2012 QUIMII 3PP

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QUÍMICA II 
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ASSINATURA__________________________________Nº__________TURMA________ 
 
1ª QUESTÃO: Valor 10,0 pontos (10 itens – 1,0 ponto cada) 
 
1.1) No sulfato de chumbo II (PbSO4), no sulfito de sódio (Na2SO3) e no 
sulfeto de cálcio (CaS) o número de oxidação do enxofre é, 
respectivamente, 
 
(A) + 6; + 4; – 2. 
(B) + 5; + 2; – 1. 
(C) + 6; + 4; – 1. 
(D) + 4; + 4; + 2. 
(E) + 6; + 2; – 2. 
 
Observe as informações referentes à questão 1.2. 
 
Considere algumas transformações que ocorrem no ambiente: 
I. Formação de dióxido de enxofre: 
S(s) + O2(g)  SO2(g) 
II. Interação da “chuva ácida” com mármore: 
2H
+
(aq) + CaCO3(s)  CO2(g) + H2O(l) + Ca
2+
(aq) 
III. Interação do monóxido de nitrogênio com ozônio (na 
estratosfera): NO + O3(g)  NO2(g) + O2(g) 
 
1.2) Dos processos descritos, reconhece-se interação que envolve oxi-
redução em: 
 
(A) I, somente. 
(B) II, somente. 
(C) III, somente. 
(D) I e III, somente. 
(E) I, II e III. 
 
1.3) Na reação de oxi-redução representada pela equação: 
Cr2O7
–2
(aq) + Cl
–
(aq) + H
+
(aq) → Cr
3+
(aq) + H2O + Cl2(g) 
Os coeficientes com os menores números inteiros que a tornam 
devidamente balanceada são, na ordem em que aparecem: 
 
(A) 4, 12, 26, 2, 7, 4. 
(B) 1, 6, 14, 2, 7, 3. 
(C) 2, 4, 14, 1, 14, 3. 
(D) 2, 12, 28, 4, 14, 6. 
(E) 2, 6, 14, 4, 7, 6. 
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Observe as informações referentes à questão 1.4. 
 
Após a incineração do lixo, faz-se a determinação de carbono não 
queimado e matéria fermentável por um método que se fundamenta na 
equação da reação seguinte: 
Na2C2O4 + KMnO4 + H2SO4  K2SO4 + Na2SO4 + MnSO4 + CO2 + H2O 
 
1.4) De acordo com a equação, assinale o item correto: 
 
(A) o agente oxidante é MnSO4. 
(B) o agente redutor é o H2SO4. 
(C) o número de oxidação do C variou de +3 para +4, perdendo um 
elétron. 
(D) houve aumento do número de oxidação do Mn. 
(E) a reação não é de óxido-redução. 
 
Observe a figura referente à questão 1.5. 
 
 
1.5) Na eletrólise aquosa do Na2SO4(aq), com eletrodos inertes, 
obteremos no anodo e no cátodo, respectivamente? 
 
(A) H2(g) e SO2(g). 
(B) Na(s) e SO2(g). 
(C) O2(g) e Na(s). 
(D) Na(s) e O2(g). 
(E) O2(g) e H2(g). 
 
Leia as informações referentes à questão 1.6. 
 
Existem pilhas, constituídas de um eletrodo de lítio e outro de 
iodo, que são utilizadas em marca-passos cardíacos. Seu 
funcionamento baseia-se nas seguintes semi-reações: 
Li
+
(aq) + 1é  Li
0
 E = - 3,04V 
I2(s) + 2é  2I
-
(aq) E = + 0,54V 
 
1.6) O catodo, o anodo, agente oxidante e agente redutor da pilha 
estão indicados, respectivamente, em 
 
(A) Li
0
, I2, I2, Li
0
. 
(B) Li
+
, I
-
, Li
0
, I
-
. 
(C) I2, Li
0, I2, Li
0. 
(D) I2, Li
0
, Li
+
, I2. 
(E) Li
0
, I2, I
-
, Li
0
. 
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ASSINATURA__________________________________Nº__________TURMA________ 
 
Leia o texto referente à questão 1.7. 
 
A corrosão eletroquímica opera como uma pilha. Ocorre uma 
transferência de elétrons quando dois metais de diferentes 
potenciais são colocados em contato. O zinco ligado à tubulação de 
ferro, estando a tubulação enterrada – pode-se, de acordo com os 
potenciais de eletrodo –, verificar que o anodo é o zinco, que logo 
sofre corrosão, enquanto o ferro, que funciona como cátodo, fica 
protegido. 
Dados: 
Potenciais-padrão de redução em solução aquosa: Temperatura = 25ºC; 
pressão = 1 atm; concentração da solução no eletrodo = 1,0 M. 
 
Semi-reação ΔEº(volt) 
Zn
2+
 + 2é → Zn(s) – 0,763 V 
Fe
2+
 + 2é → Fe(s) – 0,440 V 
 
1.7) Assinale a equação global da pilha com a respectiva diferença de 
potencial (ddp) da mesma: 
 
(A) Fe
2+
 + 2e → Zn2+ + 2e ΔE = + 0,232V. 
(B) Zn + Fe2+ → Zn2+ + Fe ΔE = + 0,323V. 
(C) Fe
2+
 + Zn → Zn + Fe2+ ΔE = – 0,323V. 
(D) Fe + Zn → Zn2+ + Fe2+ ΔE = + 0,323V. 
(E) Fe
2+
 + 2e → Zn2+ + 2e ΔE = - 0,232V. 
 
Observe as informações referentes à questão 1.8. 
 
Em um tanque metálico subterrâneo de um posto de combustível é 
colocado um pedaço de magnésio, soldado ao tanque, para evitar que 
este sofra corrosão precoce. 
Mg
2+ 
+ 2e–  Mg E0 = – 2,37 V 
Fe
2+ 
+ 2e–  Fe E0 = – 0,44 V 
 
1.8) O pedaço de magnésio atua como: 
 
(A) Oxidante do tanque. 
(B) Metal de sacrifício. 
(C) catalisador da corrosão. 
(D) Metal que sofre redução. 
(E) Intermediário da reação. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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Observe as semi-reações e reações referentes à questão 1.9. 
 
Semi-reações: 
Mg
2+
 + 2é  Mg E0 = - 2,34 V 
Ni
2+
 + 2é  Ni E0 = - 0,25 V 
Cu
2+
 + 2é  Cu E0 = + 0,35 V 
Ag
2+
 + 2é  Ag E0 = + 0,80 V 
 
Reações: 
I. Mg + Ni2+  Mg2+ + Ni. 
II. Ni + Cu2+  Ni2+ + Cu. 
III. 2Ag+ + Mg  Mg2+ + Ag. 
IV. Ni2p+ + 2Ag  Ni + 2 Ag. 
 
1.9)A análise das reações I, II, III e IV permite concluir que 
 
(A) Somente II e III são espontâneas. 
(B) Somente III e IV são espontâneas. 
(C) Somente I e II são espontâneas. 
(D) Somente I, II e III são espontâneas. 
(E) I, II, III e IV são espontâneas. 
 
 
1.10) A massa de sódio depositada, quando uma corrente de 15A 
atravessa uma certa quantidade de NaCl fundido durante 20,0 minutos, 
é: Dados: carga de 1 mol de elétrons = 96500C 
 
(A) 42,9 g. 
(B) 6,62 g. 
(C) 4,29 g. 
(D) 66,2 g. 
(E) 10,9 g. 
 
 
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ASSINATURA__________________________________Nº__________TURMA________ 
 
2ª QUESTÃO: Valor 10,0 pontos (5 itens - 2,0 pontos cada) 
 
2.1) No processo: Cu
0
 + HNO3  Cu(NO3)2 + NO2 + H2O. 
 
a) Determine os coeficientes da equação balanceada. 
b) Identifique o agente redutor e oxidante da reação. 
 
Resposta: 
a) 1Cu0 + 4HNO3  1Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 
 
b) Agente redutor: Cu0 
Agente oxidante: HNO3 
 
2.2) A bateria de chumbo usada em automóveis é constituída de um 
conjunto de pilhas com os eletrodos imersos em solução de ácido 
sulfúrico. as semi-reações e os potenciais de redução à 25ºC são: 
PbSO4 + 2é  Pb + SO4
2-
 E
0
 = - 0,34 V 
PbO2 + SO4
2-
 + 4H
+
 + é  PbSO4 + 2H2O E
0
 = + 1,66 V 
 
a) Escreva a equação global e calcule a diferença de potencial da 
pilha (ddp). 
b) Indicar o número de oxidação do chumbo nas substâncias PbSO4, PbO2 
e Pb na pilha. 
 
Resposta: 
a) PbO2 + Pb + 4H
+
  PbSO4 + 2H2O E
0
 = 2,0 V. 
b) PbSO4 = +2 
PbO2 = + 4 
Pb = 0 
 
2.3) Os quatro frascos apresentados a seguir contêm soluções 
salinas de mesma concentração molar, a 25 °C. Em cada frasco, 
encontra-se uma placa metálica mergulhada na solução. 
 
 
 
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Identifique o frasco em que ocorre reação química espontânea e 
escreva a respectiva equação. 
 
Resposta: 
No frasco II: Fe + CuSO4  FeSO4 + Cu 
 
 
ASSINATURA__________________________________Nº__________TURMA________ 
 
2.4) Observe a célula eletroquímica representada: 
 
 
Dados: 
Pb
2+
 + 2é  Pb E0 = - 0,13 V 
Cu
2+
 + 2é  Cu E0 = + 0,34 V 
 
a) Qual é o sentido do fluxo de elétrons. 
b) Escreva a equação global da pilha e calcule a diferença de 
potencial da pilha (ddp). 
 
Resposta: 
a) Os elétrons saem do Pb (anodo ou polo negativo) e vão para o Cu2+| 
Cu (catodo ou polo positivo). 
b) Pb + Cu2+  Cu + Pb2+ E0 = + 0,47 V. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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 7/82.5)Muitas latas utilizadas em embalagens de alimentos 
industrializados são formadas a partir de uma folha de ferro 
revestida internamente por uma camada de estanho metálico. A 
aplicação desta camada sobre o ferro se dá por meio de um processo 
de eletrodeposição, representado pela seguinte reação: 
Sn
2+
(aq) + 2é  Sn(s) 
Admitindo que em uma lata exista, em média, 1,19 x 10
-3
 g de estanho 
e que 1F =96500 C, calcule o tempo necessário para eletrodeposição 
de uma lata, mediante o emprego de uma corrente elétrica com 
intensidade de 0,100 A. 
 
Resposta: 
t = 19,3 s.