanché
0
papelão
pasta úmida de NH4Cl,
ZnCl2, MnO2 e carvão em pó
IESDE Brasil S.A.
Pilhas desse tipo são constituídas de diferentes
camadas, encerradas num envoltório rígido, que
permite fácil manuseio. São, por isso, comumente
empregadas em aparelhos de uso cotidiano, como
rádios portáteis, lanternas e brinquedos.
+
bastão de grafite (cátodo)
Zn (ânodo)
As reações que ocorrem quando o circuito está
fechado são realmente complexas; porém, as mais
prováveis são:
Zn2+ + 2 e-
2NH3 + H2
2NH + 2e

cátodo: H2+2MnO2
Mn2O3 + H2O

2NH++2MnO + 2e- 2NH + Mn O + H O
4
2
3
2 3
2
-
O polo negativo (ânodo) da pilha é um envoltório
de zinco. Ele fornece elétrons a um bastão de grafite,
instalado no centro dessa pilha, que funciona como
polo positivo (cátodo).
Pilha alcalina
Ela é semelhante a pilha comum, a diferença é
que troca-se o NH4C pelo KOH (hidróxido de potássio), o que faz a pilha (reações) funcionar em meio
básico, tornando sua durabilidade bem maior que as
pilhas secas, porém também não é recarregável.
Reações típicas:
ânodo: Zn + 2OH–
cátodo: 2MnO2 + H2O + 2ereação global: Zn + 2MnO2
4
red.
Pilhas de lítio
Determinam quando em funcionamento uma
voltagem maior e a pilha se faz com o Li e uma mistura de substâncias, entre elas, a SOC 2. Umas de suas
principais utilidades é um marcapassos.
Reação global: 4Li + 2SOC 2 4Li+1 + 4C -1 + S+ SO2
ZnO + H2O + 2eMn2O3 + 2OH-1
ZnO + Mn2O3
Esse tipo da pilha usa gases combustíveis
(como hidrogênio) e o oxigênio, que reagindo em suas
devidas proporções geram energia. Sua grande aplicação é em veículos espaciais. Interessante lembrar
que ela também não é recarregável.
Reações típicas:
4OH−1
cátodo: O2+ 2H2O +4 e−
ânodo: 2H2 + 4HO-1
4H2O + 4ereação global: 2H2 + O2
2H2O
Passaremos agora ao estudo das baterias, que
se diferenciam das pilhas por serem recarregáveis.
Baterias de Ni — Cd
São as mais usadas hoje em celulares, câmeras
etc., nos quais temos uma reação entre o cádmio
(ânodo) e uma mistura catódica, onde o Ni(OH)3 é
o principal componente em presença do hidróxido
de potássio.
Reação global:
Cd + 2 Ni(OH)3
Cd (OH)2 + 2 Ni(OH)2
Nesse caso vale lembrar que as bases de Ni e Cd
são insolúveis e se depositam no eletrodo, fazendo a
bateria parar de funcionar (descarregar); porém, se
fornecermos energia elétrica, ela inverte a reação, e
volta a funcionar.
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EM_V_QUI_025
-
+
4
oxi.
0
ZnO +Hg
Pilhas de combustíveis
revestimento protetor
ânodo: Zn
+2
+2
Reação global: Zn +HgO
Bateria de automóvel —
acumuladores de chumbo
Essas baterias são constituídas por duas ou
mais pilhas (chamadas elementos) ligadas em série,
cada uma das quais possuindo eletrodos de Pb e PbO2
mergulhados em uma solução de H2SO4.
O chumbo se oxida e os cátions Pb+2 formados
−2
reagem com os ânions SO4 , produzindo PbSO4. Assim, no polo negativo (Pb), temos as reações:
Pb(s)
Pb+2 +2e −
Pb+2 +SO4−(2aq)
PbSO4(s)
Pb(s) +SO4−(2aq )
PbSO4(s) +2e− (reação anódica)
Nox=0
Diferença de
potencial (ddp)
Em função de eletrodos diferentes, geramos
uma diferença de potenciais que definimos como
sendo a diferença existente entre os potenciais de
cada eletrodo. A unidade usada para a sua medição
é o volt (V).
O valor da diferença de potencial pode ser obtido em um instrumento chamado voltímetro, que é
instalado entre os dois eletrodos da pilha. Por exemplo, quando uma pilha de Daniell começa a funcionar
com concentrações iniciais de Zn+2 e Cu+2 iguais a
1 mol/L e a uma temperatura de 25ºC, o ponteiro do
voltímetro marca 1,1 V.
Nox=+2
Os elétrons produzidos por essa reação chegam
ao PbO2 que, em presença dos cátions H+ do ácido,
forma íons Pb+2. Estes, por sua vez, reagem com os
−2
ânions SO4 , novamente, formando PbSO4(s). Desse
modo, no polo positivo (PbO2), temos as reações:
PbO2(s)+ 4 H(+aq ) +2e −
Pb+2 +2H2 O(l )
2
Pb+2 +SO4−(aq
)
PbSO4(s)
+
−
PbO2(s+
4 H( aq ) +SO4( aq2 ) +2e−
)
PbSO4(s)+2 H2 O( l) (reação catódica)
Nox=+4
Nox=+2
Somando a reação anódica com a catódica,
obtemos a reação global da pilha, que corresponde
à descarga da bateria:
Pb(s)+ PbO2( s) +4 H(+aq) +2SO4−(aq2 )
descarga
2 PbSO4(s)+2 H2 O( l)
Força eletromotriz (f.e.m)
O maior valor de diferença de potencial que
se pode obter em uma pilha galvânica é chamado
força eletromotriz (DE0), que corresponde ao início
do funcionamento dessa pilha. A partir desse valor,
a diferença de potencial vai sempre diminuindo até
chegar a zero. Nesse ponto, não há mais corrente
elétrica, pois a pilha atingiu o equilíbrio químico. No
último exemplo, temos DE0 = 1,1 V.
A diminuição ou aumento da diferença de potencial de uma pilha depende de três fatores:
•• tipos de eletrodos;
•• concentração das soluções onde os eletrodos
estão mergulhados;
•• temperatura de funcionamento da pilha.
Influências na diferença de potencial (ddp)
•• Quanto ao tipo de eletrodos
Enquanto na descarga da bateria os elétrons
fluem do chumbo para o PbO 2, na recarga os
elétrons devem fluir em sentido contrário. Desse
modo, as reações em cada eletrodo são invertidas e o PbSO4 transforma-se, novamente, em Pb
e PbO2:
2PbSO4(s) + 2H2O(l)
EM_V_QUI_025
NOX= +2
NOX=0
-2
+
Pb(s) + PbO2(s) + 4H(aq)
+ 2SO4(aq)
NOX=+4
Quanto maior a capacidade de ânodo (em fornecer elétrons) e do cátodo (em receber elétrons), maior
será a diferença de potencial da pilha.
Logo, quanto mais distante um metal estiver do
outro (em relação à fila de reatividade), maior será a
facilidade para fornecer ou receber elétrons, e com
isso, maior será a diferença de potencial.
•• Quanto à concentração das substâncias
Em função da pilha de Daniell, temos:
Quanto maior o n.º de íons (cátions) da solução,
maior será o n.o de colisões com a placa metálica,
com isso haverá liberação de maior n.o de elétrons
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5
Quanto maior é a temperatura, mais fácil é a
superação das forças existentes entre os elétrons
e o núcleo de um átomo. Assim, com o aumento de
temperatura, os elétrons são mais facilmente liberados do ânodo para o cátodo e desse para a solução,
onde provocarão a redução dos cátions. Portanto,
como resultado, ocorre um aumento na diferença de
potencial.
Uma vez que a diferença de potencial depende
dos fatores já mencionados, torna-se necessário
manter as mesmas condições de concentração e
temperatura para compararmos as diferenças de
potencial de diferentes pilhas. Essas condições são
chamadas condições-padrão (ou condições normais)
e correspondem a uma concentração dos íons em
água de 1 mol/L a uma temperatura de 25ºC.
``
Exemplos:
1) Na temperatura de 25ºC, considere duas pilhas, A e
B, constituídas pelos mesmos eletrodos, isto é, Mg
e Cu. As concentrações de cada solução são dadas
abaixo para cada uma das pilhas:
A :[Mg(+aq2 ) ] = 1, 3mol / L;[Cu(+aq2 ) ] = 0,1
0,1mol
/L
mol/L
++22
22
+
] = 1,1,3
3,1mol
//LL
BA:[:[Mg
] = 0,1mol / L;[Cu(+aq
Mg( (aq
mol
mol/L
aq) ) ] = 1 3mol / L;[Cu
( aq) ) ] = 0
B :[Mg+2 ] = 0,1mol / L;[Cu+2 ] = 1, 3mol / L
( aq )
)
Qual dessas
pilhas tem ( aqmaior
ddp em relação às
condições-padrão? Justifique.
``
``
Solução:
Em (a) a diferença de potencial aumenta e em (b)
diminui.
3) D
ada a pilha Pb/Pb+2 // Ag+/Ag nas condiçõespadrão, adiciona-se uma solução de iodeto de
alumínio (A l3) à solução de AgNO3 que contém o
eletrodo de prata. Como consequência, precipita-se
o iodeto de prata.
a) Dê a equação química da reação.
b) Explique o que ocorreu com a diferença de potencial da pilha após a reação.
``
Solução:
a) Al +3 + 3I −1 + 3 Ag + + 3NO3− → 3 Agl ↓ + Al +3 + 3NO3−
b)Como os íons Ag+ são retirados da solução, em
razão da precipitação do Agl, a [Ag+] diminui.
Como resultado, a diferença de potencial também
diminui.
Potenciais-padrão (Eº)
Para detemrinar os Eres e os Eoxi das diversas
espécies, foi escolhido como padrão o eletrodo de
hidrogênio, que consiste em um fio de platina (Pt)
no interior de um tubo de vidro preenchido com gás
hidrogênio (H2). O fio de platina está ligado a uma
placa de platina em que o H2(g) fica adsorvido, e a platina não participa da reação. O conjunto está imerso
em uma solução ácida, em que a concentração dos
íons H+ é 1 mol/L, à pressão de 1atm.
Por convenção, foi atribuído a esse eletrodo o
0
0
valor zero, tanto para o seu Eoxi como para o Ered .
E0H
Solução:
Podemos aplicar o Princípio de Le Châtelier à relação:
Mg( s ) + Cu(+aq2 ) → Mg(+aq2 ) + Cu( s )
Diminuindo-se [ Mg(+2aq ) ] e aumentando-se [ Cu(+2aq ) ] , o
equilíbrio é deslocado para a direita, que é favorável à
reação de funcionamento da pilha. Como isso a pilha B
terá maior ddp em comparação às condições-padrão.
2) Considere estas pilhas nas condições-padrão:
a) Cu/Cu // Ag / Ag
+2
+
b) Zn/Zn+2 // Cu+2 / Cu
+
2(g), H(aq)
=0
E0H+
(aq) ,H 2(g),
Esses potenciais são obtidos combinando-se
o eletrodo-padrão de hidrogênio com cada um dos
outros eletrodos. Dessa combinação, resultam duas
possibilidades:
•• quando o eletrodo fornece elétrons ao eletrodo-padrão, seu potencial é indicado com
sinal negativo;
•• contrariamente, quando o eletrodo recebe
elétrons do eletrodo-padrão, seu potencial é
indicado com sinal positivo.
Se acrescentarmos água às soluções contendo os eletrodos de cobre, que variação ocorrerá na diferença de
potencial de cada pilha?
6
=0
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EM_V_QUI_025
que estariam sendo enviados ao cobre, o que provoca um decréscimo na ddp da pilha, por outro lado,
aumentando a concentração de Cu+2 passará a ter
mais elétrons sendo retirados do eletrodo de cobre,
facilitando a chegada de novos elétrons, isso provoca
um aumento da ddp.
•• Quanto à temperatura
Exemplos:
Potenciais-padrão de redução (E0)
voltímetro
e-
e-
e
-
gás
H2(1 atm)
e-
IESDE Brasil S.A.
``
Semirredução E0(V)


→ Li
Li + e ←



→K
K + + e− ←



→ Ba
Ba +2 + 2e− ←

-3,05
+
−


→ Ca
Ca +2 + 2e− ←



→ Na
Na + + e− ←



→ Mg
Mg+2 + 2e− ←



→
Al +3 + 3e− ←
 Al
Zn
Pt
EPH
E0 = – 0,76V
e-
e-


→ Zn
Zn+2 + 2e− ←



→ Cr
Cr +3 + 3e− ←



→ Fe
Fe+2 + 2e− ←

− 
→ Pb + SO4−2
PbSO4 + 2e ←

voltímetro
e-


→ Mn
Mn+2 + 2e− ←



→ H2 + 2OH−
2H2O + 2e− ←

e-
gás
H2(1 atm)
Ag


→ Ni
Ni+2 + 2e− ←



→ Sn
Sn+2 + 2e− ←



→ Pb
Pb+2 + 2e − ←



→
Fe+3 + 3e− ←
 Fe


→ H2
2H+ + 2e− ←



→ Ag+ + Cl −
AgCl + e− ←

Pt
EPH
E0 = + 0,8V
Desse modo, podemos organizar uma lista com
as seguintes características:
•• os eletrodos que fornecem elétrons (ânodos)
são colocados acima do hidrogênio, ficando
com o sinal negativo;
•• os eletrodos que recebem elétrons (cátodos)
são colocados abaixo do hidrogênio, ficando
com o sinal positivo.
A lista assim organizada, contendo as semireações para cada eletrodo, é conhecida como tabela
dos potenciais-padrão de redução.


→ 2Hg + 2Cl −
Hg2Cl 2 + 2e− ←



→
Cu
Cu+2 + 2e− ←



→ Cu
Cu+ + e− ←



→ 2I−
I2( aq ) + 2e− ←



→ H2O2
2H+ + O2 + 2e− ←



→ Fe+2
Fe+3 + e− ←



→ Ag
Ag+ + e− ←

− 
→ 2Br −
Br2( aq ) + 2e ←



→ 2H2O
O2 + 4H+ + 4e− ←



→ Mn+2 + 2H2O
MnO2 + 4H+ + 2e− ←



→ 2Cr +3 + 7H2O
Cr2O7−2 + 14H+ + 6e− ←

−


→
2
l
Cl 2( g ) + 2e − ←
C

-2,92
-2,90
-2,76
-2,71
-2,38
-1,67
-1,03
-0,83
-0,76
-0,74
-0,44
-0,36
-0,25
-0,14
-0,13
-0,04
0,00
+0,22
+0,27
+0,34
+0,52
+0,54
+0,68
+0,77
+0,80
+1,09
+1,23
+1,28
+1,33
+1,36


→ Cl 2 + 6H2O
2Clo3− + 12H+ + 10e − ←



→ Mn+2 + 4H2O
8H+ + MnO4− + 5e− ←

+1,47


→ 2F −
F2 + 2e− ←

+2,87
+1,49


→ PbSO4 + 2H2O +1,69
PbO2 + SO4−2 + 4H+ + 2e− ←



→ 2H2O
+1,78
H2O2 + 2H+ + 2e− ←



→ 2SO4−2
+2,00
S2O8−2 + 2e− ←

concentrações iônicas: 1 mol/L em água
temperatura: 25ºC / pressão para os gases: 1atm
Características gerais da tabela de potenciais
EM_V_QUI_025
Foi feita em função da redução, assim, para saber os potenciais de oxidação, basta inverter o sentido
e trocar o sinal do potencial.
Quanto maior for o potencial de redução, mais facilmente o eletrodo recebe elétrons; logo será o melhor
oxidante. Por outro lado, quanto menor o potencial de redução, maior será a capacidade de fornecer elétrons;
logo maior será o potencial de oxidação, ou seja, ele será o melhor redutor.
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7
Cálculo da diferença
de potencial ou força
eletromotriz da pilha
Se dadas as semirreações de oxidação e redução:
∆E0 ⇒ Eoxi +Ered
``
Solução:
oxidação: Mg( s ) → Mg(+aq2 ) + 2 e − E0 = +2,38V
redução: Al (+3aq ) + 3e − → Al ( s ) E0 = –1,67V
A equação global é obtida somando-se as semirreações
e cancelando-se os elétrons.
3 Mg( s ) + 2 Al (+3aq ) → 3 Mg(+aq2 ) + 2 Al ( s )
O valor da fem é obtido fazendo-se a soma algébrica:
Se não forem dadas as semirreações, podemos
fazer este cálculo, da seguinte forma:
0
∆E ⇒ E0do cátodo Edo
ânodo
∆E0 ⇒ E0do oxidante
Exemplos:
4) É dada a equação total de uma pilha:
3
2Al ( s ) + 3Cu(+aq2 ) → 2Al +( aq
) + 3Cu( s )
Sabendo que o valor da fem é 2,01V e que o potencial
de oxidação do cobre é –0,34V, calcule o potencial de
redução do alumínio.
0
0
∆E 0 = E oxi
+ E red
0
E oxi
( Al ) = +1, 67V
Como é pedido o potencial de redução, basta inverter
o sinal: -1,67V.
5) Nas condições-padrão considere os seguintes
potenciais de redução em que x é um valor desconhecido:
Zn(+aq2 ) + 2e− → Zn( s ) −
+ 2e → Cu( s )
Eo = –0,76V
Eo = x
a) Calcule o valor de x sabendo que a fem da pilha é
1,10V e que o eletrodo de zinco é o ânodo.
b) Escreva a equação total da pilha.
``
As pilhas também podem ser utilizadas no
controle da corrosão, em geral, evitando a sua oxidação.
A corrosão dos metais é uma típica reação de
oxidação em que o metal perde elétrons para um
oxidante, por exemplo, no caso do ferro que enferruja
em presença do ar e sua umidade:
0
2 ,01 = E oxi
( Al ) + 0 , 34
Cu
Proteção catódica
e galvanização
Proteção catódica
Solução:
+2
( aq )
∆E 0 = +0 ,71V
Solução:
0
0
a) ∆E 0 = E cátodo
− E ânodo
1,10 = x − ( −0 ,76 )
x = 0 , 34V
b) Zn( s ) + Cu(+aq2 ) → Zn(+aq2 ) + Cu( s )
Fe→ Fe+ 2 + 2e−(oxida o)

1
−
−
 O2 + H2O + 2 e → 2OH (redu o )
2
em função disso: Fe+2 + 2OH- Fe (OH)2
que em presença de ar:
1
Fe (OH)2 + 2 O2 + H2O 2Fe (OH)3
(ferrugem)
Como evitar a ferrugem?
Devemos reverter a oxidação do Fe a Fe+2, logo
devemos escolher um outro metal mais reativo que
o ferro, para que este forneça elétrons e reverta o
processo. Em outras palavras, se há um metal com
potencial de oxidação maior que o do ferro ou potencial de redução menor que o do ferro, na pilha o ferro
passa a cátodo e esse metal a ânodo, evitando-se a
corrosão.
Podemos escolher, por exemplo: o magnésio.
6) São dadas as reações de semipilha:
+2
( aq )
+3
( aq )
Mg
Al
8
+ 2e → Mg( s ) E = –2,38V
+ 3e− → Al ( s )
E0 = –1,67V
−
0
Calcule a força eletromotriz usando a reação global da
pilha.
e-
eMg
Fe
(cátodo)
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(ânodo)
EM_V_QUI_025
``
∆E 0 = +2 , 38V −1,67V
IESDE Brasil S.A.
``
0
Edo
redutor
0
0
+ E red
∆E 0 = E oxi
Responda:
Desse modo, o magnésio é oxidado em lugar do
ferro, que permanece protegido graças à reação:
Mg + Fe+2 Mg+2 + Fe
Esse processo de proteção do ferro por um outro
metal mais reativo é chamado de proteção catódica, e o metal protetor é conhecido como metal de
sacrifício.
a) Em qual dos casos o prego ficará com uma mancha
avermelhada?
b) Qual o nome da substância avermelhada? Justifique
sua resposta usando a tabela dos potenciais-padrão
de redução.
``
Galvanização
Solução:
a) Fe( s ) + Zn(+aq2 ) → Fe(+aq2 ) + Zn( s )
+2
( aq )
Fe( s ) + Cu
Revestimento de ferro com zinco —
galvanização
O ferro e o aço (que é essencialmente uma liga
de ferro com pequenas quantidades de carbono)
também podem ser protegidos por meio da galvanização, em que são revestidos por uma camada
de zinco. Essa associação de metais funciona como
uma pilha galvânica na qual o zinco é o ânodo e o
ferro, o cátodo:
(ânodo)
Zn
Zn+2 + 2e+2
Fe + 2e
Fe
(cátodo)
Zn + Fe+2
Zn+2 + Fe
2ePortanto, o zinco se oxida em lugar do ferro.
Fe+2 + 2 e-
Sn2+ + 2 e-
Fe
Sn
E0red= −0,44 V
E0red= −0,14 V
Note que o potencial de redução do Fe2+ é menor do que o do Sn2+. Assim, o potencial de oxidação
do ferro é maior que o do estanho, ou seja, o ferro
perde elétrons mais facilmente, o que acarreta a sua
corrosão.
EM_V_QUI_025
``
→ Fe
∆E 0 = −0 , 32V
+ Cu( s )
∆E 0 = +0 ,78V
Portanto, o prego ficará com a mancha avermelhada
na reação em que E0 > 0.
b)Cobre.
8) São dados os potenciais de redução:


→ HNO3 + H2O E0 = +0, 94 V
NO−3 + 3H+ + 2e− ←

+2
− 
→
E0 = −0, 76 V
Zn + 2e ←
 Zn
− 
−
→ 2Cl
E0 = +1, 35 V
Cl 2 + 2e ←

A fim de reduzir o íon nitrato, componha a equação
correspondente.
``
Solução:
Para reduzir o íon nitrato é necessário que a reação
pedida tenha E0 > 0. Assim, temos:
Revestimento de ferro com estanho
— folha de flandres ou lata
Nesse caso, a finalidade do revestimento com
estanho é, simplesmente, proteger o ferro, impedindo-o de ficar exposto ao ar e à água. Se a lata é riscada
ou amassada e parte do revestimento de estanho
se perde, o ferro exposto ao ar se oxida, sofrendo
corrosão rapidamente.
0
Observando os potenciais Ered , temos:
+2
( aq )
NO −3 + 3 H + + Zn → Zn +2 + HNO2 + H 2O
em que E0 = 0,94 + 0,76 = +1,7V.
9)
a) Calcule o DE0 mais alto que se pode obter a partir
da reação que envolve a redução do ferro (II) por
um dos metais do quadro.
b) Escreva a equação química balanceada do processo.
``
Solução:
a) Para atingir o maior E0, devemos ter um par das
espécies em que ocorre a maior diferença de potencial. Como uma das semirreações envolve a redução de ferro II, representada a seguir:
Fe2+ + 2 e—
Fe0 0
E red
= −0 , 44V
a outra será a semirreação de oxidação do magnésio:
Mg
Mg+2 + 2e- 0
E oxi
= +2 , 37V
∆E 0 = E oxi + E red
Exemplo:
7) Em um prego de ferro (não enferrujado) coloca-se
uma gota de solução de ZnSO4 e em outro colocase uma gota de solução de CuSO4. Após alguns
segundos, levam-se e enxugam-se os pregos.
∆E 0 = ( +2 , 37 ) + ( −0 , 44 )
b) Mg + Fe2+
∆E 0 = +1, 93V
Mg2+ + Fe
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9
1. Considere a reação 2H2O + 2F2 → 4HF + O2. Identifique:
a) a substância redutora e a oxidante.
b) a substância oxidada e a reduzida.
c) a substância que oxida outra e a que reduz outra.
``
Solução:
a) Inicialmente, devemos verificar os números de oxidação de todos os elementos:
+1 –2
Mg2+ + 2e–
Mg
E0 = –2,37V
Zn2+ + 2e–
Zn
E0 = –0,76V
Fe2+ + 2e–
Fe
E0 = –0,44V
Ni2+ + 2e–
Ni
E0 = –0,25V
Sn2+ + 2e–
Sn
E0 = –0,14V
–
Fe + e
Fe
E = +0,77V
–
Ag + e
Ag
3+
+
2+
0
E0 = +0,80V
Considerando-se que, numa primeira etapa da corrosão do ferro, ocorra a semirreação:
Fe
Fe2+ + 2e—
Cite todos os metais do quadro apropriados para
prevenir essa corrosão como eletrodo de sacrifício.
Justifique a resposta.
``
Solução:
Como, na corrosão do ferro, ocorre a semirreação:
Fe
Fe2+ + 2e—
Os metais que devem ser utilizados para prevenir
essa corrosão (oxidação) devem apresentar, em
comparação com o ferro, um potencial de oxidação
maior ou um potencial de redução menor.
0
0
E redução
do metal < E redução do ferro
Assim, os metais magnésio e zinco são os adequados para serem utilizados como eletrodo de
sacrifício:
Mg2+ + 2e-
Mg E0 = –2,37V
Zn2+ + 2e-
Zn E0 = –0,76V
Fe2+ + 2e-
Fe E0 = –0,44V
aumento
0
do E red
Logo, o Mg e o Zn oxidam-se mais rapidamente que
o Fe, evitando a sua oxidação e protegendo-o.
10
0
2 H 2O + 2 F2
+1 –1
0
4HF + O2
diminui o Nox: redução
aumenta o Nox: oxidação
A substância redutora é a que contém o átomo que
fornece elétrons e, consequentemente, tem o seu
número de oxidação aumentado.
Nessa reação, esse átomo é o oxigênio. Portanto,
o redutor é a substância H2O, e não o oxigênio
isoladamente.
A substância oxidante é a que contém o átomo
que recebe elétrons e, por isso, tem seu número de
oxidação diminuído. Nesse caso, esse elemento é
o flúor. Portanto, o oxidante diminuído. Nesse caso,
esse elemento é o flúor. Portanto, o oxidante é a
substância F2, e não o F isoladamente.
b) A substância oxidada corresponde ao reagente que
contém um átomo que perde elétrons, ou seja, cujo
número de oxidação aumenta. Como tal elemento
é o oxigênio, essa substância é H2O.
A substância reduzida, por sua vez, corresponde ao
reagente que contém o átomo que ganha elétrons,
ou seja, cujo número de oxidação diminui. Como
esse elemento é o flúor, a substância reduzida é F2.
c) A substância que oxida outra é aquela que contém
o átomo que recebe elétrons (F2) e a substância
que reduz outra é a que contém o átomo que fornece elétrons (H2O). Dizemos, então, que F2 oxida
H2O e que H2O reduz F2.
2. Verifique se estas equações descrevem reações de
oxirredução:
a) 2HC + Na2O →2NaC + H2O
b) CH4 + 2H2O → CO2 + 4H2
c) 2Fe+3 + 2l- → 2Fe+2 + I2
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EM_V_QUI_025
10)(UFMG) Certos metais que se oxidam mais
facilmente que o ferro podem ser usados na
fabricação de eletrodos de sacrifício, que previnem a corrosão de objetos de ferro, como canos
de água ou de esgoto. A proteção se baseia na
oxidação preferencial desses metais no lugar do
ferro. O quadro a seguir apresenta os potenciaispadrão de redução para algumas semirreações
(t = 25ºC):
``
Solução:
Uma reação é de oxirredução quando pelo menos dois
elementos sofrem alguma mudança de número de
oxidação. Podemos, então, fazer essa verificação determinando o número de oxidação de cada elemento antes
e depois da reação.
+1 –1
+1 –2
+1 –1
a) 2HC + Na2O
4. Em uma solução aquosa de sulfato de cobre e nitrato de
zinco um metal X reage com a primeira mas não com
a segunda substância. Qual dos metais envolvidos tem
o maior potencial de oxidação?
``
Quanto maior o potencial de oxidação, maior a facilidade
em se oxidar, ou seja, perder elétrons. Pelos dados do
problema, temos:
+1 –2
2NaC + H2O
x
Vemos que todos os elementos conservam os mesmos
números de oxidação antes e após a reação, ou seja,
nenhum elemento se oxida ou se reduz. Consequentemente, esta não é uma reação de oxirredução.
–4 +1
+1 –2
b)CH4 + 2H2O
CO2 + 4H2
O número de oxidação do carbono muda de –4 para +4 e o
do hidrogênio, de +1 para zero. Portanto, o carbono se oxida
(pois seu número de oxidação aumenta) e o hidrogênio se
reduz (pois seu número de oxidação diminui). Podemos
concluir que se trata de uma reação de oxirredução.
+3
–1
c) 2Fe + 2l
+3
0
+2
2Fe + I2
–
+2
Nessa reação, cada íon Fe+3 recebe 1 elétron de um íon
l — e se transforma em Fe+2. O íon l —, por sua vez, transforma-se num átomo I, ao perder seu elétron, e se combina
com outro átomo nessa mesma situação para formar uma
molécula I2. Como ocorrem variações de números de
oxidação, trata-se de uma reação de oxirredução.
3. Considere a reação 2A + 3Sn+2→ 2A
+3
fornece elétrons para Cu+2
não fornece elétrons para Zn+2
Portanto, na fila de reatividade, o metal X está localizado
antes do Cu e depois do Zn. Disso resulta a seguinte
ordem:
0
+4 –2
Solução:
Zn X Cu
maior tendência em perder elétrons
Desse modo, o metal com o maior potencial de oxidação
é o Zn.
5. (Fuvest) Deixando funcionar a pilha esquematizada na
figura a seguir, a barra de zinco vai se desgastando e
a de chumbo fica mais espessa, em consequência da
deposição de átomos neutros de Pb.
No início do experimento, as duas barras apresentavam
as mesmas dimensões. Represente, com equações, o
desgaste da barra de chumbo. Indique o sentido do
fluxo de elétrons no fio metálico.
fio metálico
+ 3Sn.
Identifique:
a) O agente redutor e o agente oxidante.
Pb
parede
porosa
Zn
b) O reagente oxidado e o reduzido.
c) Qual dos reagentes oxida e qual reduz o outro.
``
solução aquosa de
Pb(NO3 )2
Solução:
a) A mudança de números de oxidação é dada por:
aumenta o Nox: oxidação
``
Solução:
Zn
0
+2
2 Al + 3 Sn +2
+3
0
2 Al +3 + 3 Sn
diminui o Nox: redução
A é o redutor, pois sofre oxidação ao perder seus
elétrons.
EM_V_QUI_025
Sn+2 é o oxidante, pois sofre redução ao receber elétrons.
solução aquosa de
Zn(NO3 )2
Zn+2 + 2e–
Pb+2 + 2e
Pb
Fluxo de elétrons
Zn
Pb.
6. (Unicamp) Na pilha cobre/zinco, sendo o cobre o elemento mais nobre, ocorre a reação representada por:
b)A substância oxidada é o próprio redutor (A ) e a
reduzida é o próprio oxidante (Sn+2).
Zn + Cu+2→ Cu + Zn+2
a) Indique o oxidante e o redutor dessa reação.
c) O Sn+2 oxida A , ou seja, retira elétrons de A . Por
sua vez, A reduz Sn+2, isto é, fornece elétrons a
esse íon.
b) Escreva a equação da reação que ocorre na pilha
prata/cobre, sabendo-se que a prata é o elemento
mais nobre.
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11
8. (Unicamp) O desenho a seguir representa o corte de
uma pilha de manganês.
Solução:
a) oxidante Cu+2
redutor Zn
b)2 Ag + Cu
7.
Zn(s)
+2
0
MnO2(s)
(UFRJ) As manchas escuras que se formam sobre objetos de prata são, geralmente, películas de sulfeto de prata
(Ag2S) formadas na reação da prata com compostos
que contêm enxofre e que são encontrados em certos
alimentos e no ar. Para limpar a prata, coloca-se o objeto
escurecido para ferver em uma panela de alumínio com
água e detergente. O detergente retira a gordura da
mancha e do alumínio, facilitando a reação do alumínio
da panela com o sulfeto de prata, regenerando a prata,
com o seu brilho característico.
grafite
As reações que ocorrem durante o funcionamento da
pilha são:
2MnO2( s ) + 2NH4+( aq ) + 2e −
Mn2O3( s ) + 2NH3( aq ) + H2O( l )
a) Escreva a equação da reação de “limpeza da prata”
referida no texto.
a) Qual é o agente oxidante nessa reação?
b) Cite uma substância cuja quantidade diminui e uma
cuja quantidade aumenta quando a pilha está funcionando.
Ag
IESDE Brasil S.A.
Escreva a semirreação que ocorre no cátodo.
A
``
b)Zn, MnO2 – diminuem
H2O, NH3, Mn2O3 – aumentam
Solução:
a) A reação entre o alumínio da panela e o sulfeto
de prata, que regenera a prata, é uma reação de
oxirredução. Os íons Ag+ se transformam em prata
metálica (Ag), enquanto o alumínio metálico (A )
se transforma em íons A 3+.
2 A + 3 Ag2S
A + 3 Ag+
+1
9. (Unicamp) A figura a seguir representa uma pilha usada
em relógios e cronômetros.
zinco metálico
isolante
pasta de KOH e água
6 Ag + 1 A 2S3
2 A + 6 Ag+ + 3 S2-
0
oxidação
redução
6 Ag + 2 A
3+
3 Ag + A
3+
óxido de mercúrio (II)
+ 3 S 2-
aço inox
As reações que ocorrem nessa pilha são:
+3
Zn( s )
0
b) Como já vimos, o alumínio sofre oxidação, e a prata,
redução. Assim, temos:
12
Solução:
a) MnO2
Ag+
solução
A 3+
solução
+
−
Zn(2aq
) + 2e
Zn( s )
b) Com base no processo de “limpeza da prata” descrito, podemos construir uma pilha de alumínio e
prata, de acordo com o esquema a seguir:
``
ZnCl2(s)+NH4Cl(s)+H2O(l)
Cu + 2 Ag
+1
eletrodo de alumínio
eletrodo de prata
oxidação
ânodo
polo negativo
A 3+ + 3 eA
redução
cátodo
polo positivo
Ag°
Ag+ + e-
Nessa pilha, o fluxo de elétrons ocorre do eletrodo de
alumínio para o de prata.
+
−
Zn(2aq
) + 2e
HgO( s ) + H2O( l ) + 2e −
Hg( l ) + 2OH(−aq )
a) De qual eletrodo partem os elétrons quando a pilha
está fornecendo energia? Justifique.
b) Cite duas substâncias cujas quantidades diminuem
com o funcionamento da pilha. Justifique.
``
Solução:
a) Zn, pois ocorre a oxidação.
b)Zn e HgO.
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EM_V_QUI_025
``
1. Sabendo que a placa I corresponde ao chumbo e a placa
II corresponde ao zinco, identifique através do fluxo de
elétrons as placas I e II.
Dados:
10. (UFV) A bateria de automóveis possui dois tipos de
eletrodos (de PbO2 e de Pb0), mantidos em solução
de H2SO4. A equação correspondente à reação
envolvida na geração de energia é:
PbO2 + Pb0 + 2 H2SO4
2 PbSO4 + 2 H2O
Identifique a alternativa correta, relacionada ao
processo de geração de energia:
a) Nos eletrodos de Pb0 ocorre redução.
b) Nos eletrodos de PbO2 há perda de elétrons,
produzindo Pb2+ que reage com o H2SO4, produzindo PbSO4.
Pb Eº = − 0,13V
Zn+2 + 2e−
Zn Eº = − 0,76V
2. A solução I corresponde a Pb(NO3)2 e a solução II
Zn(NO3)2. Identifique as soluções I e II.
3. O eletrodo B é o polo positivo ou negativo?
4. O eletrodo A é o cátodo ou ânodo?
5. Escreva a semirreação que ocorre no eletrodo A.
6. O processo é espontâneo?
7.
A concentração de íons, provenientes da placa A, aumenta na cuba A?
c) Nos eletrodos de Pb0 há ganho de elétrons, produzindo Pb2+ que reage com o H2SO4, produzindo PbSO4.
8. A concentração de íons, provenientes da placa B, aumenta na cuba B?
d) O elemento chumbo sofre oxidação nos eletrodos de Pb0 e redução nos eletrodos de PbO2.
10. Escreva a semirreação que ocorre no eletrodo B.
e) Nos eletrodos de PbO2 ocorre oxidação.
``
Pb+2 + 2e−
A reação envolvida indica a descarga da bateria, pois
está produzindo energia. Se calcularmos os Nox dos
átomos, teremos:
2 PbSO4 + 2 H 2O
PbO2 + Pb + 2 H 2 SO4
0
+1 +6 –2
 
+2 +6 –2
+1 –2
eletrodo eletrodo
de PbO2 de Pb
PbO2
redução
PbSO4
+2
Logo, o PbO2 irá receber elétrons ao se reduzir. Já o
Pb perderá elétrons ao se oxidar:
Pb
0
oxidação
13. As baterias dos automóveis são cheias de solução
aquosa de ácido sulfúrico. Sabendo-se que essa solução
contém 38% de ácido sulfúrico em massa e densidade
igual a 1,29g/cm3, pergunta-se:
a) Qual é a concentração do ácido sulfúrico em mol
por litro [massa molar do H2SO4 = 98g/mol]?
b) Uma bateria é formada pela ligação em série de 6
pilhas eletroquímicas internas, onde ocorrem as semirreações representadas a seguir:
Note que:
+4
11. Escreva a reação global da pilha.
12. Qual a função da ponte salina?
Solução: D
+4 –2
9. Há corrosão na placa B?
PbSO4
polo negativo (−):
Pb + SO24− → PbSO4 + 2e −
E = +0,34V
polo positivo(+):
PbSO4 + 2H2O → PbO2 + SO24− + 4H+ + 2e −
E = −1,66V
+2
Qual a diferença de potencial (voltagem) dessa
bateria?
14. Numa célula contendo Zn/ZnSO4 e Cu/CuSO4 em circuito fechado, através da membrana porosa passam:
Com base no esquema apresentado, responda às
perguntas a seguir:
e-
II
Placa A
EM_V_QUI_025
I
V
Placa B
Ponte Salina
a) somente cátions Zn++.
b) somente cátions Cu++.
c) somente ânions SO4− .
d) cátions Zn++ e ânions SO4− em sentidos opostos.
e) nenhuma passagem ocorre.
Solução A
Solução B
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13
15. Na célula anterior, sabendo-se que:
Znº
Cuº
Zn++ + 2 e– Eº = +0,76V
Cu++ + 2 e– Eº = −0,35V
A força eletromotriz da célula é:
Pode-se afirmar que o melhor agente oxidante é:
a) Zn2+
b) Cuº
a) +0,76V
c) Cu2+
b) −0,35V
d) Agº
c) +0,41V
e) Ag+
20. Na cela eletroquímica representada pela equação:
d) +1,11V
Niº + 2 Ag+ → Ni2+ + 2 Agº
e) −0,41V
16. (Cesgranrio) Constrói-se uma pilha galvânica padrão
usando-se como eletrodos:
I. Fio de prata metálica mergulhado em solução de
íons Ag+.
II. Fio de níquel metálico mergulhado em solução de
íons Ni2+.
Dados:
Ni(2+
aq) + 2 e− → Ni(s)
Ag(+aq) + e− → Ag(s)
Eº = −0,25V
Eº = 0,80V
O ânodo, o cátodo e o potencial-padrão da pilha são,
respectivamente:
a) Ag; Ni; −1,05V
É correto afirmar que:
a) os elétrons fluem, pelo circuito externo, da prata
para o níquel.
b) o cátodo é o eletrodo de níquel.
c) o eletrodo de prata sofre desgaste.
d) a prata sofre redução.
e) a solução de níquel irá se diluir.
21. Considere as semirreações abaixo, onde X e Y são
metais:
X2+ + 2 e− → X
Y+ + e− → Y Eº = 1 volt
Eº = −2 volts
c) Ag; Ni; 1,35V
Uma placa de metal Y, imersa em solução aquosa
contendo íons X2+ e Y+:
a) ficará inalterada.
d) Ag; Ni; 1,30V
b) será oxidada, dando íons Y+.
e) Ni; Ag; −0,55V
c) será reduzida, dando íons X2+.
b) Ni; Ag; 1,05V
17. (IME)
d) receberá elétrons dos íons X2+.
a) Determine o potencial-padrão de uma célula formada por eletrodos de Cu e Cd, em que os eletrólitos são sais de Cu2+ e Cd2+.
b) Indique o eletrodo positivo, o ânodo e o metal que
se reduz.
Dados:
Cu2+ + 2 e− → Cu ECu2+ / Cu = +0,337V
Cd2+ + 2 e− → Cd ECd2+/ Cd = −0,403V
18. (IME) Dadas as reações de meia célula:
Cu2+ + 2 e− → Cu+
I2 + 2 e− → 2 I− Eº = 0,153V
Eº = 0,536V
pede-se:
a) escrever a equação que representa a reação global
da célula;
e) perderá elétrons para os íons Y+.
22. Na pilha eletroquímica Znº / Zn2+ // Cu2+ / Cuº, ocorrem
reações de óxidorredução. Nesse sistema pode-se
afirmar que:
a) no polo negativo há oxidação de Cuº a Cu2+.
b) no polo negativo há oxidação de Znº a Zn2+.
c) no polo positivo há oxidação de Cuº a Cu2+.
d) no polo positivo há oxidação de Znº a Zn2+.
e) no polo positivo há redução de Zn2+ a Znº.
23. O esquema a seguir representa uma célula eletroquímica
no estado padrão:
V
Ag
Al
19. Com base nos potenciais normais de redução abaixo:
14
Zn2+ + 2 e− 
Cu2+ + 2 e− 
Ag+ + 1 e− 
Znº
Cuº
Agº Eº = −0,76V
Eº = +0,34V
Eº = +0,80V
+
Al3+
Ag
Ag+ + e-
Ag0
E0 = +0,80 V
Al3+ + 3e-
Al0
0
E = -1,70 V
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EM_V_QUI_025
b) calcular o potencial de eletrodo global (Eº).
Considerando essas informações:
a) escreva a semirreação catódica.
Com base na tabela de potencial-padrão de redução
responda às perguntas abaixo.
27. O processo Zn2+ + Cuº → Znº + Cu2+ ocorre espontaneamente?
b) escreva a semirreação anódica.
c) calcule o ∆Eº da pilha.
24. O esquema abaixo refere-se a uma pilha galvânica:
28. É possível armazenar uma solução de ácido clorídrico
em um tambor de ferro?
29. Você pode limpar um vaso de estanho com vinagre?
V
Cd
Al
Lembre-se de que o vinagre é uma solução ácida e que
os íons H+ derivam do ácido acético.
30. H(+aq) pode oxidar Znº a Zn2+?
31. H+ pode oxidar Cuº a Cu+2?
Cd+2
Al
3+
Dados:
Cd2+ + 2 e−
 Cdº
Eº = −0,40V
Al+3 + 3 e− 
Alº
Eº = −1,70V
O oxidante e o redutor são, respectivamente:
a) Alº e Cdº
b) Al+3 e Cdº
32. Qual o melhor agente oxidante entre as espécies
Cr2O2−
7 , MnO4− e Cl2?
33. O que é eletrodo de sacrifício?
34. Considere X e Y como dois metais quaisquer tal que:
X+ + e−
 Xº
Fe2+ + 2e− 
Y+ + e− 
Eº > −0,44V
Fº
Yº
Eº = −0,44V
Eº < −0,44V
a) Qual dos metais, X ou Y, será eletrodo de sacrifício?
c) Cd+2 e Alº
b) Qual a reação espontânea entre o ferro e o metal X?
d) Cdº e Al+3
c) Escreva as semirreações de uma pilha formada pelos eletrodos de X e Y.
e) Cd+2 e Al+3
Para responder às questões de números 25 e 26
considere os potenciais-padrão de redução abaixo.
Eº(volts)
Mg2+ + 2 e−
Mg −2,37
2+
−
Mn + 2 e
Mn −1,18
Zn2+ + 2 e−
Zn −0,763
Cu2+ + 2 e−
Cu +0,337
+
−
Ag + e
Ag +0,799
25. Com maior facilidade, o íon que pode ser reduzido a
metal é:
35. Um técnico construiu uma pilha padrão com um eletrodo de cobre e um eletrodo de um metal M. Quando
um voltímetro acusou uma ddp igual a 0,60V, o técnico
observou que o eletrodo de cobre era o cátodo da pilha.
Nessas condições, qual o potencial padrão de redução
do eletrodo do metal M?
(Dado: Eº de redução do eletrodo de cobre = + 0,34V)
36. Com relação à pilha da questão anterior, qual a equação
da reação espontânea do processo, sabendo que todos
os íons metálicos possuem carga igual a +2?
a) Mg2+
b) Mn2+
c) Zn2+
1. (PUC-Rio) A figura abaixo representa uma pilha, utilizada
como fonte de energia para relógios eletrônicos e calculadoras, constituída de zinco e óxido de prata.
d) Cu2+
e) Ag+
26. Pode ocorrer reação de oxirredução entre:
a) Mn e Mg2+
tampa
corpo metálico
b) Mg e Ag
EM_V_QUI_025
+
ânodo
c) Cu e Zn2+
d) Ag e Cu2+
cátodo
e) Zn e Mn2+
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2Ag
+ 2OH2 + H2O + 2e
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Zn(OH)2 + 2e-
Zn + 2OH-
15
0
cátodo E = + 0,344 V
0
ânodo E = - 1,25 V
Ag2O + H2O + 2e−
2Ag + 2OH−
Eº = +0,344V
Zn(OH)2 + 2e  Zn + 2OH Eº = −1,25V
A respeito dessa pilha, indique a alternativa falsa:
a) o eletrodo de zinco cede elétrons.
−
−
b) a “fem” da pilha é de, aproximadamente, 1,60V.
d) haverá aumento de massa na superfície submersa da
placa de zinco em virtude da redução do íon Zn2+.
e) a equação global da pilha é 2Ag + Zn2+
2Ag+ + Zn.
4. (PUC-Rio) Um pilha eletroquímica padrão tem os seguintes eletrodos:
c) o cátodo é o óxido de prata.
d) a reação espontânea da pilha é.
2Ag + Zn(OH)2 → Ag2O + Zn + H2O.
e) o eletrodo de menor potencial-padrão de redução
cede elétrons, sofrendo oxidação.
2. (Unirio) Você já deve ter sentido uma “dor fina” ao
encostar, em sua obturação metálica (amálgama de
mercúrio e prata), um talher de alumínio ou mesmo uma
embalagem que contenha revestimento de alumínio. O
que você sente é resultado de uma corrente elétrica
produzida pela pilha formada pelo alumínio e a obturação. Considerando as informações descritas e os dados
abaixo, assinale a opção que apresenta a ddp ou “fem”
da pilha, o cátodo e o ânodo, nesta ordem:
Dados:
Al3+ + 3e−
c) haverá perda de massa da placa de prata em virtude da oxidação desse metal.
I. Fio de alumínio mergulhado em uma solução de
Al3+ 1M.
II. Fio de cobre mergulhado em uma solução de
Cu2+ 1M.
Assinale a opção que indica a força eletromotriz dessa
pilha padrão de alumínio e cobre.
Dados: Al3+ + 3e− → Al
Eº = −1,66V
2+
−
Cu + 2e → Cu Eº = + 0,34V
a) −1,32V
b) +1,32V
c) +2,00V
d) +2,66V
Al(s)
Hg22 + 2e−
Eº = −1,66V
→ 2Hg (liga com Ag)
ddp Cátodo Ânodo
a) + 0,81V Hg2+
2 Al(s)
b) −0,81V Al3+
Hg(s)
c) −2,51V Hg2+
2 Al(s)
d) +2,51V Al3+
Hg(s)
e) +2,51V Hg2+
2 Al(s)
Eº = +0,85V
3. (Cefet-RJ) Considere a pilha representada pelo esquema:
e) +3,98V
5. Os talheres de prata têm um grande inconveniente:
ficam escuros e perdem o brilho. Se os lavarmos em uma
bacia que contenha metais menos nobres, escurecerão.
Se entrarem em contato com ovos, perderão o brilho.
E isto se dá porque os ovos são ricos em enxofre, o
qual se liga à prata formando um composto insolúvel:
o sulfeto de prata.
Na reação da prata com o enxofre, a prata:
a) sofre redução.
b) recebe um elétron.
c) sofre oxidação.
V
Ag
Zn
K+NO-3(aq)
d) passa de Ag+
→ Agº.
e) faz ligação covalente com o enxofre.
2+
Ag+
2+
[Zn ] = 0,50 M
E = -0,76 V
Zn
[Zn ]Ag=+ e0,50M
Ag
E = 0,80 V
Zn2+ 2e Zn
E0 = -0,76 V
+
Ag + e Ag
E0 = 0,80 V
Com os dados acima, conclui-se que:
a) a placa metálica de prata é o cátodo da pilha
2+ Zn2+ + 2e
+
0
0
[Zn/Zn2+ (0,50M)//Ag+ (0,50M)/Ag].
b) a força eletromotriz da pilha é 0,04V.
16
Supondo uma pilha constituída pelos componentes
abaixo, com seus respectivos potenciais de redução,
A2+
+ 2e-A+2+ + 2e
B+ + 1e-B + 1e
A
A
B
B
E00
E0
E0
E
A
A
B
B
A + 0,62 VV
A + 0,62 V
B + 0,21 V
B + 0,21VV
É correto afirmar que:
a) o componente B sofre redução.
b) o componente A sofre oxidação.
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EM_V_QUI_025
Zn
6. O uso de fontes alternativas de energia torna-se importante, em função da atual crise energética (ou apagões).
As pilhas são sistemas que convertem energia química
em energia elétrica.
10. Na pilha cobre/zinco, sendo o cobre o elemento
mais nobre, ocorre a reação representada por:
c) B+ é o agente oxidante.
d) A++ é o agente redutor.
7.
Um químico, para determinar o valor do potencial padrão
de redução de um eletrodo M, construiu uma pilha com
esse eletrodo e outro eletrodo de hidrogênio (Eº = 0,0V).
Experimentalmente, observou que:
•• ∆Eº = 0,5V;
•• o eletrodo de referência era o polo negativo dessa
pilha.
Com base nessas informações, determine o valor de
o
Ered
do eletrodo M.
8. Na montagem a seguir, dependendo do metal (junto
com seus íons) têm-se as seguintes pilhas, cujo cátodo
(onde ocorre redução) é o cobre:
pilha
∆E*(volt)
cobre – alumínio
2,00
cobre – chumbo 0,47
cobre – magnésio 2, 71
cobre – níquel 0,59
→ Cu + Zn2+
a) Indique o oxidante e o redutor dessa reação.
Zn + Cu2+
e) o componente A++ sofre redução.
b) Escreva a equação da reação que ocorre na pilha
prata/cobre, sabendo que a prata é o elemento
mais nobre.
11. Deixando funcionar a pilha esquematizada na figura,
a barra de zinco vai se desgastando e a de chumbo
fica mais espessa, em consequência da deposição de
átomos neutros de Pb.
No início do experimento, as duas barras apresentavam
as mesmas dimensões. Represente, através de equações,
o desgaste da barra de zinco e o espessamento da barra
de chumbo. Indique o sentido do fluxo de elétrons no
fio metálico.
Fio metálico
Parede
porosa
Pb
Zn
* diferença de potencial elétrico nas condições padrão
Cu
Metal
Solução aquosa
de Pb(NO3)
2
Solução aquosa
de Zn(NO3)
2
12. Encanamentos de ferro mergulhados em água sofrem
corrosão, devido principalmente à reação:
Solução aquosa
2+
com Cu
Solução aquosa
com íons do metal
Nas condições padrão e montagem análoga, a
associação que representa uma pilha em que os
eletrodos estão indicados corretamente é:
Cátodo
Ânodo
Para proteger encanamentos nessas condições,
costuma-se ligá-los a barras de outros metais, que são
corroídos no lugar dos canos de ferro.
Conhecendo os potenciais-padrões de redução:
a)
níquel
–
chumbo
b)
magnésio
–
chumbo
−
2+
Cu + 2e  Cu( s )
c)
magnésio
–
alumínio
Fe
d)
alumínio
–
níquel
−
2+
Mg + 2e  Mg(ss )
0
E = − 2, 37 V
+
−
2H + 2e  H2( g )
0
E = 0, 0 V
e) chumbo
– alumínio
9. De uma pilha são conhecidas as semirreações e seus
respectivos potenciais-padrão de redução:
→ Fe2+
Eº = 0,77V
Cl2(g) + 2 e → 2Cl−
Eº = 1,36V
Pergunta-se:
a) Qual a força eletromotriz da pilha?
Fe3+ + 1 e
EM_V_QUI_025
+
2+
Fe( s ) + 2H( aq ) → Fe( aq ) + H2( g )
b) Qual a equação da reação global que nela ocorre?
2+
−
+ 2e  Fe( s )
0
E = + 0, 34 V
0
E = − 0, 44 V
E dispondo-se de barras de magnésio e cobre, propõe-se:
a) Qual metal deve ser utilizado para proteger o encanamento? Justifique.
b) Escreva as reações que ocorrem na associação do
cano de ferro com a barra metálica escolhida, indicando o agente oxidante e o agente redutor.
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17
13.
17. Dado um sistema relativo a uma pilha de Mg e Zn:
Semirreação
Fe2+ + 2 e− → Fe
Cu2+ + 2 e− → Cu
O2 + 2 H2O + 4 e− → 4 OH−
V
−0,41
+0,34
+0,40
Mgo
A Estátua da Liberdade está no porto de Nova York e,
portanto, em ambiente marinho. Ela consiste em uma
estrutura de ferro sobre a qual estão rebitadas placas
de cobre que dão forma à figura.
a) Qual o efeito do ambiente marinho sobre as placas
de cobre? Explique utilizando equações químicas.
b) Por que não foi uma boa ideia ter cobre em contato
com o ferro? Justifique.
14. (Fuvest) Um método de recuperação do Cu contido
em soluções aquosas consiste em sua transformação em
cobre metálico. Isso se consegue adicionando raspas de
ferro às soluções, sob agitação.
2+
a) Escreva as semirreações de oxidação e de redução
que ocorre nesse processo.
b) Qual dos pares, Cu2+ / Cu ou Fe2+ / Fe, deve ter
maior potencial de redução? Justifique com base
na informação dada.
15. A partir do esquema abaixo indique o ânodo e o
cátodo da pilha em questão.
Separador de papel
Pasta úmida de ZnCl2 e NH4Cl
Camada de MnO2
Zinco
Grafite
16. Considere a pilha, em funcionamento, esquematizada
abaixo:
e
Zn
Ag+
A equação da reação total desta pilha é:
a) Znº + 2 Agº → Zn2+ + 2 Ag+
18
b) Znº + 2 Ag+
→ Zn2+ + 2 Agº
c) Zn2+ + 2 Agº
→ Znº + 2 Ag+
d) Zn2+ + 2 Ag+
→ Znº + 2 Agº
e) Znº + Zn
2+
→2 Agº + 2 Ag+
Mg2+
Zn2+
Sabendo-se que os elétrons fluem do eletrodo de
magnésio para o eletrodo de zinco, podemos afirmar
que:
a) a reação não é espontânea.
b) o eletrodo de magnésio é o polo positivo.
c) o eletrodo de zinco é o cátodo.
d) o eletrodo de zinco sofre corrosão.
e) a concentração de Mg2+ diminui.
18. Considere a pilha a seguir representada e formada por
lâmina de zinco e solução aquosa de sulfato de zinco e
lâmina de cobre e solução de sulfato de cobre.
Fio condutor
Zn
Zn2+
Cu
Ponte
salina KCl(aq)
SO24
Cu2+
SO24
Dados:
Zn → Zn2+ + 2 e− Eº = 0,76V
Cu → Cu2+ + 2 e− Eº = −0,34V
É correto afirmar que, na pilha:
a) íons Zn2+ sofrem oxidação.
b) pelo fio condutor circulam íons.
c) íons Cu2+ sofrem redução.
d) a ponte salina permite passagem de elétrons.
e
Ag
Zn2+
Zno
e) não ocorrem reações de oxirredução.
19. A corrosão do ferro, processo que se inicia pela formação
de íons de Fe2+, pode ser evitada colocando-se o ferro
em contato com um metal que se oxide mais facilmente.
Dada a tabela abaixo de potenciais de redução:
Semirreação
Fe2+ + 2 e− Fe
Mg2+ + 2 e− Mg
Zn2+ + 2 e− Zn
Pb2+ + 2 e− Pb
Cu2+ + 2 e− Cu
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Eº (V)
–0,44
–2,37
–0,76
–0,13
+0,15
EM_V_QUI_025
e
e
Eº (V)
a) Quais dos metais acima protegem o ferro da corrosão?
b) Escreva a reação do ferro com um dos outros metais mencionados, indicando o potencial da pilha
formada.
20. Considere os metais com seus respectivos potenciais
padrão de redução:
→ Mg Mg+2 + 2 e−
E = −2,37V
E = −1,66V
Zn + 2 e
→ Al → Zn Pb+2 + 2 e− →
Pb E = −0,13V
Cu+2 + 2 e−
→ Cu E = +0,34V
Al + 3 e
+3
−
+2
−
Ag + e →
+
E = −0,76V
Ag −
E = +0,80V
Para proteção de certas peças metálicas, podem-se
colocar pedaços do outro metal usado como “metal de
sacrifício”. Se a peça em questão for alumínio, o metal
de sacrifício pode ser:
a) Ag
b) Zn
c) Pb
d) Cu
e) Mg
21. Considere os seguintes potenciais-padrão de
redução:
Semirreação (em solução aquosa)
Eº (V)
Ce + 1 e
3+ → Ce
+1,61
Sn + 2 e →
2+
Sn
+0,15
4+
4+
−
−
a) Represente a reação que ocorre numa solução
aquosa que contenha essas espécies químicas no
estado-padrão.
b) Na reação representada, indique a espécie que age
como oxidante e a que age como redutor.
22. Dados os potenciais de redução:
A�(3+
aq) + 3 e−
−
Pb(2+
aq) + 2 e
Al(os ) Eº = −1,66V
Pb(os ) Eº = −0,13V
qual a voltagem inicial da pilha formada pelos pares Al
/ Al3+ e Pb / Pb2+?
a) +1,79V
b) –1,79V
EM_V_QUI_025
c) +1,53V
d) –1,53V
e) +2,93V
23. Numa prova prática foi solicitado a um aluno que escolhesse, dentre três frascos metálicos de Al, Fe e Cu,
qual(is) dele(s) poderia(m) ser usado(s) para guardar
uma solução aquosa de ácido clorídrico. Diga qual seria
a escolha mais acertada. Justifique sua resposta.
Dados:
+ + 3e −  Al
Al(3aq
)
(s)
2
+
−
Fe( aq) + 2e  Fe( s )
2H(+aq) + 2e −  H2( g)
+ + 2e −  Cu
Cu(2aq
)
(s)
Eo = −168
, V
Eo = −0, 41V
Eo = 0, 00 V
Eo = +0, 34 V
24. Dadas as semirreações abaixo. Explique porque sabendo a densidade da bateria de automóvel, que contém
ácido sulfúrico e chumbo, é possível determinar o seu
tempo de uso.
Pb + SO4−2  PbSO4 + e − Eo = +0, 36 V
PbO2 + SO4−2 + e −  PbSO4 + 2H2O
25. (UERJ) Em geral, soluções aquosas ácidas de sais
do cátion Fe+2 são azul-esverdeadas quando recémpreparadas. Se expostas ao ar atmosférico, tornam-se
amareladas. As soluções de cátion Co+2, em condições
semelhantes às do cátion Fe+2, não sofrem alteração da
cor rósea original. Essas mudanças de coloração em
metais de transição devem-se, dentre outros fatores, a
mudanças em seus estados de oxidação e, no caso dos
íons Fe+2, a alteração é provocada pela ação do oxigênio
do ar atmosférico.
São fornecidas a seguir as semirreações de redução,
com os respectivos potenciais-padrão:
2H+ + 1/2O2 + 2e− →
H2O
+1,23V
Fe + 1e
Fe
+0,77V
Co+3 + 1e−
Co+2
+1,82V
+3
−
+2
a) Escreva a equação química completa e equilibrada
que representa a oxidação dos íons ferrosos a íons
férricos pela ação do oxigênio.
b) Justifique o fato de as soluções de cobalto serem
estáveis frente à ação do oxigênio.
26. (UFRJ) A suspensão de cristais diminutos de haletos
de prata (sais sensíveis à luz) é o que se denomina,
correntemente, emulsão fotográfica. Esta é preparada
misturando-se um sal solúvel de prata, normalmente o
nitrato de prata (AgNO3), com um haleto solúvel (podem ser utilizados sais de potássio, sódio ou amônio)
numa solução aquecida de água contendo gelatina.
Imediatamente após a mistura, os cristais precipitam-se
na estrutura coloidal, que, resfriada, assume a forma de
gel transparente.
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19
a) Sabendo-se que a maioria dos filmes coloridos e
em preto e branco possuem, em sua camada fotossensível, haleto do quarto período da Tabela Periódica, escreva a equação da reação que represente
um processo de formação do sal sensível à luz.
b) Na formação da imagem fotográfica, íon prata,
advindo do haleto de prata sensibilizado pela luz,
transforma-se em prata metálica pela ação de um
revelador. Tendo como base os Potenciais-Padrão
de Redução (E~ nas equações de semirreações
a seguir), explique, a partir da equação da reação
global e do cálculo da diferença de potencial, por
que a hidroquinona (p-dihidroxi benzeno) pode ser
usada como agente revelador.
27. (UFRJ) Podemos prever se uma reação de simples
troca ocorre ou não com base na série de reatividade
decrescente dos metais.
Mergulhando-se uma lâmina de zinco em uma solução
de ácido clorídrico, o zinco deslocará o hidrogênio por
ser mais reativo do que ele. Se o cobre é usado em lugar
do zinco, não ocorre reação.
Outra forma de se prever a espontaneidade de uma
reação é utilizar escalas de potenciais de reação como
por exemplo a da tabela a seguir que deve ser usada
para resolver os itens a e b.
Potenciais-Padrão de Redução
Zn2+ + 2e− → Znº
Ni2+ + 2e− → Niº
Cu2+ + 2e− → Cuº
Volts
–0,76
–0,23
+0,34
a) Indique se a equação Cuo + Ni2+ → Cu2+ + Nio corresponde a uma reação espontânea. Justifique sua
resposta.
b) Escreva a equação da reação que ocorre no ânodo
e calcule a força eletromotriz (ddp padrão) de uma
pilha níquel/zinco.
28. Dada a equação Br2 + H2 → 2Br− + 2H+, determine a
ddp do sistema abaixo:
o + Br ,Br − = +107
Ered
, V
2
o H ,H+ = 0, 00 V
Ered
2
a) +1,07V
a) Mg2+ + 2e− → Mg
Eº = –2,37V
b) Ag1+ + e− → Ag
Eº = +0,80V
O oxidante, o redutor e a diferença de potencial da pilha
estão indicados, respectivamente, em:
a) Mg, Ag+, +3,17
b) Mg, Ag+, +3,97
c) Ag+, Mg, +1,57
d) Mg+2, Ag, –3,17
e) Ag+, Mg, +3,17
30. Baseado nos potenciais abaixo,
Semirreações
Potenciais de redução
(volts)
Al+++ + 3e−
Al
–1,66
Zn++ + 2e−
Zn
–0,76
Sn++ + 2e−
Sn
–0,14
a) o zinco é o melhor agente oxidante.
b) o alumínio é o melhor agente redutor.
c) o zinco é o pior agente redutor.
d) o estanho é o melhor agente redutor.
e) o estanho é o pior agente oxidante.
Utilize os dados abaixo para responder às questões de
31 a 33.
Uma interessante sequência de reações químicas pode
ser realizada em casa.
Coloque um pouco de tintura de iodo(I2) em contato
com pregos galvanizados(Zn) e você observará o
descoramento da tintura. Para retornar à cor original,
acrescente um pouco de água sanitária(NaClO). A
cor da tintura retorna, mas forma-se um precipitado
branco, que é facilmente eliminado pela adição de
vinagre(etanoico).
A tabela abaixo apresenta dados eletroquímicos
referentes às etapas iniciais da sequência de reações.
Semirreação
Potencial-padrão
b) –1,07V
Zn → Zn+2 + 2e−
+0,76V
c) +1,92V
I2 + 2e− → 2I−
+0,54V
d) +0,96V
ClO− + H2O + 2e− → Cl− + 2OH−
+0,84V
20
29. Considere uma pilha de prata/magnésio e as semirreações representadas a seguir, com seus respectivos
potenciais de redução.
31. Escreva a equação química que ilustra o descoramento
da tintura de iodo.
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EM_V_QUI_025
e) –0,96V
32. Calcule a diferença de potencial produzida pela reação
nas condições padrão, que faz retornar a cor original
da tintura de iodo.
33. Escreva o nome da base insolúvel produzida pela adição
de água sanitária ao sistema e a fórmula do sal formado
na última etapa da sequência reacional.
34. Quando uma porção de bombril é mergulhada numa
solução 0,10mol/L de sulfato de cobre, durante um dia,
todas as observações abaixo podem ser confirmadas,
exceto:
Dados:
Fe3+ + 3 e
Feº
Eº = –0,04V
Cu2+ + 2 e
Cuº
Eº = +0,34V
a) o bombril permanecerá inalterado.
b) os íons sulfato permanecerão na solução.
c) a solução conterá íons Fe3+ e Cu2+.
Considerando-se que a tubulação é de ferro, a melhor
opção de elemento que pode ser utilizado como
protetor é:
a) Cu
b) Ag
c) Mg
d) Ni
e) Pb
Dados:
Fe2+ + 2e− → Fe
Cu2+ + 2e− → Cu
Ag+ + e− → Ag
Pb2+ + 2e− → Pb
Ni2+ + 2e− → Ni
Mg2+ + 2e− → Mg
Eº = –0,44V
Eº = +0,34V
Eº = +0,80V
Eº = –0,13V
Eº = –0,25V
Eº = –2,37V
d) a solução de sulfato de cobre mudará de cor.
e) o bombril será recoberto por uma substância avermelhada.
35. Entre as pilhas comerciais, encontram-se as chamadas
pilhas secas, como as de zinco-carvão ou de Leclanché,
usadas em lanternas, rádios e gravadores. A parede
desse tipo de pilha é feita de zinco, de onde os elétrons
migram através do circuito até um bastão de grafite, existente no centro, recoberto por uma mistura de dióxido de
manganês e carvão em pó. Uma pasta úmida constituída
de cloreto de amônio (NH4Cl), cloreto de zinco(ZnCl2),
em meio aquoso, completa o sistema. Com base nessa
descrição, assinale o que for correto.
(( ) O zinco da parede da pilha representa o ânodo.
(( ) O bastão de grafite recoberto por dióxido de manganês e carvão em pó representa o cátodo.
(( ) Os átomos de carbono do grafite são receptores de
elétrons, sofrendo oxidação.
(( ) A pasta úmida que completa o sistema tem o papel
de eletrólito.
(( ) A semirreação que ocorre no ânodo pode ser representada como: Znº → Zn2+ + 2e.
EM_V_QUI_025
36. A proteção catódica ilustrada na figura é um dos métodos utilizados para proteger canalizações metálicas
subterrâneas contra a corrosão. Próxima à canalização
e ligada a ela por um condutor, é colocada uma barra
de metal para que sofra preferencialmente a ação do
agente oxidante.
Canalização
Barra do metal
protetor
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21
12. Conservar a neutralidade elétrica das soluções.
13.
A corresponde ao Zn
B corresponde a Pb
2. A solução I, por conter íons Pb+2, corresponde a solução
A. A solução II corresponde a solução B.
3. Positivo, sofre redução.
4. ânodo, sofre oxidação.
5. Zn → Zn + 2e
+2
−
6. Sim, pois ∆E > 0; E = E Pb – E Zn = – 0,13 – (– 0,76) =
0,63V.
7.
Sim, pois há oxidação do Zn.
8. Não, pois há redução do Pb.
9. Não, há corrosão na placa A.
10. Pb+2 + 2e− → Pb
22
11. Pb+2 + Znº → Pbº + Zn+2
a)
//
O
O
ll
O
H2SO4 HNO3
Sn
Hz
x
y
x
lV�
∆
H
SO
HC�
2
4
\
\
O
z
X = 1290g de solução
O
KMnO4
H2SO4
x+y
Nι 2H2
k+y
-H2O
X = 490,2g de H2SO4 em 1L de solução.
Portanto
z
O
O
O
//
//
\\
C – CH2 – C
+ CH2 – C
\
\
/
OH
OH
OH
X = 5mol/litro
b) Cálculo da diferença de potencial de 1 pilha:
OH – CH – CH2 – CH – OH
∆E = Emaior –+Emenor O
//
∆E = 0,34 – (–1,66)
CH3 – C
\
∆E = 2V
OH
Cálculo da diferença de potencial da bateria:
∆Ebateria =O6 . 2V = 12V
CH3 – C
//
\
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CH – OH
– CH2 –BRASIL
O – CH
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EM_V_QUI_025
1. Fluxo de elétrons A → B, então A se oxida enquanto B se
reduz. Com base nos potenciais de redução conclui-se
que: Zn se oxida e Pb+2 se reduz.
14. D
35. ∆E = Ecat – Eano
15. D
0,6 = 0,34 – EM
EM = –0,26V
36. Cu+2 + Mº → Cuº + M+2
16. B
17.
a) ∆E = Ecu – ECd
∆E = 0,337 – (–0,403) = 0,740V
b) Polo positivo: Cobre.
Ânodo: Cádmio.
Metal que se reduz: Cobre.
18.
a) I2 + 2 Cu+ → 2 Cu+2 + 2 I−
b) ∆E = E I – ECu = 0,536 – 0,153 = 0,383V
2
19. E
1. D
A reação global será: Ag2O + H2O + Zn → 2Ag +
Zn(OH)2
2. E
3. A
4. C
21. B
∆E = 0,34 – (–1,66) = 2V
∆E = ECu – EAl
5. C
22. B
6. E
23.
7.
20. D
a) Ag+ + 1e− → Agº
b) Alº → Al+3 + 3e−
c) ∆E = EAg – EAl = 0,8 – (–1,70) = 2,50V
H2
Eº = – 0,5V
8. E
9.
a) ∆E = 1,36 – 0,77 = 0,59V
24. C
b) Cl2 + 2 Fe+2 → 2 Cl− + 2 Fe+3
25. E
10.
26. B
a) Zn é o redutor, enquanto que Cu+2 é o oxidante.
27. Não, pois o potencial de redução do cobre é maior.
b) Ag+ + 1e− → Agº
28. Não, pois o ferro se oxidará, uma vez que seu potencial
de redução é menor.
29. Não, com isso você oxidará o Sn0 a Sn+2 já que o potencial de redução do H+ é maior.
Cu+2 + 2e− → Cuº
2Ag+ + Cu → 2Agº + Cu+2
11.
30. Sim, pois seu potencial de redução é maior.
Zn+2 + 2e− → Znº
Pb+2 + 2e− → Pb
Reação global da pilha
Zn + Pb+2 → Zn+2 + Pb
31. Não, pois seu potencial de redução é menor.
32. Cl2, seu potencial de redução é o maior.
33. É um metal utilizado em estruturas metais que oxida no
lugar da estrutura.
12.
a) Mg, possui um potencial de redução menor que o
ferro.
Este metal precisa possuir um potencial de redução
menor que o material da estrutura.
b) Mg+2 + 2e− → Mg
34.
Fe+2 + 2e− → Fe
Reação global: Mg + Fe+2 → Mg+2 + Fe
a) Y
EM_V_QUI_025
∆E = Eºred – Eº = 0,5 = 0 – Eº
b) X+ + Feº → Fe+2 + Xº
c) X+ + Yº → Xº + Y+
13.
a) O ambiente oxida as placas de cobre.
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23
b) Porque o cobre oxida o ferro, pois seu potencial de
redução é maior.
26.
a) KBr(aq)+AgNO3(aq) → AgBr(s)+KNO3(aq)
14.
ou
NaBr(aq)+AgNO3(aq) → AgBr(s)+NaNO3(aq)
ou
NH4Br(aq)+AgNO3(aq) → AgBr(s)+NH4NO3(aq)
b) Reação global:
a) Cu+2 + Zi–  Cu0
Fe0 Zi– + Fe+2
b) Cu+2 / Cuº, porque segundo as informações o ferro
é oxidado por ele.
15. Grafite (cátodo)
2Ag+ + 2H2O + hidroquinoma → 2Agº + 2H3O+ +
quinona
A ddp da reação global é de +0,1V (positiva), espontânea
nas condições padrões, e, portanto, a hidroquinona
reduz o íon prata a prata metálica.
Zinco (ânodo)
16. B
17. C
18. C
27.
19.
a) A reação não é espontânea, pois o potencial de redução do níquel é menor do que o do cobre.
a) Mg e Zn
b) Fe2+ + 2 e− → Fe
Mg → Mg2+ + 2 e
∆E = EFe – EMg = – 0,44 – (–2,37) = 1,93V
b) Zn → Zn2+ + 2e−
∆Eº = −0,23 – (–0,76) = 0,53V
28. A
20. E
29. E
21.
30. B
a) Ce4+ + 1 e− → Ce+3
Sn+2 → Sn+4 + 2 e−
2 Ce4+ + Sn+2 → 2 Ce+3 + Sn+4
b) Ce+4 = oxidante
Sn+2 = redutor
31. I2 + 2e− → 2I−
Zn → Zn+2 + 2e−
Zn + I2 → 2I− + Zn+2
32. ∆E = EClO − EI2 = 0,84 – 0,54 = 0,3V
33. A reação global do retorno da cor será:
22. C
2I− → I2 + 2e−
23. O(s) frasco(s) escolhido(s) deve(m) ser aquele(s) no(s)
qual(is) os íons H+ provenientes do ácido não reajam
produzindo H2, ou seja, em que os íons H+ não sofram
redução. Para que essa redução não ocorra, o metal
deve apresentar potencial de redução maior que o do
hidrogênio.
ClO− + H2O + 2e− → Cl− + 2OH−
Pelos dados percebemos que o único frasco conveniente
para guardar o ácido clorídrico é o de cobre. Nos outros
frascos ocorrerão reações.
24. Ao passar do tempo a síntese de água, pela reação da
pilha, torna a densidade da solução contida na bateria
menor, uma vez que o ácido sulfúrico é mais denso que
a água.
2I− + ClO− → I2 + Cl− + 2OH−
+Zn+2 Zn(OH)2 = hidróxido de zinco
+ ácido etanoico
34. A
35. V, V, F, V, V
36. O metal escolhido será o magnésio, por possuir potencial
de redução menor que o ferro. Isso garante que o ferro
será o oxidante.
25.
24
2H+ + 1/2O2 + 2e− → H2O
2H+ + 2Fe+2 + 1/2O2 → 2Fe+3 + H2O
b) O potencial de redução do Cobalto é maior do que
o oxigênio.
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a) 2Fe+2 → 2Fe+3 + 2e−