Química - Livro 4-274-276

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QUÍMICA Capítulo 7 Eletroquímica274
+ → +
+ + → +
+ + → +
- -
- -
Cd 2 OH Cd(OH) 2 e
2 NiO(OH) 2 H O 2 e 2 Ni(OH) 2OH
Cd 2 NiO(OH) 2 H O Cd(OH) 2 Ni(OH)
2
2 2
2 2 2
Sobre o assunto, avalie as armativas.
 No polo positivo, ocorre a reação de redução do níquel.
 O cádmio funciona como ânodo da pilha.
 O níquel tem menor potencial de redução do que o
cádmio.
 O agente redutor da pilha é o níquel.
 No eletrodo de cádmio, há ganho de elétrons.
21 Unesp 2012 Um estudante montou a célula eletroquí-
mica ilustrada na figura, com eletrodos de Cu(s) e Ni(s)
de massas conhecidas.
Cu(s) Ni(s)
Cu+2 (aq) 1M
V
Ni+2 (aq) 1M
Membrana
semipermeável
A 25 °C e 1 atm, quando as duas semicélulas foram ligadas
entre si, a célula completa funcionou como uma célula
galvânica com ∆E = 0,59 V. A reação prosseguiu durante
a noite e, no dia seguinte, os eletrodos foram pesados. O
eletrodo de níquel estava mais leve e o eletrodo de cobre
mais pesado, em relação às suas massas iniciais.
Considerando Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s) e E°red = +0,34 V,
escreva a equação da reação espontânea que ocorre na
pilha representada na gura e calcule o potencial de re-
dução da semicélula de Ni+2/Ni. Dena qual eletrodo é o
cátodo e qual eletrodo é o ânodo.
22 Uerj 2015 Os preços dos metais para reciclagem va-
riam em função da resistência de cada um à corrosão:
quanto menor a tendência do metal à oxidação, maior
será o preço.
Na tabela, estão apresentadas duas características eletro-
químicas e o preço médio de compra de dois metais no
mercado de reciclagem.
Metal Semirreação de redução
Potencial-
-padrão de
redução (V)
Preço
(R$/kg)
cobre Cu2+(aq) + 2 e- → Cu0(s) +0,34 13,00
ferro Fe2+(aq) + 2 e- → Fe0(s) –0,44 0,25
Com o objetivo de construir uma pilha que consuma o
metal de menor custo, um laboratório dispõe desses
metais e de soluções aquosas de seus respectivos
sulfatos, além dos demais materiais necessários.
Apresente a reação global da pilha eletroquímica
formada e determine sua diferença de potencial, em
volts, nas condições-padrão.
23 IME 2018 Considere que a reação abaixo ocorra em
uma pilha.
2 Fe+++ + Cu → Cu++ + 2 Fe++
Assinale a alternativa que indica o valor correto do po-
tencial padrão dessa pilha.
Dados:
Fe++ → Fe+++ + e E° = –0,77 V
Cu++ + 2 e → Cu E° = +0,34 V
A +1,20 V
 –0,43 V
C +1,88 V
 –1,20 V
 +0,43 V
24 Fuvest 2012 Na década de 1780, o médico italiano Luigi
Galvani realizou algumas observações, utilizando rãs
recentemente dissecadas. Em um dos experimentos,
Galvani tocou dois pontos da musculatura de uma rã
com dois arcos de metais diferentes, que estavam em
contato entre si, observando uma contração dos mús-
culos, conforme mostra a figura:
arco de ferro
arco de cobre
os músculos da rã se
contraem, e a perna
se move
Interpretando essa observação com os conheci-
mentos atuais, pode-se dizer que as pernas da rã
continham soluções diluídas de sais. Pode-se, tam-
bém, fazer uma analogia entre o fenômeno observado
e o funcionamento de uma pilha
Considerando essas informações, foram feitas as se-
guintes armações:
I. Devido à diferença de potencial entre os dois me-
tais, que estão em contato entre si e em contato
com a solução salina da perna da rã, surge uma
corrente elétrica
II. Nos metais, a corrente elétrica consiste em um
fluxo de elétrons.
III. Nos músculos da rã, há um fluxo de íons associa-
do ao movimento de contração.
Está correto o que se arma em
A I, apenas.
 III, apenas.
C I e II, apenas
 II e III, apenas
 I, II e III.
F
R
E
N
T
E
 3
275
25 UFRGS 2016 O quadro a seguir relaciona algumas se-
mirreações e seus respectivos potenciais padrão de
redução, em solução aquosa.
O3 + 2 H
+ + 2 e- O2 + H2O E
°
red = +2,07 V
H2O2 + 2 H
+ + 2 e- 2 H2O E
°
red = +1,77 V
HClO + H+ + e 
1
2
Cl2 + H2O E
°
red = +1,63 V
MnO
-
4 + 8 H
+ + 5 e- Mn
2+
+ 4 H2O E
°
red = +1,51 V
A partir desses dados, é correto armar que
A uma solução aquosa de hipoclorito poderá oxidar
os íons Mn2+.
 uma solução aquosa de H2O2 é um forte agente
redutor.
C o ozônio tem uma forte tendência a ceder elétrons
em solução aquosa
 a adição de H2O2 a uma solução aquosa, contendo
oxigênio dissolvido, promove a formação de ozô
nio gasoso
 o permanganato, entre as substâncias relacionadas
no quadro, é o mais poderoso agente oxidante.
26 Unisa 2017 Crômio hexavalente é uma forma oxidada
do metal crômio com alto poder carcinogênico, além
de possuir ação irritante e corrosiva no corpo humano.
Ele pode existir em duas formas: íons cromato -(CrO )
4
2
e íons dicromato -(Cr O ).
2 7
2 A conversão de íons -CrO
4
2
em íons
-
Cr O
2 7
2
 pode ser feita modificando-se o pH do
meio, de acordo com a equação:
2CrO 2H Cr O H O
4
2
2 7
2
2
+ +- + -
Por outro lado, a redução desses íons para a forma-
ção de Cr3+ pode ocorrer em meio ácido ou neutro,
conforme as reações:
+ + → + ° = +
+ + → + ° = -
- + - +
- - -
Cr O 14H 6e 2Cr 7 H O E 1,33 V
CrO 4H O 3e Cr(OH) 5OH E 0, 12 V
2 7
2 3
2
4
2
2 3
a) Explique, com base no princípio de Le Chatelier,
o que deve ocorrer com o pH de uma solução
para aumentar a porcentagem de íons -Cr O
2 7
2 em
relação aos íons
-
CrO
4
2
b) Para realizar a redução dos íons -Cr O ,
2 7
2 adicio
nam-se raspas de ferro metálico à solução desse
íon Considerando que o potencial de redução
do par Fe2+/Fe seja igual a 0,44 V equacione a
reação global da redução do íon -Cr O
2 7
2 a Cr3+,
utilizando o ferro metálico, e calcule a ddp dessa
reação.
27 Enem 2015 A calda bordalesa é uma alternativa em
pregada no combate a doenças que afetam folhas de
plantas Sua produção consiste na mistura de uma
solução aquosa de sulfato de cobre(II), CuSO4 com
óxido de cálcio, CaO, e sua aplicação só deve ser
realizada se estiver levemente básica A avaliação
rudimentar da basicidade dessa solução é realizada
pela adição de três gotas sobre uma faca de ferro
limpa Após três minutos, caso surja uma mancha
avermelhada no local da aplicação, afirma se que
a calda bordalesa ainda não está com a basicida-
de necessária O quadro apresenta os valores de
potenciais padrão de redução (E°) para algumas se-
mirreações de redução.
Semirreação de redução E° (V)
Ca2+ + 2 e → Ca –2,87
Fe3+ + 3 e → Fe –0,04
Cu2+ + 2 e- → Cu +0,34
Cu+ + e- → Cu +0,52
Fe3+ + e → Fe2+ +0,77
MOTTA, I S. Calda bordalesa: utilidades e preparo. Dourados:
Embrapa, 2008 (Adaptado).
A equação química que representa a reação de for
mação da mancha avermelhada é:
A Ca2+(aq) + 2 Cu+(aq) → Ca(s) + 2 Cu2+(aq)
 Ca2+(aq) + 2 Fe2+(aq) → Ca(s) + 2 Fe3+(aq).
C Cu2+(aq) + 2 Fe2+(aq) → Cu(s) + 2 Fe3+(aq).
 3 Ca2+(aq) + 2 Fe(aq) → 3 Ca(s) + 2 Fe3+(aq).
 3 Cu2+(aq) + 2 Fe(aq) → 3 Cu(s) + 2 Fe3+(aq).
28 PUC-SP 2014
Dado: todas as soluções aquosas citadas apresentam
concentração 1 mol ∙ L 1 do respectivo cátion metálico.
A gura a seguir apresenta esquema da pilha de Daniell:
e–
Zn0
Zn2+
Pilha de Daniel
Cu2+
Cu0
e–
+
gura de http://quimicasemsegredos.com/eletroquimica-pilhas.php
Nessa representação o par Zn/Zn2+ é o ânodo da pilha,
enquanto que o par Cu2+/Cu é o cátodo. A reação glo-
bal é representada por:
Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) ΔE = 1,10 V
Ao substituirmos a célula contendo o par Zn/Zn2+ por
Al/Al3+, teremos a equação
2 Al(s) + 3 Cu2+(aq) → 2 Al3+(aq) + 3 Cu(s) ΔE = 2,00 V
QUÍMICA Capítulo 7 Eletroquímica276
Uma pilha utilizando as células Al/Al3+ e Zn/Zn2+ é
melhor descrita por
ânodo cátodo ∆E (V)
A Zn/Zn2+ Al3+/Al 3,10
 Zn/Zn2+ Al3+/Al 0,90
C Al/Al3+ Zn2+/Zn 3,10
 Al/Al3+ Zn2+/Zn 1,55
 Al/Al3+ Zn2+/Zn 0,90
Texto para a questão 29.
Em um laboratório didático, um aluno montou pilhas
elétricas usando placas metálicas de zinco e cobre,
separadas com pedaços de papel-toalha, como mos-
tra a gura.
Utilizando três pilhas ligadas em série, o aluno montou
o circuito elétrico esquematizado, a m de produzir
corrente elétrica a partir de reações químicas e acen-
der uma lâmpada.
Com o conjunto e os contatos devidamente xados,
o aluno adicionouuma solução de sulfato de cobre
(CuSO4) aos pedaços de papel-toalha de modo a
umedecê-los e, instantaneamente, houve o acendi-
mento da lâmpada.
29 Unesp 2015 A tabela apresenta os valores de poten
cial padrão para algumas semirreações.
Equação de semirreação
E° (V)
(1 mol ⋅ L–1, 100 kPa e 25 °C)
2 H+(aq) + 2 e  H2(g) 0,00
Zn2+(aq) + 2 e  Zn(s) –0,76
Cu2+(aq) + 2 e  Cu(s) +0,34
Considerando os dados da tabela e que o experi
mento tenha sido realizado nas condições ambientes,
escreva a equação global da reação responsável pelo
acendimento da lâmpada e calcule a diferença de po-
tencial (ddp) teórica da bateria montada pelo estudante.
30 UEL 2013 Os talheres de prata, embora considerados
valiosos e prazerosos ao olhar, têm como incon-
veniente o escurecimento Sabe-se que o contato
desses utensílios com alimentos que contêm enxofre,
como ovos ou cebola, escurece a prata através da for
mação do sal insolúvel de cor preta, o Ag2S Em um
laboratório, duas experiências foram realizadas com o
intuito de recuperar o brilho da prata A primeira de-
las, realizada com eficiência, consistiu do uso de H2O2
para oxidar o S2−, na forma de Ag2S, em Ag2SO4 de
coloração branca Na segunda experiência, recobriu-
-se o fundo de uma caixa de plástico com uma folha
de alumínio, acrescentou-se água quente e uma co-
lher de sopa de sal de cozinha, depois depositou-se
os talheres enegrecidos de tal maneira que ficaram
em contato com o alumínio
Dados: I A 3e A s E° 1 67 V
II Ag e Ag s E° 8 V
III H O
3
2 2
. ,
,
.
l l
+
+
+ ( ) = -
+ ( ) =

 0 0
++ + =+2e 2H 2H O E° 1 78 V2 ,
a) Escreva a equação química balanceada do pro-
cesso de transformação do Ag2S em Ag2SO4 por
meio do uso de H2O2.
b) Analise se a segunda experiência pode ser usada
com eficiência para recuperar o brilho dos talhe-
res de prata. Justifique sua resposta.
31 Enem 2014 A revelação das chapas de raios X gera
uma solução que contém íons prata na forma de
( ) -Ag S O2 3 2
3
. Para evitar a descarga desse metal no
ambiente, a recuperação de prata metálica pode ser
feita tratando eletroquimicamente essa solução com
uma espécie adequada. O quadro apresenta semir
reações de redução de alguns íons metálicos.
Semirreação de redução E° (V)
+ +-Ag(S O ) (aq) e Ag(s) 2S O (aq)
2 3 2
3
2 3
2 +0,02
Cu2+(aq) + 2 e  Cu(s) +0,34
Pt2+(aq) + 2 e  Pt(s) +1,20
Al3+(aq) + 3 e  Al(s) –1,66
Sn2+(aq) + 2 e  Sn(s) –0,14
Zn2+(aq) + 2 e- Zn(s) 0,76
BENDASSOLLI, J. A. et al. “Procedimentos para a recuperação de Ag de resíduos
 líquidos e sólidos” Química Nova, v. 26, n. 4, 2003 (Adaptado)
Das espécies apresentadas, a adequada para essa
recuperação é
A Cu(s).
 Pt(s).
C Al3+(aq).
 Sn(s).
 Zn2+(aq).