Exercícios -Titulação e Introdução a Eletroquímica

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APLICAÇÕES DAS TITULAÇÕES DE NEUTRALIZAÇÃO
1. A análise de algumas misturas requer duas titulações. Uma contendo um indicador com uma faixa de transição alcalina, como a fenolftaleína, e a outra com uma faixa de transição ácida, como o verde de bromocresol. São exemplos destas substâncias uma mistura contendo:
A. Nitrogênio e enxofre.
O nitrogênio é identificado através do método de Kjeldahl e o enxofre é oxidado com H2O2, formando H2SO4 e, posteriormente, sendo titulado com base.
B. SO2 e SiF4.
Ambos são titulados com NaOH.
C. Nitratos e nitritos.
Ambos são identificado através do método de Kjeldahl.
D. NaOH e hidrogênio carbonato de sódio.
A mistura de NaOH e hidrogênio carbonato de sódio resulta na formação de carbonato de sódio até que um ou outro (ou ambos) reagente original seja consumido. A análise dessas misturas requer duas titulações.
E. Ácidos carboxílico e sulfônico.
Esses compostos são prontamente titulados. Requer-se o uso de um indicador que tenha sua transição de cor em uma faixa básica, como por exemplo, a fenolftaleína.
2. O ácido cítrico ocorre nos frutos cítricos, como a laranja e, principalmente, o limão. Ele é ainda utilizado como conservante e acidulante para determinados alimentos. Em três titulações de 50 ml de suco de limão, gastou-se respectivamente 26,7, 27,1 e 26,9 ml de NaOH 0,76 M. Dessa forma, a proporção de reação com o hidróxido de sódio (NaOH) é de um mol do ácido para três mols da base. Neste caso, qual é a concentração de ácido cítrico neste suco?
A. 0,0136 M de ácido cítrico.
Deve ter ocorrido erro de conversão de unidades.
B. 6,814 M de ácido cítrico.
Este é o valor do número de mols do NaOH utilizado na titulação.
C. 0,136 M de ácido cítrico.
Inicialmente faz-se a média dos 3 volumes lidos na bureta: 26,7+27,1+26,9 = 80,7/3 =26,90 ml. Este será o volume usado nos cálculos. Depois, calcula-se o número de mols NaOH: n=C. V n = 0,76M. 0,02690 L= 0,02044 mols. Como a estequiometria é 3:1, o número de mols do ácido cítrico: 1 mol ácido cítrico - 3 mols NaOH X - 0,02044 mols de NaOH X = 0,006814 mols de ácido cítrico. Agora, usando a fórmula do número de mols n=C. V 0,006814 mols de ácido cítrico = C . 0,050 ml C = 0,136 M de ácido cítrico
D. 0,4088 M de ácido cítrico.
Possivelmente não levou-se em consideração a estequiometria da reação.
E. 0,1352 M de ácido cítrico.
Apesar do resultado ser muito próximo do correto, é necessário levar em conta a média dos volumes gastos na titulação para estar correto.
3. Os ácidos carboxílicos são os responsáveis pelos desagradáveis odores que exalamos após a realização de exercícios físicos. Uma reação de neutralização pode solucionar este inconveniente. Se você tivesse de descobrir qual é a concentração destes ácidos em alguns mLs de suor, qual dos compostos abaixo seria o titulante mais recomendado?
A. Hidróxido de sódio.
O hidróxido de sódio seria o composto utilizado para uma reação de neutralização.
B. Ácido acético.
Não é possível realizar uma titulação de neutralização com dois ácidos.
C. Cloreto de sódio.
Não é possível obter nenhuma reação de neutralização com sais.
D. Glicose.
Não participa de uma reação de neutralização com ácido.
E. Água destilada.
A água é levemente ácida, então não caracteriza esta reação de neutralização.
4. No método Kjeldahl, a amostra é decomposta em meio de ácido sulfúrico concentrado a quente para converter o nitrogênio das ligações em íons amônio. A solução torna-se alcalina para converter o íon NH4+ a NH3, que é então destilada numa solução contendo um excesso conhecido de um ácido padronizado. O excesso de ácido não reagido é titulado com uma solução padronizada de uma base. A partir dos seguintes dados, calcule a porcentagem de nitrogênio em um fertilizante. Para fins de cálculo, considere: quantidade de fertilizante: 0,5874 g; volume de titulante ácido gasto: 50,00 ml de HCL 0,10 mol/L; volume de titulante básico gasto: 22,36 ml de NaOH 0,1064 mol/L. Importante: NÃO considerar nenhum fator de conversão neste caso.
A. 11,92 % de N no fertilizante.
Neste caso, não foi descontada a quantidade de mols de HCl utilizada nesta digestão.
B. 6,25 % de N no fertilizante.
Inicialmente, temos de calcular o número de mols do HCl utilizado: n mols= V (em L) . M (em mol/L) n mols = 0,050 L . 0,10 mol/L= 0,005 mols de HCl Agora, número de mols do NaOH: n mols= V (em L) . M (em mol/L) n mols = 0,02236 L . 0,1064 mol/L= 0,00237 mols de NaOH Então, a quantidade de N será a diferença entre as quantidades de mols usados na titulação: quantidade de N = n mols HCl - n mols NaOH quantidade de N = 0,005 mols de HCl - 0,00237 mols de NaOH quantidade de N = 0,00262 mols Então, % de N será calculado a partir do número de mols utilizado de N para a massa inicial de 0,5874 g de amostra de fertilizante. A massa molar do nitrogênio (N) é 14,007 g/mol. Logo, este valor deverá ser dado em %, então multiplique o resultado final por 100%: 0,00262 mols de N - 0,5874 g de amostra de fertilizante X - 14,007 g/mol (N) X = 0,0625 . 100 % = 6,25 % de N
C. 0,0625 % de N no fertilizante.
Deve ser multiplicado por 100 %, pois está em porcentagem.
D. 5,65 % de N no fertilizante.
Neste caso apenas levou-se em consideração a quantidade de mols de NaOH, e não a quantidade total de N digerida.
E. 62,55 % de N no fertilizante.
Pode ter havido erro de conversão de unidades.
5. Uma amostra de arroz pesando 1,6721 g foi digerida em ácido sulfúrico concentrado para análise de nitrogênio pelo método Kjeldahl. A amônia liberada na destilação foi coletada em solução de ácido bórico. Para titular a mistura resultante foram gastos 15,25 mL de uma solução padrão de HCl 0,1198 mol/L. Calcular a porcentagem de proteína na amostra de arroz. Dado: o fator de proteína para o arroz é 5,95.
A. 9,1035 % de proteína na amostra de arroz.
Inicialmente, temos de calcular o número de mols do HCl utilizado: n mols= V (em L) . M (em mol/L) n mols = 0,01525 L . 0,1198 mol/L= 0,001826 mols de HCl A massa molar do Nitrogênio (N) é 14,007 g/mol. Logo, este valor deverá ser dado em %, então multiplique o resultado final por 100%: 0,001826 mols de N - 1,6721 g de amostra de arroz X - 14,007 g/mol (N) X = 0,0153 . 100 % = 1,53 % de N Levando em conta o fator de conversão: % proteína = 1,53 % de N . 5,95 % de proteína (N) % proteína = 9,1035 %.
B. 0,91035 % de proteína na amostra de arroz.
Deve ter ocorrido erros de conversão.
C. 1,53 % de proteína na amostra de arroz.
Neste caso, devemos levar em consideração o fator de conversão (5,95 %).
D. 0,1826 % de proteína na amostra de arroz.
Este é o valor do número de mols do HCl necessário.
E. 91,035 % de proteína na amostra de arroz.
Deve ter ocorrido erros na conversão de unidades.
REAÇÕES DE TITULAÇÃO DE COMPLEXAÇÃO
1. A maioria dos íons metálicos reage com doadores de pares de elétrons para formar compostos de coordenação ou complexos. As espécies doadoras ou ligantes devem ter, pelo menos, um par de elétrons desemparelhados disponível para a formação da ligação. Um ligante que possui um único grupo doador de elétrons, como a amônia, é conhecido como
A. a) Bidentado.Possui dois grupos disponíveis para ligações covalentes.
B. b) Tetradentado.
Possui quatro grupos disponíveis para complexos.
C. c) A amônia não forma complexos.
A amônia pode formar complexos, pois é um ligante que possui um par de elétrons disponíveis.
D. d) Pentadentado.
Possui cinco grupos disponíveis para complexos.
E. e) Unidentado.
Um ligante que possui um único grupo doador de elétrons, como a amônia, é chamado unidentado (dente único), enquanto aquele, como a glicina, que possui dois grupos disponíveis para ligações covalentes, é dito bidentado.
2. O ácido etilenodiaminotetracético, também chamado ácido (etilenodinitrilo) tetracético, comumente abreviado para EDTA (do inglês Ethilene Diamine Tetraacetic Acid), é o titulante complexométrico mais largamente utilizado. Diversos tipos diferentes de métodos titulométricos podem ser utilizados com o EDTA. Entre os citados abaixo, qual NÃO utiliza este composto?
A.a) Titulação direta.
Muitos dos metais da tabela periódica podem ser determinados pela titulação com uma solução padrão de EDTA.
B. b) Métodos potenciométricos.
As medidas de potencial podem ser utilizadas para a detecção do ponto final em titulações de íons metálicos com EDTA para os quais se dispõe de eletrodos seletivos a íons.
C. c) Métodos espectrofotométricos.
As medidas de absorção no UV/visível podem também ser utilizadas para determinar o ponto final das titulações. Nesses casos, um instrumento responde à alteração de cor na titulação, ao invés de se empregar a determinação visual do ponto final.
D. d) Métodos de retrotitulação.
A retrotitulação é útil para a determinação de cátions que formam complexos estáveis com o EDTA e para os quais não se dispõe de um indicador satisfatório.
E. e) Métodos cromatográficos.
Esta é a resposta, pois não é possível detectar o ponto final de titulação com EDTA através de métodos cromatográficos.
3. Uma titulação complexométrica é uma titulação que se fundamenta em formação de complexos. Neste caso, qual é a concentração em mol/L de uma solução de EDTA onde foi requerido 20,32 mL na titulação de uma amostra contendo Ca2+ a partir de 211,44 mg de CaCO3 (Massa Molecular = 100,09 g/mol).
A. a) 0,1039 mol/L de EDTA.
Correto. Inicialmente calcula-se o número de mols de CaCO3:
n mols= m (em g) / MM (em g/mol)
--> 211,44 mg = 0,21144 g
n mols = 0,21144 g / 100,09 g/mol
n mols de CaCO3 = 2,11.10-3 mols de CaCO3.
Como o reagente combina com íons metálicos na proporção de 1:1 não importando a carga do cátion. Então, pela estequiometria:
n mols CaCO3 = n mols EDTA
n mols EDTA = 2,11.10-3 mols EDTA
Logo: V utilizado para titulação: 20,32 mL --> 0,02032 L de EDTA
n mols= V (em L) . M (em mol/L) 2,11.10-3 mols de EDTA = 0,02032 L . C mol/L
C EDTA = 0,1039 mols/L de EDTA
B. b) 10,39 mol/L de EDTA.
Pode ter havido erro de conversão de unidades.
C. c) 2,11.10-3 mol/L de EDTA.
Este é o número de mols encontrado para o CaCO3 e para o EDTA.
D. d) 0,054 mol/L de EDTA.
Em titulações com EDTA, o reagente combina com íons metálicos na proporção de 1:1, não importando a carga do cátion.
E. e) 1,38.10-4 mol/L de EDTA.
Neste caso, possivelmente o volume não foi convertido a litros, causando erro de cálculo.
4. Em titulações complexométricas, é necessário a utilização de técnicas e/ou indicadores específicos, considerando-se alguns detalhes na escolha dos mesmos, possibilitando a determinação do ponto de final desta titulação. Neste caso, qual das alternativas abaixo NÃO é um método de determinação do ponto final de uma titulação complexométrica?
A. a) Indicador fenolftaleína.
Este indicador é o mais utilizado nas titulações envolvendo ácido-bases, nos quais o pH de viragem característico encontra-se na faixa de pH de 8 a 9,6.
B. b) Uso de indicadores para íons metálicos.
São compostos cuja cor varia quando estes indicadores se ligam a um íon metálico.
C. c) Uso de eletrodo de mercúrio.
O eletrodo de mercúrio sofre menos desgaste do que aqueles de outros metais, utilizado também pela facilidade com que o mercúrio se oxida no meio.
D. d) Uso de um eletrodo íon-seletivo.
São eletrodos compostos por uma membrana semipermeável que respondem seletivamente a alguns íons na presença de outros.
E. e) Uso de eletrodos de vidro (pH).
Este é o eletrodo de vidro, sensível a íons hidrogênio, mais utilizado, cujo funcionamento é baseado na concentração dos íons hidrogênio na solução.
5. Alguns íons metálicos como o Cromo III reagem lentamente com EDTA, e é usualmente determinado através da titulação de retorno. O Cromo III é muito utilizado como pigmento em algumas tinturas. Neste caso, uma amostra de tinta amarela (contendo a pigmentação amarelo de cromo) foi analisada por tratamento de 3,02 g de amostra com 7,00 mL de 0,0213 M de EDTA. A quantidade de EDTA que não reagiu foi titulada com 1,08 mL de solução de Zn 2+ 0,0104 M. Qual é a quantidade, em porcento, de Cromo III nesta amostra de tinta?
A. a) 1,49% de Cromo III.
Revisar o cálculo, pois é similar a apenas o número de mols de EDTA.
B. b) 0,237% de Cromo III.
Inicialmente: n mols de EDTA total = V (L) . C (M)
n mols de EDTA total = 0,007 L . 0,0213 M =1,49. 10-4 mols EDTA total
n mols de EDTA em excesso = n mols Zn 2+ (necessário para titular)
n mols de EDTA em excesso (em litros) = 0,00108 L . 0,0104 M = 1,12.10-5 mols de EDTA em excesso
n mols do Cr3+ = n EDTA total - n EDTA excesso
n mols do Cr3+ = 1,49. 10-4 - 1,12.10-5 = 1,38.10-4 mols de Cr3+
A massa de Cr3+ pode ser obtida:
n = m/MM
m Cr3+ = 1,38.10-4 mols X 51,996 g/mol de Cr3+ = 7,17.10-3 g de Cr3+
Então, a porcentagem de Cr3+ será:
100 % - 3,02 g de Cr3+ (se toda a amostra fosse só Cr3+)
X - 7,17 10-3 g de Cr3+
X = 0,237 % de Cr3+
C. c) 7,17.10-3 % de Cromo III.
Este valor aproxima-se da massa obtida de Cr3+.
D. d) Com os dados disponíveis não é possível chegar à solução deste problema.
Ao descontar as quantidades molares de EDTA consumidas nas titulações, é possível encontrar o número de mols do Cr3+. Com isso, com o auxílio de fórmulas encontra-se a massa do mesmo na preparação farmacêutica.
E. e) 23,77 % de Cromo III.
Pode ter havido erro de conversão de unidades. Atenção para a padronização das mesmas.
INTRODUÇÃO À ELETROQUÍMICA
1. Uma bateria de níquel-cádmio é uma bateria recarregável, onde ambos os elementos encontram-se em um mesmo recipiente, e a reação global que ocorre durante esta reação é: Cd + NiO2 + 2H2O → Cd(OH)2 + Ni(OH)2. Sobre esta bateria, todas as afirmativas estão corretas, EXCETO:
A. a) O níquel sofre redução do seu número de oxidação (NOX).
O número de oxidação do elemento Ni irá variar de +4 para +2.
B. b) O NiO2 funciona nesta reação como agente redutor.
Ele é o agente oxidante, que irá provocar oxidação do outro elemento envolvido. É aquele que fornece elétrons ao circuito externo, então ele é o polo negativo, já que a corrente vai do negativo ao positivo.
C. c) O cádmio é o ânodo da bateria.
O cádmio irá sofrer oxidação, sendo o ânodo da bateria.
D. d) O hidrogênio não varia o seu número de oxidação.
O número de oxidação (NOX) do hidrogênio é sempre +1.
E. e) O cádmio sofre oxidação.
O cádmio é o agente redutor, portanto sofre oxidação, aumentando o seu número de oxidação (NOX).
2. Considere uma célula eletroquímica envolvendo o Cobre e o Níquel, com os potenciais das semi-reações de cada elemento desta célula de +0,34 V para a reação envolvendo Cobre e -0,25 V para a reação envolvendo o Níquel. Sobre o funcionamento desta pilha, e fazendo uso dos potenciais dados, é INCORRETO afirmar que:
A. a) Os elétrons irão migrar, pelo fio metálico, do eletrodo de Ni para o de Cu.
Aquele que apresentar maior Eº é o que apresentará uma reação de redução, enquanto o outro, que apresenta menor valor, sofrerá oxidação.
B. b) A utilização de uma ponte salina é necessária para fornecer elétrons ao sistema, possibilitando a movimentação da corrente elétrica.
A ponte salina ou uma placa de porcelana porosa permite a migração dos íons de uma solução para a outra.
C. c) No ânodo ocorre a reação onde os elétrons irão do Ni em estado sólido para o Ni com NOX 2+.
No ânodo ocorre a oxidação, ou seja, o aumento do NOX (número de oxidação) - Ni irá de 0 para 2+.
D. d) No cátodo ocorre a reação envolvendo o cobre (Cu), com variação de NOX de 2+ para 0.
No cátodo ocorre a redução, visível no Cu, que terá o NOX variando de 2+ para 0.
E. e) A reação que ocorrerá na semicélula é Cu + Ni2+ → Cu2+ + Ni.
A reação espontânea será Cu2+(aq) + Ni(s) --> Cu(s) + Ni2+(aq).
3. A pilha de Daniell, construída pelo cientista inglês John Daniell em 1836, envolvendo as reações de oxidação e redução nos eletrodos envolvidos, no caso zinco e cobre. Por definição, o eletrodo onde ocorre a oxidação é o ânodo e onde ocorre a redução é o cátodo. Sobre esta pilha, qual das afirmações abaixo NÃO se aplica?
A.a) O zinco sofre oxidação e perde elétrons.
Segundo a reação Zn(s) + Cu+2 → Zn+2 + Cu, pode-se observar que o NOX do Zn varia de 0 para +2, aumentando o seunúmero de oxidação e perdendo elétrons (tornando-se mais positivo).
B. b) A placa de zinco vai perdendo massa com o passar do tempo.
O eletrodo de zinco, por apresentar menor potencial elétrico, atua como o pólo negativo da pilha.
C. c) Sobre a placa de Cu deposita-se mais cobre metálico.
O Cu tem maior potencial de redução que o Zn, por isso ele recebe os 2 elétrons que o Zn perdeu. Com isso, os cátions cobre que estavam na solução de sulfato de cobre sofrem redução e se transformam em cobre metálico.
D. d) Não é necessária a utilização de uma ponte salina, que geralmente é um tubo em U invertido, que contém uma solução inerte.
A ponte salina é necessária, pois permite a migração dos íons de uma solução para a outra.
E. e) A reação global que envolve a pilha de Daniell é Zn + Cu+2 → Zn+2 + Cu.
Esta é a reação global, indicando que o Zn irá sofrer oxidação (é o ânodo) e o Cu sofrerá redução (cátodo).
4. O processo em que a energia elétrica é usada para provocar uma reação química não espontânea, ao contrário das reações redox espontâneas de energia química em energia elétrica, é conhecido como:
A. a) Corrosão.
Palavra que é usada para designar a deterioração de metais por meio de um processo eletroquímico.
B. b) Eletrólise.
Eletrólise é o nome deste processo, com os mesmos processos das células galvânicas.
C. c) Pirólise.
Este é o fenômeno de queima e decomposição pela ação de altas temperaturas.
D. d) Hidrólise.
Hidrólise é a quebra das ligações químicas de algumas moléculas através da adição de água.
E. e) Gaseificação.
Este é o processo de conversão de combustíveis líquidos ou sólidos em uma mistura de gases.
5. Um procedimento muito utilizado com o fim de proteger da corrosão os metais como o ferro, em ambientes como cascos de navios, por exemplo, ou ao gás oxigênio, é conhecido como galvanização. Galvanizar significa revestir o material metálico com magnésio metálico, muito utilizado em navios como metal de sacrifício.
A partir disto, é correto afirmar:
A. a) O magnésio tem mais facilidade para se oxidar do que o ferro.
O magnésio é escolhido por ser um redutor mais forte do que o ferro.
B. b) O ferro se oxida mais rapidamente do que o magnésio, por isto ocorre este revestimento.
O menor potencial de redução é o do magnésio, que irá se oxidar.
C. c) O ferro é conhecido como "ânodo de sacrifício".
Neste caso o ânodo de sacrifício é o magnésio.
D. d) O ferro possui menor poder de redução do que o magnésio.
O metal de sacrifício neste caso é o magnésio, ou seja, um metal propositalmente colocado em contato com o ferro para que seja oxidado em lugar dele, isto porque o magnésio possui menor poder de redução que o ferro.
E. e) Apenas com os dados disponíveis não seria possível saber qual dos dois metais irá se oxidar.
Devido ao valor dos potenciais de redução, pode-se prever que o zinco tem mais facilidade para se oxidar do que o ferro.
APLICAÇÃO DE POTENCIAIS PADRÃO DE ELETRODOS
1. Em uma célula eletroquímica, qual é a importância da ponte salina?
A. Permite a migração de íons presentes na ponte salina entre as soluções.
Serve para permitir a migração de íons entre as soluções, gerando a corrente.
B. Permite o pH constante nas células.
O pH não influencia nas medidas eletroquímicas.
C. Permite que a temperatura seja estável durante a migração de íons.
Isto apenas é necessário em soluções específicas.
D. Torna-se a referência, o padrão ao qual se compara os eletrodos.
Esta é a definição para eletrodo padrão de referência.
E. Evita um choque osmótico na solução dos eletrodos.
Choque osmótico está relacionado com processos diferentes, não sendo relacionado com as células eletroquímicas.
2. A diferença de potencial que se desenvolve entre os eletrodos da célula é medida pela tendência da reação em obter um estado de equilíbrio. Esta diferença de potencial pode ser calculada com o auxílio de eletrodos de referência ou eletrodos indicadores. O eletrodo abaixo que NÃO pode ser utilizado como referência nem como indicador é:
A. Eletrodo metálico.
Este eletrodo é muito utilizado em diferentes medições. É um eletrodo sensível à espécie iônica interessada.
B. Eletrodo calomelano.
É composto em conjunto com uma solução de mercúrio.
C. Eletrodo de Ag/AgCl.
Este eletrodo é muito utilizado em medições.
D. Eletrodo de varredura.
Não é utilizado nem como indicador nem como referência.
E. Eletrodo padrão de hidrogênio.
Este eletrodo corresponde a zero nas tabelas.
3. Os valores das diferenças de potenciais eletroquímicos de uma célula de prata e magnésio podem ser representados pela equação: Ag+/Ag //Mg/Mg2+ Sabendo-se, através das tabelas, que os potenciais padrão de redução destes elementos são: Ag+ + e– -->Ag(s) E0 = +0,80 V e Mg+2 + 2 e– -->Mg E0 = –2,37 V Qual é o valor da diferença de potencial desta célula?
A. -3,17 V.
ΔE0 = E0 Edireita - E0 esquerda ΔE0 = E Mg2+ - E Al- ΔE0 = - 2,37 – 0,8 ΔE0 = -3,17
B. +3,17 V.
O sinal está trocado.
C. +2,37 V.
Este é o valor apenas da célula de magnésio.
D. -3,99 V.
Siga a fórmula: ΔE0 = E0 Edireita - E0 esquerda.
E. + 0,80 V.
Este é o valor apenas da célula de prata.
4. Eletroanalítica compreende um grupo de métodos analíticos baseados nas propriedades elétricas de um analito em solução. Em uma pilha eletroquímica sempre ocorre:
A. A oxidação do cátodo.
Por definição, em uma pilha eletroquímica, no eletrodo onde ocorre oxidação é chamado ânodo, e o eletrodo onde ocorre redução é chamado cátodo.
B. Passagem de elétrons, no circuito externo, do ânodo para o cátodo.
Por definição, em uma pilha eletroquímica, no eletrodo onde ocorre oxidação é chamado ânodo, e o eletrodo onde ocorre redução é chamado cátodo.
C. Uma reação de neutralização.
Por definição, em uma pilha eletroquímica, no eletrodo onde ocorre oxidação é chamado ânodo, e o eletrodo onde ocorre redução é chamado cátodo.
D. Reação com diminuição no potencial, tendo liberação de calor.
Por definição, em uma pilha eletroquímica, no eletrodo onde ocorre oxidação é chamado ânodo, e o eletrodo onde ocorre redução é chamado cátodo.
E. A redução do ânodo.
Por definição, em uma pilha eletroquímica, no eletrodo onde ocorre oxidação é chamado ânodo, e o eletrodo onde ocorre redução é chamado cátodo.
5. A bateria de níquel-cádmio foi o segundo tipo de pilha ou bateria recarregável a ser desenvolvida, sendo atualmente muito utilizadas em telefones celulares. A reação da célula que ocorre durante a sua descarga é: Cd + NiO2 → Cd(OH)2 + Ni(OH)2. Baseando-se nesta célula, todas as afirmativas estão corretas, EXCETO:
A. O Ni sofre redução de seu número de oxidação (NOX).
O NOX do Ni passa de +4 a +2, reduzindo-se.
B. O óxido de níquel (NiO2) funciona como agente oxidante, sendo o ânodo da reação.
O agente oxidante da reação será o cátodo e não o ânodo.
C. O Cd funciona como o ânodo desta célula.
Ele é oxidado.
D. O hidrogênio e o oxigênio não variam seus números de oxidação.
É respectivamente +1 e -2.
E. O cádmio sofre oxidação.
Ele aumenta o seu NOX.