Exercícios de Eletroquímica - Profº Agamenon Roberto

Prof. Agamenon Roberto ELETROQUÍMICA www.agamenonquimica.com 1

ELETROQUÍMICA

01)As relações existentes entre os fenômenos elétricos e as reações químicas são estudadas:

a) na termoquímica. b) na eletroquímica. c) na cinética química. d) no equilíbrio químico. e) na ebuliometria.

02)Em uma pilha de zinco e chumbo, a reação que ocorre é a seguinte:

Pb (aq) 2+ + Zn (s) � Pb (s) + Zn (aq)

2+

Assinale a proposição falsa:

a) O pólo negativo é o eletrodo de zinco. b) O cátodo é o eletrodo de zinco. c) O eletrodo de zinco sofre corrosão. d) No circuito externo, os elétrons fluem do eletrodo de zinco para o eletrodo de chumbo. e) Na solução a corrente elétrica é formada por íons.

03)Na pilha Zn, Zn 2+ // Cu 2+, Cu, teremos:

a) O Zn ganha elétrons. b) A placa de zinco aumenta de massa. c) A placa de zinco é o pólo positivo. d) Os elétrons fluem pelo fio do zinco para o cobre. e) A placa de cobre é o pólo negativo.

04)O pólo onde saem os elétrons, em uma pilha, é:

a) cátodo. b) pólo positivo. c) ânodo. d) o eletrodo que aumenta a massa. e) o que ocorre redução.

05)Uma determinada pilha consiste em uma semicela, na qual um fio de prata está mergulhado numa solução 1 mol/L de nitrato de prata (AgNO3), e em outra, onde o fio de cobre está mergulhado numa solução 1 mol/L de sulfato de cobre (CuSO4). Na pilha descrita ocorre a seguinte reação:

2 Ag+(aq) + Cu(s) � 2 Ag(s) + Cu2+

(aq)

Nesta pilha:

a) O metal prata é o ânodo. b) O metal prata é oxidado. c) A concentração dos íons prata aumentará durante o processo. d) O fluxo de elétrons é no sentido do metal prata para o cobre. e) O metal prata é o pólo positivo.

06)Um alquimista maluco descobriu que o chumbo metálico pode ceder elétrons espontaneamente em soluções de AuCl3, e construiu a seguinte pilha:

Pb0, Pb2+ // Au3+, Au0

Para esta pilha, é correto afirmar:

a) O Au0 se reduz e o Au3+ se oxida. b) O alquimista transformou chumbo em ouro. c) O cátodo é o Au0 e o ânodo é o Pb0. d) A solução de Pb2+ ficará mais diluída. e) A solução de Au3+ ficará mais concentrada.

07) (Covest-2005) Podemos dizer que, na célula eletroquímica Mg(s) / Mg2+(aq) // Fe2+

(aq) / Fe(s):

a) o magnésio sofre redução. b) o ferro é o ânodo. c) os elétrons fluem, pelo circuito externo, do magnésio para o ferro. d) há dissolução do eletrodo de ferro. e) a concentração da solução de Mg2+ diminui com o tempo.


08) Indique a alternativa falsa, baseando-se nas afirmações referentes à pilha de Daniell:

a) É considerado pólo negativo o eletrodo de maior potencial de oxidação. b) Os elétrons migram do eletrodo de maior para o de menor potencial de oxidação. c) No eletrodo positivo ocorre corrosão e no negativo, aumento de massa. d) A ponte salina permite a mobilidade dos elétrons. e) O movimento dos elétrons do ânodo para o cátodo é chamada corrente elétrica.

09)Para recuperar prata de soluções aquosas contendo íons Ag +, costuma-se adicionar zinco metálico às soluções, pois a transformação: 2 Ag + + Zn0 � 2 Ag0 + Zn 2+ é espontânea. Pode-se concluir que:

a) O potencial de redução do Ag + / Ag0 é maior do que o do Zn 2+ / Zn0. b) Ocorre transferência de elétrons do Ag + para o Zn0. c) O Zn0 atua como oxidante e o Ag + como redutor. d) O Zn0 é menos redutor do que Ag0. e) Ocorre eletrólise do Ag + e do Zn0.

10) Sobre pilha podemos afirmar que: 0 0 No ânodo ocorre sempre oxidação. 1 1 No cátodo teremos o fenômeno de redução. 2 2 O ânodo é o pólo negativo. 3 3 O cátodo é o pólo positivo. 4 4 Uma reação química produz corrente elétrica.

11) Podemos observar na pilha de Cu e Zn, conhecida como pilha de Daniell que: Considere: Zn, Zn 2+ // Cu 2+, Cu

0 0 A placa de zinco se desgasta com o tempo. 1 1 A placa de zinco é o pólo positivo. 2 2 O eletrodo de cobre tem sua massa aumentada. 3 3 No pólo positivo está ocorrendo o fenômeno de redução. 4 4 O fluxo de elétrons, pelo fio, é do eletrodo de zinco para o de cobre.

12) (UFMG) Mergulhando uma placa de cobre dentro de uma solução de nitrato de prata, observa-se a formação de uma coloração azulada na solução, característica da presença de Cu+2

(aq), e de um deposito de prata. Sobre essa reação, pode-se afirmar corretamente que:

a) A concentração dos íons nitrato diminui no processo. b) O cobre metálico é oxidado pelos íons prata. c) O íon prata cede elétrons à placa de cobre. d) O íon prata é o agente redutor. e) Um íon prata é reduzido para cada átomo de cobre arrancado da placa.

13) Dadas as seguintes semi-reações:

+

+

+

+ +

+

+

+

+

+

+

+

><

><

><

><( aq ) ( aq )H

Ca Ca

Zn Zn

Cu Cu

0

0

0

0

0

0

0

2

2

2

2 222

e

e

e

e

E

E

E

E

2,87 V

0,76 V

0,34 V

H ( g ) 0,00 V

I)

II)

III)

IV)

=

=

=

=

Cl Cl

É correto afirmar que:

0 0 O zinco tem maior potencial de redução do que o cálcio. 1 1 Zinco metálico em contato com íons cálcio irá formar íons zinco e cálcio metálico. 2 2 Ao mergulhar uma barra de zinco em ácido clorídrico concentrado irá ocorrer a seguinte reação:

Zn (s) + 2 HCl (aq) � ZnCl2 (aq) + H2 (g). 3 3 Ao mergulhar uma barra de cobre em ácido clorídrico concentrado irá ocorrer a seguinte reação:

Cu (s) + 2 HCl (aq) � CuCl2 (aq) + H2 (g). 4 4 Uma pilha constituída por eletrodos de cobre e zinco terá d.d.p igual a 1,10 V.


14) Assinale a opção que contém, respectivamente, a d.d.p., ânodo, cátodo e número de elétrons envolvidos na reação global da pilha galvânica padrão de Zn e Cr.

Dados: Zn 2+ + 2 e – � Zn Eo = – 0,76 V Cr 3+ + 3 e – � Cr Eo = – 0,74 V

a) – 0,02 V; Zn; Cr; 3. b) + 0,02 V; Zn; Cr; 6. c) – 0,70 V; Zn; Cr; 6. d) + 0,70 V; Cr; Zn; 3. e) + 0,02 V; Cr; Zn; 2.

15) A d.d.p. da pilha Ca / Ca 2+ // Pb 2+ / Pb é igual a: Sabendo-se que: Ca 2+ + 2 e – � Ca E o = – 2,76 V

Pb 2+ + 2 e – � Pb E o = – 0,13 V

a) + 2,89 V b) + 2,63 V c) – 2,89 V d) – 2,63 V e) + 2,73 V

16)Você já deve ter sentido uma “dor fina” ao encostar-se a 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 pela obturação.

Considere as informações a seguir e marque a opção que apresenta a ddp ou fem da pilha, o cátodo e o ânodo, nessa ordem.

Dados: Al 3+ + 3 e – � Al (s) E0 = – 1,66 V

Hg22++ 2 e – � 2 Hg (liga com prata) E

0 = + 0,85 V ddp cátodo ânodo

a) + 0,81 V Hg22+ Al (s)

b) – 0,81 V Al 3+ Hg (s) c) – 2,51 V Hg2

2+ Al (s) d) + 2,51 V Al 3+ Hg (s) e) + 2,51 V Hg2

2+ Al (s) 17) Nas semi-reações:

Au0 � Au3+ + 3 e – Cu0 � Cu2+ + 2 e –

O ânodo, o cátodo e a ddp da pilha são, respectivamente: Dados: E0 red , Au = + 1,50 V E0 red , Cu = + 0,34 V

a) cobre, ouro e + 1,16 V. b) ouro, cobre e + 1,16 V. c) ouro, cobre e – 2,32 V d) cobre, ouro e – 2,32 V e) ouro, cobre e – 1,16 V

18) (PUC-SP) Uma faca de ferro foi esquecida dentro de uma solução 1,0 mol/L de nitrato mercúrico. De

acordo com essa informação e com as semi-reações a seguir, é correto afirmar que:

Hg Hg2

2

e

e

2 +

2 ++

+Fe Fe

E° = + 0,85 V

E° = - 0,44 V

-

-

a) a faca irá dissolver-se. b) o ferro irá sofrer redução. c) o ferro será o agente oxidante da reação. d) os íons Fe2+ em solução receberão elétrons do mercúrio metálico. e) os íons mercúrico da solução sofrerão oxidação.


19) Considere as semi-reações:

AgFLiCrBr

12

3

+ - 0,802,873,050,741,09

+ e

1 -+ e

-+ e

-+ e -+ e 2

2

2

+

+

+

-

-

AgF

LiCr

Br

2

2

-

-

E o (Volts)

Entre as espécies Ag, F 1-, Li, Br 1- e Cr pode-se afirmar que o pior agente redutor é: a) Li b) Ag c) F 1- d) Br- e) Cr

20) (Covest-2002) A pilha secundária ou bateria de sódio-enxofre, utilizada no carro elétrico Ford Ecostar, é

uma das mais intrigantes, pois os reagentes são líquidos e o eletrólito é sólido. As semi-reações e seus potenciais de redução padrão são, respectivamente,

Na+ + e– Na – 2,7 V S8 + 16 e– 8 S2– – 0,5 V

Qual é o potencial, em Volts, gerado pela associação em série de cinco destas baterias (pilhas secundárias)?

Resp: 11.

Justificativa: O potencial padrão de uma pilha é calculado pela equação:

oânododoredução

ocatododoredução

opilha ε−ε=ε

Logo, o potencial de uma célula de sódio-enxofre será: ( ) V2,2V7,2V5,0pilha =−−−=°ε

O potencial gerado pela associação em série de baterias é dado pelo somatório dos potenciais de cada bateria. Portanto o potencial gerado pela associação em série de 5 baterias de sódio-enxofre será: 5 x (2,2 V) = 11 Volts

21) Em uma pilha Al, Al 3+ // Zn 2+, Zn o valor da d.d.p. é: Dados: Zn 2+ + 2 e – � Zn E0 = – 0,76 V Al 3+ + 3 e – � Al E0 = – 1,66 V

a) + 1,66 V. b) – 0,76 V. c) + 0,90 V. d) + 2,42 V. e) – 2,42 V.

22) Uma pilha funciona com base nos seguintes valores de potenciais padrão de oxidação: Al � Al 3+ + 3 e – E° = + 1,66 V Cu � Cu 2+ + 2 e – E° = – 0,34 V É incorreta afirmar que:

a) A placa de cobre está diminuindo de massa. b) Na reação total da pilha, o alumínio é o agente redutor. c) O eletrodo de alumínio funciona como ânodo. d) A d.d.p. da pilha é igual 2,0 V. e) Os íons cúpricos em solução estão sofrendo redução.


23) (VALE DO SAPUCAÍ-MG) Considere as seguintes semi-equações e seus respectivos potenciais padrão: Zn 2+

(aq) + 2 e – � Zn (s) E 0 = – 0,763 V.

Pb 2+(aq) + 2 e – � Pb (s) E 0 = – 0,126 V.

Ag 2+(aq) + 2 e – � Ag (s) E 0 = + 0,799 V.

Assinale a opção correspondente ao esquema que representa corretamente o funcionamento de uma célula galvânica operando espontaneamente.

a) .

b)

c)

d)

e) impossível montar uma pilha galvânica com estes eletrodos.

e e

ponte salina

V

+Zn

Zn

2 +Pb

Pb

2

e e

ponte salina

V

+Zn

Zn

2 +Pb

Pb

2

e e

ponte salina

V

+Zn

Zn

2 +Ag

Ag

e e

ponte salina

V

+Zn

Zn

2 +Ag

Ag


24)Dado o esquema relativo a uma pilha e sabendo-se que os elétrons fluem do eletrodo de magnésio para o eletrodo de zinco, podemos afirmar que:

Mg Zn

Mg2+

Mg2+ Zn

2+

Zn 2+

a) a reação não é espontânea. b) o eletrodo de magnésio é o pólo positivo. c) o eletrodo de zinco é o cátodo. d) o eletrodo de zinco sofre corrosão. e) a concentração de Mg2+ diminui.

25) O esquema representa uma célula galvânica, onde:

Mg Zn

Mg2+

Mg2+ Zn

2+

Zn 2+

+

+

E

E

0

0

-

-

-

-

Mg Mg

ZnZn

2+

2+

2 e

2 e

= 2,37 V

= 0,76 V

Sobre esta célula, são feitas as seguintes afirmações: I. Deixando a pilha funcionar haverá fluxo de elétrons do eletrodo de zinco para o eletrodo de

magnésio. II. A reação global da pilha é Zn + Mg2+ � Zn2+ + Mg E0 = + 3,13 V. III. Na pilha, o eletrodo de Mg perde massa. IV. O eletrodo de Zn é denominado cátodo.

Das afirmações anteriores são corretas apenas:

a) todas. b) I e II. c) II e III. d) III e IV. e) II.

26) (UFPE) Considere uma cela galvânica formada por semicelas padrão de cobre e de zinco, cujos

potenciais de redução são os seguintes:

Cu2+ + 2 e – � Cu E0 = + 0,34 V Zn2+ + 2 e – � Zn E0 = – 0,76 V. É correto afirmar que:

a) Os elétrons no circuito externo fluirão do eletrodo de cobre para o eletrodo de zinco. b) O potencial padrão da cela é – 0,42 V. c) Quando o equilíbrio for atingido não haverá diferença de potencial entre os eletrodos. d) Os íons zinco são reduzidos a zinco metálico. e) O eletrodo de cobre é o cátodo.


27) Uma célula galvânica é constituída de 2 eletrodos:

1º eletrodo: 1 lâmina de ferro metálico submersa numa solução de FeSO4 1 mol/L. 2º eletrodo: 1 lâmina de prata metálica submersa numa solução de AgNO3 1 mol/L.

Sabendo que os potenciais normais de redução desses metais são: Fe2+ + 2 e – � Fe E0 = – 0,44 V. Ag+ + 1 e – � Ag E0 = + 0,80 V.

O potencial dessa célula, quando os dois eletrodos são ligados entre si internamente por uma ponte salina e externamente por um fio de platina, será:

a) + 0,36 V. b) – 0,36 V. c) – 1,24 V. d) – 1,36 V. e) + 1,24 V.

28) As pilhas são largamente utilizadas no mundo moderno, e o esquema abaixo mostra uma pilha montada a partir de placas de níquel e zinco.

Com base na informação e em seus conhecimentos sobre eletroquímica, pode-se afirmar que Dados: Zn 2+

(aq) + 2 e – � Zn (s) E 0 = – 0,76 V.

Ni 2+(aq) + 2 e – � Ni (s) E 0 = – 0,25 V.

ponte salina

V

+Zn

Zn

2+Ni

Ni

222

SOSO44

a) A concentração dos íons Ni 2+ na solução de NiSO4 aumenta. b) A ponte salina evita a migração de íons do ânodo para o cátodo. c) A placa de zinco diminui de massa. d) O potencial de oxidação do níquel é maior que o do zinco. e) A concentração de íons nas soluções não afeta o funcionamento da pilha.

29) Quando uma porção de bombril é mergulhada numa solução 0,10 mol/L de sulfato de cobre, durante um dia, todas as observações a seguir podem ser confirmadas, exceto:

Dados: Fe3+ + 3 e – � Fe E0 = – 0,04 V. Cu2+ + 2 e – � Cu E0 = + 0,34 V.

a) O bombril permanecerá inalterado. b) Os íons sulfato permanecerão na solução. c) A solução conterá íons Fe3+ e Cu2+. d) A solução de sulfato de cobre mudará de cor. e) O bombril será recoberto por uma substância avermelhada.

30) (PUC-SP) Uma pilha-padrão que é formada por Cu/Cu(NO3)2 e Fe/FeSO4 apresenta um potencial igual a 0,78 volt. Conhecendo-se o potencial-padrão de redução de Cu2+ + 2 e – � Cu, que é E0 = 0,34 volt, e sabendo-se que o eletrodo de Fe(s) se dissolve, pergunta-se:

Qual é o potencial-padrão de redução de Fe2+ + 2 e – � Fe(s)?

a) 0,44 V. b) 1,12 V. c) – 0,44 V. d) – 1,12 V. e) 2,29 V.


31) (Covest-2003) O desenvolvimento de novas baterias recarregáveis é importante para a miniaturização de equipamentos portáteis (celulares) e médicos (marca-passos). A escolha dos materiais ativos destas baterias envolve inúmeras variáveis, como, diferença de potencial gerada, toxicidade, custo etc. Considere o esquema de uma pilha apresentado abaixo e os dados de potenciais padrão de eletrodos (E0), do quadro a seguir:

eletrodo demetal M

MZ+(aq)Al3+

(aq)

(Z= carga do íonmetálico M)

eletrodode Al

ponte salina

voltímetro interruptor

Semi -reação E0 (V)

Ag+ (aq) + e → Ag (s) + 0,80

Cu 2+ (aq) + 2 e → Cu (s) + 0,34

2 H + (aq) + 2 e → H2 (g) 0,00

Pb 2+ (aq) + 2 e → Pb (s) – 0,13

Sn 2+ (aq) + 2 e → Sn (s) – 0,14

Zn 2+ (aq) + 2 e → Zn (s) – 0,76

Al 3+ (aq) + 3 e → Al (s) – 1,66

Mg 2+ (aq) + 2 e → Mg (s) – 2,36

Com relação a esta pilha, após o interruptor ser fechado, julgue as afirmativas abaixo se baseando nos dados de potencial padrão:

0 0 Quando M = Zn (s), o alumínio se reduzirá. 1 1 Quando M = Ag (s), o voltímetro marcará o valor 0,86 V. 2 2 Quando M = Mg (s), ocorrerá um fluxo de elétrons do eletrodo de Mg para o de Al. 3 3 Quando M = Pb (s), o eletrodo de Pb será consumido. 4 4 Quando M = Cu (s), a seguinte semi-reação ocorrerá: Cu(s) → Cu 2+

(aq) + 2 e.

Resposta: F F V F F

Justificativa: O potencial da pilha, E = E0(cátodo) – E0(ânodo), é sempre positivo. 0-0) E = (–0,76) – (–1,66) = 0,90 V, temos as seguintes semi-reações ocorrendo no cátodo: 3 Zn2+(aq) + 6 e → 3 Zn(s) e no

ânodo: 2 Al(s) → 2 Al3+(aq) + 6 e. Logo, o zinco é reduzido. 1-1) E = (+0,80) – (–1,66) = 2,46 V, temos as seguintes semi-reações ocorrendo no cátodo: 3 Ag+(aq) + 3 e → 3 Ag(s) e no

ânodo: Al(s) → Al3+(aq) + 3 e. Logo, o valor que o voltímetro marcará é 2,46 V. 2-2) E = (–1,66) – (–2,36) = 0,70 V, temos as seguintes semi-reações ocorrendo no cátodo: Al3+(aq) + 3 e → Al(s) e no

ânodo: Mg(s) → Mg2+(aq) + 2 e. Logo, o alumínio se reduz, recebendo elétrons provenientes da oxidação do Mg, sendo então o fluxo de elétrons no sentido do eletrodo de Mg para o eletrodo de Al.

3-3) E = (–0,13) – (–1,66) = 1,53 V, temos as seguintes semi-reações ocorrendo no cátodo: 3 Pb2+(aq) + 6 e → 3 Pb(s) e no ânodo: 2 Al(s) → 2 Al3+(aq) + 6 e. Logo, o eletrodo de Al será consumido.

4-4) E = (+0,34) – (–1,66) = 2,00 V, temos as seguintes semi-reações ocorrendo no cátodo: 3 Cu2+(aq) + 6 e → 3 Cu(s) e no ânodo: 2 Al(s) → 2 Al3+(aq) + 6 e.

32) (Cesgranrio-RJ) Uma industria que necessita estocar solução de nitrato de níquel II (Ni2+/Ni: – 0,25 V) dispõe dos tanques I,II, III e IV relacionados a seguir:

• Tanque I: construído de ferro (Fe2+ / Fé: – 0,44 V). • Tanque II: construído de chumbo (Pb2+ / Pb: – 0,13 V). • Tanque III: revestido de zinco (Zn2+ / Zn: – 0,76 V). • Tanque IV: revestido de estanho (Sn2+ / Sn: – 0,14 V).

Quais tanques poderão ser usados para que a solução a ser estocada não se contamine (não reaja com o recipiente)?

a) I e IV. b) II e III. c) II e IV. d) III e IV. e) I e III.


33) (PUCCAMP-SP) Nas pilhas secas, geralmente utilizadas em lanternas, há um envoltório de zinco metálico e um bastão central de grafita rodeado de dióxido de manganês e pasta úmida de cloreto de amônio e cloreto de zinco.

As reações são complexas, porém, quando o fluxo de corrente é pequeno, as reações podem ser representadas por:

Ânodo: Zn(s) � 2 e – + Zn2+

Cátodo: 2 MnO2(s) + 2 NH4+ + 2 e – � Mn2O3(s) + 2 NH3 + H2O

À medida que a pilha seca vai sendo gasta, há aumento nas massas de:

a) zinco metálico e água. b) dióxido de manganês. c) sais de amônio e de zinco. d) zinco metálico e dióxido de manganês. e) amônia, água sais de zinco e óxido de manganês III.

34) (Cesgranrio-RJ) Observe a célula eletroquímica representada:

Pb

Pb2+

Pb2+

Pb2+

Cu

Cu 2+

Cu 2+Cu

2+

Considere os potenciais: Pb+2 + 2 e � Pb E0 = – 0,13 V

Cu+2 + 2 e � Cu E0 = + 0,34 V

Podemos afirmar corretamente sobre essa célula que:

a) O eletrodo de chumbo é o catodo, e a ddp da pilha é – 0,47 V. b) O eletrodo de chumbo é o anodo, e a ddp da pilha é + 0,47 V. c) A transferência de elétrons se dá do cobre para o chumbo porque o E0 do Cu > E0 dp Pb. d) A ddp da pilha é + 0,21 V, e a oxidação ocorre no eletrodo Cu / Cu+2. e) A reação global espontânea da pilha é Pb+2 + Cu � Cu+2 + Pb com ddp = – 0,47 V.

35) (Covest-2006) O ácido ascórbico, mais conhecido por vitamina C, é uma substância que apresenta

atividade redox. Sendo o potencial de redução do ácido ascórbico, em pH 7, igual a 0,06 V, podemos compará-lo com outras substâncias conhecidas, cujos potenciais de redução a pH 7 são também apresentados:

O2 (g) + 4 e- + 4 H+(aq) → 2 H2O (l) E = 0,816 V Fe3+ (aq) + e- → Fe2+ (aq) E = 0,77 V 2 H+(aq) + 2 e- → H2(g) E = - 0,42 V

Com base nessas informações, podemos afirmar que o ácido ascórbico deve ser capaz de:

a) reduzir o íon Fe3+. b) oxidar o íon Fe2+. c) oxidar o O2. d) reduzir a água. e) oxidar o íon H+.


36) (Cesgranrio-RJ) O esquema abaixo representa a pilha ferro-hidrogênio (eletrodo-padrão).

Fe

Fe2+

Fe2+

Fe2+ + +

+

0,44 V

H H

H

H2

O voltímetro indica a força eletromotriz em condições-padrão. O anodo dessa pilha e o potencial-padrão de redução do ferro são, respectivamente:

a) eletrodo de ferro e – 0,44 V. b) eletrodo de ferro e + 0,22 V. c) eletrodo de ferro e + 0,44 V. d) eletrodo de hidrogênio e – 0,44 V. e) eletrodo de hidrogênio e + 0,44 V.

37) (Covest-2006) O ânion Pp− pode participar de reações de óxidoredução produzindo tanto o Pp2−, quanto a espécie neutra Pp, ambos inócuos. Analisando a Tabela, avalie as afirmações abaixo.

Ag+(aq) + e− � Ag(s) Eo = 0,80 V

Pp−(aq) + e− � Pp2− (aq) Eo = 0,40 V

Cu2+(aq) + 2e− � Cu(s) Eo = 0,34 V

Sn2+(aq) +2e− � Sn(s) Eo = – 0,14 V

Ni2+(aq) + 2e− � Ni(s) Eo = – 0,23 V

Pp(aq) + e− � Pp−(aq) Eo = – 0,51V

Zn2+(aq)+ 2e− � Zn(s) Eo = – 0,76 V

0 0 O potencial-padrão para a reação de Pp− com cobre metálico é negativo,

∆Eo = – 0,06V. 1 1 A reação do Pp− com o cobre será espontânea. 2 2 A presença de íons Ni2+ no meio poderia tornar o Pp− inócuo. 3 3 A equação Pp−(aq) + Sn(s) � Pp2−(aq) + Sn2+(aq) está balanceada. 4 4 O íon Pp− pode sofrer tanto oxidação quanto redução, dependendo das condições.

38) (Rumo-2004) Três placas de zinco, ferro e cobre, respectivamente, são mergulhadas em uma solução aquosa de ácido clorídrico 0,1 mol/L. Conhecendo os potenciais-padrão de redução a 25°C mostrados na tabela a seguir,

Semi-reação Potenciais-padrão Redução, E° (V) Zn 2+

(aq) + 2 e – � Zn(s) – 0,76 Fe 2+

(aq) + 2 e – � Fe(s) – 0,44 2 H +(aq) + 2 e – � H2 (s) 0,00 Cu 2+

(aq) + 2 e – � Cu(s) 0,34

É correto afirmar que haverá dissolução:

a) só da placa de cobre. b) das placas de zinco e cobre. c) das placas de ferro e cobre. d) das placas de zinco e ferro. e) de todas as placas.


39) (Cesgranrio-RJ) 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 que sofre preferencialmente a ação do agente oxidante.

canalização

barra de metal protetor

Dados:

Fe 2+ + 2 e – � Fe 0 E 0 = – 0,44 V. Cu 2+ + 2 e – � Cu 0 E 0 = + 0,34 V. Ag + + e – � Ag 0 E 0 = + 0,80 V. Pb 2+ + 2 e – � Pb 0 E 0 = – 0,13 V. Ni 2+ + 2 e – � Ni 0 E 0 = – 0,25 V. Mg 2+ + 2 e – � Mg 0 E 0 = – 2,37 V.

Considerando uma tubulação de ferro, assinale a opção que se refere ao elemento que pode ser utilizado como protetor:

a) Cu. b) Ag. c) Pb. d) Ni. e) Mg.

40) (PUCCAMP-SP) Nas pilhas secas, geralmente utilizadas em lanternas, há um envoltório de zinco

metálico e um bastão central de grafita rodeado de dióxido de manganês e pasta úmida de cloreto de amônio e de zinco, conforme a figura abaixo.

bastão central de grafita rodeado por MnO úmido2

o eletrólito é uma pasta úmida de NH C l4

2ZnC é um complementoinerte

l

zinco papel poroso

envoltório de plástico

As reações são complexas, porém quando o fluxo de corrente é pequeno, as reações podem ser representadas por:

Ânodo:

Zn (s) � Zn 2+ + 2 e –

Cátodo:

2 MnO2(s) + 2 NH4+ + 2 e – � Mn2O3(s) + NH3 + H2O

À medida que a pilha seca vai sendo gasta, há aumento nas massas de:

a) zinco metálico e água. b) dióxido de manganês. c) sais de amônio e de zinco. d) zinco metálico e dióxido de manganês. e) amônia, água, sais de zinco e óxido de manganês III.


41) (Covest-2005) Considerando os potenciais-padrão a 25°C

Semi-reação Potenciais-padrão, E°, V

Ag+ (aq) + e− → Ag(s) 0,80

Cu2+ (aq) + 2e− → Cu(s) 0,34

2 H+ (aq) + 2e− → H2(g) 0 (por definição)

Fe2+ (aq) + 2e− → Fe(s) -0,44

Zn2+ (aq) + 2e− → Zn(s) -0,76

e supondo todas as substâncias no estado-padrão:

0 0 O íon ferroso é um oxidante em presença de zinco metálico, mas não reage com cobre metálico.

1 1 Na pilha Cu / Cu2+ // Ag+ / Ag o eletrodo de cobre é o ânodo, e o eletrodo de prata é o cátodo.

2 2 O cobre metálico reage espontaneamente com uma solução de ácido clorídrico. 3 3 O zinco metálico é um agente redutor mais forte que o ferro metálico. 4 4 Ao se mergulhar uma placa de ferro numa solução de nitrato de prata, poderá ocorrer a

seguinte reação espontânea: Fe(s) + 2 Ag+ (aq) → Fe2+(aq) + 2 Ag(s)

Resposta: VVFVV

Justificativa: 0-0) Verdadeira. O íon ferroso é um oxidante em presença de zinco metálico, pois somando as semi-reações:

Fe2+ (aq) + 2e− → Fe(s) E° = - 0,44 V Zn(s) → Zn2+ (aq) + 2e− E° = + 0,76 V tem-se: Fe2+ (aq) + Zn(s) → Zn2+ (aq) + Fe(s) E° = + 1,20 V > 0 ⇒ reação espontânea. O íon ferroso não reage com cobre metálico, pois somando as semi-reações: Fe2+ (aq) + 2e− → Fe(s) E° = - 0,44 V Cu(s) → Cu2+ (aq) + 2e− E° = - 0,34 V tem-se: Fe2+ (aq) + Cu(s) → Cu2+ (aq) + Fe(s) E° = - 0,78 V < 0 ⇒ reação não-espontânea.

1-1) Verdadeira. As semi-reações dessa pilha serão: Cu(s) → Cu2+ (aq) + 2e− (1) 2 Ag+ (aq) + 2e− → 2Ag(s) (2) (1) é uma semi-reação de oxidação, portanto o eletrodo de cobre é o ânodo. (2) é uma semi-reação de redução ⇒ o eletrodo de prata é o cátodo.

2-2) Falsa. Ao somar as semi-reações: Cu(s) → Cu2+ (aq) + 2e− E° = - 0,34 V 2 H+ (aq) + 2e− → H2(g) E° = 0 V a reação global tem E° = - 0,34 V < 0

3-3) Verdadeira. Da tabela: Zn(s) → Zn2+ (aq) + 2e− Eox° = 0,76 V Fe(s) → Fe2+ (aq) + 2e− Eox° = 0,44 V Quanto maior o potencial de oxidação da espécie, maior seu poder oxidante.

4-4) Verdadeira. Ao somar as semi-reações: Fe(s) → Fe2+ (aq) + 2e− E° = + 0,44 V 2 Ag+ (aq) + 2e− → 2Ag(s) E° = + 0,80 V

tem-se: Fe(s) + 2 Ag+ (aq) → Fe2+(aq) + 2 Ag(s) E° = + 1,24 V >0 ⇒ reação espontânea. 42) (PUC-RJ) Numa pilha, utilizada como fonte de energia para relógios eletrônicos e calculadoras,

constituída de zinco e óxido de prata, ocorrem as seguintes reações:

Ag AgO OH

Zn Zn

OH

OH

2

2

2

2

22

2

2

(OH)

e

e E

E0

0++ +

+ +-

-

-

- = - 1,25 V

= + 0,344 V

A respeito desta pilha, assinale a afirmativa falsa:

a) O eletrodo de zinco cede elétrons. b) A fem da pilha é de, aproximadamente, 1,60 V. c) Nesta pilha, o cátodo é o óxido de prata. d) A reação espontânea da pilha é 2 Ag + Zn(OH)2 � Ag2O + Zn + H2O. e) O eletrodo de menor potencial-padrão de redução cede elétrons, sofrendo oxidação..


43) (UNICAP-2005/Q2) A figura abaixo representa uma pilha De acordo com os dados:

PbZn

Pb2+

Pb2+ Pb

2+

Zn 2+

Zn 2+

Zn 2+

PbPbZn Zn2+2+

= + 0,76 V = + 0,13 V/ / e

0 0 A placa de zinco se oxida e a concentração de Pb2+ aumenta.

1 1 Pb0 deposita-se sobre o eletrodo de chumbo, aumentando sua massa.

2 2 Zn0 deposita-se sobre o eletrodo de zinco, aumentando sua massa. 3 3 Os elétrons se deslocam da placa de zinco para a placa de chumbo.

4 4 A diferença de potencial dessa pilha é de + 0,63 V.

44) (UNICAP-2007/Q2) Uma pilha “recarregável” alcalina de uso comercial é formada pelos elementos químicos níquel e cádmio. Participam também o hidróxido de níquel (III) e o hidróxido de potássio. Os potenciais padrão de redução das semi-reações envolvidas são os seguintes:

Cd2+ + 2 e– � Cd E0 = – 0,4 V

Ni3+ + 1 e– � Ni2+ E0 = 1,0 V

Considerando os dados acima:

0 0 A diferença de potencial da pilha Ni – Cd vale 0,6 V. 1 1 Na pilha Ni – Cd o metal Cd é o agente redutor do íon Ni2+. 2 2 O fluxo de elétrons, no circuito externo, vai do eletrodo de cádmio para o eletrodo de

hidróxido de níquel (III). 3 3 Durante a descarga da pilha os íons Ni2+ sofrem oxidação. 4 4 A reação global da pilha é: Cd + 2 Ni2+ � Cd2+ + 2 Ni3+.

45) (Covest-2009) Soluções de dicromato de potássio (K2Cr2O7), juntamente com ácido sulfúrico, têm sido

utilizadas, na lavagem de vidrarias de laboratório, particularmente, por serem sistemas bastante oxidantes. O produto da reação de oxidação do íon dicromato em meio ácido é o íon Cr3+. Sobre este sistema, podemos afirmar que:

a) na equação balanceada, para a semi-reação de redução do íon dicromato em meio ácido, 3 elétrons são transferidos por cada mol de dicromato reduzido.

b) o íon cromo (III) deve ser um agente redutor forte. c) em solução de pH = 3, o poder oxidante do dicromato deve ser maior que em pH = 1. d) o estado de oxidação do cromo, no dicromato de potássio, é +7. e) o potencial de redução padrão do íon dicromato deve ser maior que do íon H+.

Cr2O7

2 – + 14 H+ + 6 e – � 2 Cr3+ + 7 H2O

Em meio ácido, a reação é deslocada para a direita, então, o íon Cr 3+ é um redutor fraco e, o íon dicromato, por sofrer

redução, tem maior potencial de redução que o íon H +.

ELETRÓLISE

46) O processo da eletrólise relaciona-se com a:

a) dissociação de uma substância. b) ionização de uma substância. c) obtenção de corrente elétrica. d) decomposição de uma substância. e) dissolução de uma substância molecular.


47) (Vunesp-SP) Sódio metálico e cloro gasoso são obtidos industrialmente pela passagem de corrente elétrica por NaCl fundido.

Este processo de decomposição denomina-se:

a) osmose. b) eletrólise. c) hidrólise. d) pirólise. e) corrosão.

48) O alumínio é obtido industrialmente pela eletrólise ígnea da alumina (Al2O3). Indique a alternativa falsa:

a) O íon alumínio sofre redução. b) O gás oxigênio é liberado no ânodo. c) O alumínio é produzido no cátodo. d) O metal alumínio é agente oxidante. e) O íon O2- sofre oxidação.

49) (Mack-SP) Considere as tabelas de ordem decrescente de prioridade de descarga, respectivamente do ânodo e do cátodo.

ânionsnão-oxigenados > >

>

OH--

ânions oxigenados e o F

Ag > Cu > Fe > H > Mg > Na > Ca K+ + +2+ 2+ 2+ 2+

Por eletrólise da água, feita com eletrodos inertes adequados, obtém-se os gases hidrogênio e oxigênio, se for adicionado um eletrólito que pode ser:

a) KBr. b) NaCl. c) Fe(NO3)2. d) MgSO4. e) AgCl.

50) A figura abaixo representa a eletrólise da água.

Sobre esse sistema, todas as afirmativas são corretas, exceto :

a) O gás produzido no tubo A é o oxigênio. b) A massa do tubo A é maior que a do tubo B. c) O hidrogênio é produzido durante o processo. d) O tubo B está conectado ao pólo negativo. e) O gás produzido no tubo B é o oxigênio.

51) (Covest-90) Como produto da eletrólise da água, recolhe-se gás oxigênio no eletrodo positivo (ânodo) e gás hidrogênio no eletrodo negativo (cátodo). Assinale que afirmativa representa a razão entre os volumes dos gases recolhidos, nas mesmas condições de temperatura e pressão.

a) 1 volume de oxigênio para 1 volume de hidrogênio. b) 2 volumes de oxigênio para 1 volume de hidrogênio. c) 1 volume de oxigênio para 3/2 volumes de hidrogênio. d) 1 volume de oxigênio para 2 volumes de hidrogênio. e) 3/2 volumes de oxigênio para 1 volume de hidrogênio.

52) Na eletrólise da água, obtém-se no eletrodo negativo um gás que apresenta característica de:

a) turvar a água de cal. b) ser esverdeado e irritante. c) ser combustível. d) ser imiscível com o ar. e) ter densidade maior que o ar.


53) Na eletrólise aquosa do NaCl poderemos observar que:

a) no pólo positivo há formação de sódio metálico. b) no pólo negativo há formação de gás oxigênio. c) na solução há formação de HCl. d) o eletrodo positivo sofre corrosão. e) na solução há formação de NaOH.

54) (Fesp-PE) Na eletrólise de uma solução aquosa de NaCl, a solução:

a) torna-se ácida devido à formação de HCl. b) torna-se básica devido à formação de NaOH. c) permanece neutra devido à formação de H2 e Cl2. d) permanece neutra devido à formação de H2 e O2. e) permanece neutra devido à formação de O2 e Cl2.

55) Quando se faz passar uma corrente elétrica através de uma solução de Cu(NO3)2, pode-se verificar que:

a) ocorre migração de Cu 2+ para o ânodo e NO3 – para o cátodo.

b) ocorre migração do Cu 2+ para o cátodo e NO3 – para o ânodo.

c) o fluxo de elétrons se faz do cátodo para o ânodo. d) no ânodo ocorre redução. e) no cátodo ocorre oxidação.

56) No processo de eletrólise de uma solução aquosa de iodeto de potássio o íon iodeto, ao se transformar

em iodo:

a) recebe um elétron. b) perde um elétron. c) recebe um próton. d) perde um próton. e) recebe um próton e um elétron.

57)O hidróxido de sódio (NaOH), o álcali industrialmente mais importante, é utilizado, entre outras

aplicações, no tratamento da celulose para a fabricação da viscose e do celofane. A preparação industrial de NaOH se dá através da eletrólise em solução aquosa do NaCl, de acordo com a reação a seguir:

2 NaCl + 2 H2O � Cl2 + H2 + 2 NaOH

Em relação à eletrólise do NaCl, é correto afirmar:

a) A eletrólise é uma reação não-espontânea, exigindo a passagem de uma corrente elétrica para se processar.

b) Na eletrólise, a oxidação ocorre no cátodo. c) Somente compostos iônicos, como o NaCl, conduzem corrente elétrica quando dissolvidos em

água. d) O hidróxido de sódio apresenta tanto ligação iônica como covalente. e) O gás hidrogênio (H2) é produzido durante a eletrólise pela redução preferencial do íon H+, em

relação ao íon Na+. O cátion H+ presente na solução aquosa se origina da ionização da água. 58) (FEI-SP) Na eletrólise de uma solução aquosa de hidróxido de sódio, NaOH, liberam-se:

a) oxigênio e sódio. b) óxido de sódio e hidrogênio. c) hidrogênio e oxigênio. d) hidrogênio e sódio. e) apenas hidrogênio.

59) (UFRGS-RS) A maioria dos metais alcalinos e alcalinos terrosos foi obtido pela primeira vez por

Humphry Davy, no início do século XIX, por eletrólise das respectivas bases fundidas. Os metais não poderiam ser obtidos a partir da eletrólise de soluções aquosas de suas bases ou de seus sais porque:

a) os metais se oxidam. b) os metais se reduziriam espontaneamente no eletrodo. c) a água sofreria oxidação. d) o número de oxidação dos metais aumentaria. e) a redução da água ocorreria preferencialmente.


60) As proposições a seguir estão relacionadas com eletrólise:

I. As reações de eletrólise ocorrem com consumo de energia elétrica. II. Soluções aquosas de glicose não podem ser eletrolisadas porque não conduzem corrente elétrica.

III. Nas eletrólises de soluções salinas, os cátions metálicos sofrem oxidação.

Podemos afirmar que:

a) I é correta. b) II é correta. c) III é correta. d) I e II são corretas. e) II e III são corretas.

61) Na eletrólise do nitrato de ferro II, em solução aquosa, ocorre:

a) redução no pólo negativo com formação de ferro metálico. b) oxidação no pólo negativo com liberação de gás oxigênio. c) redução no pólo positivo com liberação de gás oxigênio. d) oxidação no pólo positivo com formação de gás NO2. e) precipitação de um sólido desconhecido.

62) Na eletrólise de uma solução aquosa de ácido clorídrico ocorre:

a) Redução catódica do OH -. b) Oxidação anódica do OH -. c) Redução catódica do H + . d) Oxidação anódica do H + . e) Redução catódica do Cl -.

63) Na eletrólise de NaCl fundido forma-se sódio metálico na cátodo. Na eletrólise de soluções aquosas de

NaCl forma-se, nesse mesmo eletrodo:

a) H2 b) O2 c) Cl2 d) HCl e) Na2O

64) Dois alunos de Química realizaram eletrólise do BaCl2; a primeira aquosa e, a segunda, ígnea. Com

relação ao resultado, podemos afirmar que ambas obtiveram:

a) H2 e O2 nos ânodos. b) H2 e Ba nos ânodos. c) Cl2 e Ba nos eletrodos. d) H2 nos cátodos. e) Cl2 nos ânodos.

65) (ACR-2001) Podemos afirmar na eletrólise que:

0 0 No cátodo ocorre sempre uma semi-reação de redução. 1 1 No ânodo ocorre sempre uma semi-reação de oxidação. 2 2 Na eletrólise aquosa do NaCl, o cátion Na+ tem prioridade de descarga em relação ao íon H+. 3 3 1 mol de elétrons carrega uma carga elétrica de 96500 C. 4 4 A carga de 1 mol de elétrons denomina-se de 1 Coulomb.

66) (Covest-2003) O magnésio é utilizado atualmente nas indústrias espacial, aeronáutica e de aparelhos

ópticos, pois forma ligas leves e resistentes, comparado com outros metais, como alumínio e ferro. O magnésio metálico é produzido a partir da eletrólise do cloreto de magnésio fundido (o processo Dow), 0obtido da água do mar. Sobre este processo de produção de magnésio metálico pode-se afirmar que:

0 0 É um processo espontâneo. 1 1 Uma das semi-reações pode ser representada por: Mg 2+ (fundido) + 2 e– → Mg (l). 2 2 Uma das semi-reações pode ser representada por: Cl– (fundido) + e– → Cl 2– (fundido). 3 3 A reação global é representada por: MgCl2 (fundido) → Mg (l) + 2 C l– (fundido). 4 4 São consumidos 4 mol de elétrons para a formação de 2 mol de Mg (l).


Justificativa:

0-0) Eletrólise é um processo não-espontâneo que ocorre somente com a presença de uma fonte externa de eletricidade. 1-1) No cátodo, o eletrodo ligado ao pólo negativo da bateria, ocorre a semi-reação de redução: Mg2+(fundido) + 2e– → Mg(l) 2-2) No ânodo, o eletrodo ligado ao pólo positivo da bateria, ocorre a semi-reação de oxidação: 2Cl–(fundido) → Cl2(g) + 2e– 3-3) Somando as semi-reações de redução e oxidação, apresentadas nos itens 1-1) e 2-2), tem-se a reação global:

MgCl2(fundido) → Mg(l) + Cl2(g) 4-4) 2 mol de elétrons são necessários para a formação de 1 mol de Mg(l) (ver item 1-1)); portanto, 4 mol de

elétrons são necessários para a formação de 2 mol de Mg(l)

67) Na eletrólise aquosa do NaCl teremos:

0 0 Formação de sódio metálico no pólo positivo. 1 1 Formação de sódio metálico no pólo negativo. 2 2 Obtenção de gás oxigênio no ânodo. 3 3 Obtenção de gás oxigênio no cátodo. 4 4 Formação de gás hidrogênio no cátodo.

68) (Rumo-2004) O diagrama abaixo mostra um esquema utilizado para recuperar moedas de cobre antigas, parcialmente oxidadas. Indique a semi-reação que ocorre na superfície da moeda e o eletrodo em que a moeda está ligada.

- +

moeda eletrodo de grafite

CuSO4 aq( )

a) O2(g) + 4 H +(aq) + 4 e – � 2 H2O (l); cátodo. b) 2 H2O(l) � O2(g) + 4 H+

(aq) + 4 e – ; ânodo. c) Cu2+

(aq) + 2 e2 – 2 � Cu(s); ânodo. d) Cu(s) � Cu2+

(aq) + 2 e – ; cátodo. e) Cu2+

(aq) + 2 e2 – 2 � Cu(s); cátodo.

69) Com relação à eletrólise do KCl, em solução aquosa, analise as afirmações seguintes:

0 0 Durante a eletrólise, o pH vai aumentando. 1 1 No cátodo (pólo negativo), há formação de K(s). 2 2 No ânodo (pólo positivo), há desprendimento de cloro gasoso. 3 3 Se for adicionada fenolftaleína, na solução inicial, haverá mudança, durante a eletrólise,

de incolor para vermelho. 4 4 Há liberação no ânodo (pólo positivo), de gás oxigênio.

70) (PUC-SP)Dados:

Reação de redução E(volt) F2 + 2 e – � 2 F – + 2,87 Cl2 + 2 e – � 2 Cl – + 1,36 Br2 + 2 e – � 2 Br – + 1,09 I2 + 2 e – � 2 I – + 0,54

Facilidade de descarga na eletrólise: OH – > F –. Com base nos dados acima, pode-se afirmar que o único processo possível de obtenção de F2, a partir do NaF, é:

a) reação com cloro. b) reação com bromo. c) reação com iodo. d) eletrólise do NaF(aq). e) eletrólise do NaF(l)


71) Na eletrólise da salmoura (solução concentrada de cloreto de sódio), em que o compartimento anódico é separa do catódico, formam-se Cl2(g), H2(g) e solução de:

a) soda cáustica. b) ácido muriático. c) calcita. d) fluorita. e) bauxita.

72) (Fuvest-SP) Água contendo Na2SO4 apenas para tornar o meio condutor e o indicador fenolftaleína é

eletrolisada com eletrodos inertes. Neste processo, observa-se desprendimento de gás:

a) de ambos os eletrodos e aparecimento de cor vermelha somente ao redor do eletrodo negativo. b) do ambos os eletrodos e aparecimento de cor vermelha ao redor do eletrodo positivo. c) somente no eletrodo negativo e aparecimento de cor vermelha ao redor do eletrodo positivo. d) somente no eletrodo positivo e aparecimento de cor vermelha ao redor do eletrodo negativo. e) de ambos os eletrodos e aparecimento de cor vermelha ao redor de ambos os eletrodos.

73) (ITA-SP)A figura abaixo mostra o esquema da aparelhagem utilizada por um aluno para realizar a

eletrólise de uma solução aquosa ácida, com eletrodos inertes. Durante a realização da eletrólise, pela secção tracejada (A - - B), houve a seguinte movimentação de partículas eletricamente carregadas através da solução:

fonte

O H

A

B

2 2

amperímetro

a) elétrons da esquerda para a direita. b) elétrons da direita para a esquerda. c) cátions da esquerda para a direita e ânions da direita para a esquerda. d) cátions da direita para a esquerda e ânions da esquerda para a direita. e) cátions e ânions da esquerda para a direita.

74) (UPE-2004-Q1) Em relação à eletroquímica, analise as afirmativas abaixo.

I. Um procedimento muito eficiente, usado pelas donas de casa para reduzir despesas do orçamento familiar, é colocar pilhas secas ácidas na geladeira, pois esse procedimento garante uma recarga eficiente e duradoura da pilha por vários meses.

II. A denominação “pilha seca” serve para caracterizar pilhas comerciais que são fabricadas com materiais sólidos, isentos de água e, de preferência, pulverizados para aumentar a superfície de contato e, conseqüentemente, a velocidade das reações de oxi-redução.

III. Todas as pilhas podem ser recarregadas, desde que tenhamos carregadores apropriados, indicados pelo fabricante, e que o tempo de recarga não seja ultrapassado para danificá-las.

IV. Na eletrólise do cloreto de sódio, em solução aquosa com eletrodos inertes, o cloro gasoso é produzido no pólo positivo.

Assinale a alternativa que contempla as afirmativas corretas.

a) I, II e IV, apenas. b) II e IV, apenas. c) III e IV, apenas. d) IV, apenas. e) II, apenas.


75)(PUC-SP) Dados

H H2 2 2 aq

aq s

+

+

+

+

-

-

( )

( ) ( )

( ) e

e

g E

E

0

0

= 0,0 V

= - 2,7 VNa Na

A produção industrial do gás cloro (Cl2) ocorre a partir da eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de sódio. Sobre esse processo foram feitas algumas afirmações:

I) O ânion cloreto é oxidado no ânodo (pólo positivo) da cuba eletrolítica. II) No cátodo, o cátion sódio é reduzido, produzindo sódio metálico. III) Nesse processo, também são produzidos gás hidrogênio (H2) e solução aquosa de soda cáustica

(NaOH).

As afirmações corretas são:

a) apenas I. b) apenas I e III. c) apenas II e III. d) apenas I e II. e) todas.

76) (Fuvest-SP) Uma solução aquosa de iodeto de potássio, KI, foi eletrolisada, usando-se aparelhagem

esquematizada na figura. Após algum tempo de eletrólise, adicionaram-se algumas gotas de solução de fenolftaleína na região do eletrodo “A” e algumas gotas de amido na região do eletrodo “B”. Verificou-se o aparecimento da cor rosa na região “A” e da cor azul (formação de iodo) na região “B”.

A B

+

SOLUÇÃO AQUOSA DE “KI”

tensão elétrica externa

bastões de grafite

Nessa eletrólise,

I. no pólo negativo, ocorre redução da água com formação de OH – e de H2. II. no pólo positivo, o iodeto ganha elétrons e forma iodo. III. a grafite atua como condutora de elétrons.

Das afirmações, apenas a:

a) I é correta. b) II é correta. c) III é correta. d) I e a III são corretas. e) II e III são corretas.


77) (Fuvest-SP) Um relógio de parede funciona normalmente, por algum tempo, se substituirmos a pilha original por dois terminais metálicos mergulhados em solução aquosa ácida (suco de laranja), conforme esquematizado abaixo.

bolhas de hidrogênio

suco de laranja Mg (-) Cu (+)

Durante o funcionamento do relógio:

I. o pH do suco de laranja aumenta. II. a massa do magnésio diminui. III. a massa do cobre permanece constante.

Dessas afirmações:

a) apenas I é correta. b) apenas a II é correta. c) apenas a III é correta. d) apenas a II e a III são corretas. e) todas são corretas.

78) (Covest-2008) A eletrólise da água do mar é um importante processo industrial para a produção de derivados do cloro. De um modo geral, podemos representar as reações envolvidas no processo por:

Reação da eletrólise em água:

2 H2O + 2 Cl – � H2 + 2OH– + Cl2

Reações químicas possíveis em água:

(I) Cl2 + 2 OH– � ClO– + Cl– + H2O

(II) 3 ClO– � ClO3– + 2 Cl–

Com base nestas reações, é correto afirmar que:

a) para cada mol de cloro (Cl2) produzido, é necessário 1 mol de elétrons na eletrólise. b) a produção do íon hipoclorito (ClO–) é favorecida pela diminuição do pH do meio. c) a reação de formação do íon clorato (ClO3

– ) não é uma reação de óxido-redução. d) o número de oxidação do cloro no íon hipoclorito é +1. e) a equação (I) não está corretamente balanceada.

79) Podemos afirmar na eletrólise que:

0 0 No cátodo ocorre sempre uma semi-reação de redução. 1 1 No ânodo ocorre sempre uma semi-reação de oxidação. 2 2 Na eletrólise aquosa do NaCl, o cátion Na+ tem prioridade de descarga em relação ao íon

H+. 3 3 1 mol de elétrons carrega uma carga elétrica de 96500 C. 4 4 A carga de 1 mol de elétrons denomina-se de 1 Coulomb.

80) A carga de um mol de elétrons denomina-se:

a) Faraday. b) Ampère. c) Coulomb. d) Afinidade eletrônica. e) Eletronegatividade.


81) (UFAL) A carga elétrica necessária para que, na eletrólise de uma solução de sulfato de cobre II, se depositem 2 mol de átomos de cobre é:

Dado: 1 faraday corresponde à quantidade de carga elétrica de 1 mol de elétrons.

a) 5 faradays. b) 4 faradays. c) 3 faradays. d) 2 faradays. e) 1 faraday.

82) A quantidade de carga elétrica necessária para depositar, por eletrólise, 63,5g de cobre a partir de íons

Cu 2+ é:

a) 1 C. b) 2 C. c) 1 F. d) 2 F. e) 3 F.

83) (UFRGS-RS) Qual é a massa de ferro depositada no cátodo de uma célula eletrolítica contendo

solução aquosa de FeCl3 quando através dela passa carga de 0,1 faraday? Dado: Fe = 55,8 u).

a) 1,86g. b) 5,41g. c) 5,58g. d) 16,23g. e) 54,10g.

84) A massa de sódio metálico depositada por uma corrente de 9,65 A, que atravessa uma massa de NaCl fundido, durante 10 minutos, é:

(massa atômica do sódio = 23 u; 1 F = 96500 C)

a) 0,78g. b) 1,38g. c) 2,27g. d) 3,15g. e) 9,65g.

85) Na obtenção industrial do alumínio ocorre a seguinte reação catódica:

Al3+ + 3 e- � Al

Sabendo-se que 1 F (faraday) é a carga de 1 mol elétrons, quantos faradays provocam aa deposição de 9 quilogramas de alumínio ?

Dado: Al = 27g/mol.

a) 3. b) 30. c) 100. d) 300. e) 1000.

86) (Covest-200¨) O alumínio metálico pode ser obtido por processo eletroquímico, no qual o íon Al3+ é convertido a alumínio metálico. Se uma unidade montada com esta finalidade opera a 100.000 A e 4 V, qual será a massa do metal obtida após 50 minutos de operação? (Dados: constante de Faraday: 96.500 C mol-1, Al = 27 g mol-1).

a) 3,0 x 108 g b) 2,8 x 104 g c) 27,0 g d) 8.100 g e) 8,1 x 106 g

87) (Covest-91) Qual a produção diária, em toneladas de alumínio, de uma industria que utiliza uma corrente elétrica de 3,0 x 10 6 A, para a redução eletrolítica deste metal em AlCl3 fundido?

Dados: 1 F (Faraday) = 96500 C (Coulomb) Al = 27 g / mol ( 24 )


88) No final de um jogo de futebol da seleção brasileira, para aliviar a tensão, Vinícius resolveu aplicar seus conhecimentos de Química e descobriu qual o desgaste da cápsula de zinco da pilha de seu rádio, durante os 90 minutos da partida.

Considerando que a quantidade de carga envolvida é igual a 1930 C, a cápsula de zinco da pilha sofreu um desgaste de:

(Dados: 1 F = 96500 C; Zn = 65 g/mol)

a) 0,1625g. b) 0,1300g. c) 0,3275g. d) 0,6500g. e) 0,7630g.

89) (Covest-2007) O dióxido de manganês é uma substância utilizada em cátodos de algumas pilhas e

baterias. Em uma pilha alcalina, a reação produz o hidróxido de manganês (II). Sabendo-se que a massa atômica do manganês e do oxigênio são respectivamente 54,94 g/mol e 16,00 g/mol, analise as afirmativas abaixo.

1) O dióxido de manganês é um agente redutor e, para cada mol dessa substância, 2 mols de elétrons são transferidos.

2) 173,88 g de dióxido de manganês podem trocar no máximo 4 mols de elétrons. 3) O estado de oxidação do manganês no dióxido de manganês é +4. 4) A semi-reação de conversão de um mol, de dióxido de manganês a hidróxido de manganês (II),

consome dois mols de moléculas de água.

Estão corretas:

a) 1, 2, 3 e 4 b) 1 e 3 apenas c) 2 e 3 apenas d) 2, 3 e 4 apenas e) 1 e 4 apenas

90)Tem-se três cubas eletrolíticas ligadas em série, contendo, respectivamente AgNO3, CuSO4 e ZnCl2.

Sabendo-se que na primeira cuba foram depositados 108g de prata metálica, pode-se concluir que foram depositados também:

Dados: Ag = 108 g/mol; Cu = 63,5 g/mol; Zn = 65,4 g/mol.

a) 31,75g de cobre metálico. b) 65,4g de zinco metálico. c) 63,5g de cobre metálico. d) 108g de cobre metálico. e) 108g de zinco metálico.

91) Na eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de sódio, a reação catódica é:

2 H2O + 2 e – � H2(g) + 2 OH –

A passagem de 0,1 faraday pelo sistema acarreta a liberação de um volume de hidrogênio, nas CNTP, igual a:

Volume molar nas CNTP = 22,4 L

a) 2,24 L. b) 1120 mL. c) 224 mL. d) 11,2 L. e) 22,4 L.

92) Faz-se a eletrólise aquosa do cloreto de cálcio pela passagem de uma corrente elétrica de 4A durante

9650 segundos, nas CNTP. Podemos afirmar sobre este fenômeno que:

0 0 No cátodo ocorre a formação de gás oxigênio. 1 1 No ânodo há produção de gás hidrogênio. 2 2 A solução adquire caráter básico devido à formação de hidróxido de cálcio. 3 3 São produzidos no cátodo 4,48L de H2. 4 4 São produzidos, aproximadamente, 0,2 mol de H2.


93)Na eletrólise do cloreto de sódio fundido, para haver depósito de 23g de sódio, será necessária a carga elétrica de:

Dado: Na = 23 g/mol

a) 1 ampère. b) 1 coulomb. c) 1 faraday. d) 1 watt. e) 1 quilowatt.

94) Quantos faradays são necessários para produzir 1 mol de Cl2 a partir de ânions Cl – ?

a) 1. b) 2. c) 3. d) 4. e) 5.

95)Qual a massa de ferro (55,8 g/mol) depositada no cátodo de uma célula eletrolítica, contendo solução

aquosa de FeCl3, quando através dela passa a carga de 0,1 faraday?

a) 1,86g. b) 5,41g. c) 5,58g. d) 16,23g. e) 54,10g.

96)A massa de prata (108 g/mol) depositada quando uma corrente de 10 A atravessa uma solução de

AgNO3, durante 16 minutos e 5 segundos, é:

a) 9,8g. b) 14,16g. c) 18,5g. d) 4,9g. e) 10,8g.

97)O tempo durante o qual deverá passar uma corrente elétrica de 9,65 A através de uma solução de FeCl2

para que se depositem 11,43 g de ferro metálico é aproximadamente: Dado: Fe = 56 g/mol

a) 7 horas. b) 3 horas. c) 1 hora. d) 5 horas. e) 8 horas.

98)As novas moedas de centavos, que começaram a circular no mercado, apresentam uma tonalidade

avermelhada obtida por eletroposição de cobre a partir de uma solução de sulfato de cobre II. Para recobrir um certo número de moedas, foi efetuada a eletrólise, com uma corrente elétrica de 5 ampères, em 1 L de solução 0,10 mol/L de CuSO4, totalmente dissociado.

O tempo necessário para a deposição de todo o cobre existente na solução, foi de:

a) 3860 s. b) 4360 s. c) 4790 s. d) 6980 s. e) 96500 s.

99)Uma corrente elétrica de 5A atravessa uma solução de cloreto de ouro III (AuCl3), durante 30 min.

sabendo-se que o peso atômico do ouro é 197 e a constante de Faraday é 96500 C, o ouro depositado no cátodo é:

a) 18,36g. b) 12,24g. c) 0,106g. d) 0,20g. e) 6,12g.


100)Quantos gramas de alumínio se libertam na eletrólise ígnea de sulfato de alumínio pela passagem de uma corrente elétrica de 4A durante 1 hora? Al = 27 g/mol

a) 1,34 g. b) 2,68 g. c) 4,00 g. d) 6,32 g. e) 10,7 g.

101)(UPE-2005-Q2) Uma chapa metálica quadrada de lado 2,0cm é convenientemente niquelada em uma

cuba eletrolítica, contendo uma solução de sulfato de níquel, utilizando-se uma corrente de 10A durante 2.895s. Admita que as duas faces da chapa sejam niqueladas e que a densidade do níquel seja 8,85 g/cm3. A espessura da chapa metálica é, aproximadamente, igual a: Dado: Ni = 59 u.m.a.

a) 1,0 cm. b) 12,5 cm. c) 0,0125 cm. d) 0,10 cm. e) 0,125 cm.

Ni+2 + 2 e- � Ni 2 x 96500 C � 59g 10 x 2895 C � m, então m = 8,85g como a densidade do níquel é de 8,85 g/cm 3 concluímos que o volume de níquel depositado sobre as duas faces da placa foi de 1 cm 3, isto é, 0,5 cm 3 sobre cada placa de área igual a 4 cm 2. Como o volume (V) é dado por: V = área x espessura, teremos: 0,5 = 4 x espessura, isto é, a espessura é 0,125 cm

102)(UPE-2007 – Q2) Dispomos de duas cubas eletrolíticas, A e B, contendo soluções aquosas diluídas de

FeSO4 e Ni(NO3)2, respectivamente. As soluções foram eletrolisadas durante 160 min e 50s, utilizando-se eletrodos inertes. As cubas estão ligadas em paralelo. Dados: ma(Ni) = 59u, Vm = 22,7L/mol nas CNTP

AB

i i

ddp

Sabe-se ainda que do ânodo da cuba “A” são desprendidos 22,7L de um gás nas CNTP e que a corrente “i” é igual a 50A. Dentre as afirmativas abaixo relacionadas às eletrólises dessas duas soluções, é correto afirmar que

a) no cátodo da cuba “B”, formam-se 29,5g de Ni. b) no ânodo da cuba “B”, há a deposição de 118g de Ni. c) no cátodo da cuba “A”, formam-se 11,35L de gás. d) um dos produtos da eletrólise da solução contida na cuba “A” é o sulfato férrico. e) não há formação de Ni(S) na eletrólise da solução da cuba “B”.

103)(UPE-2009-Q2) Numa cuba de galvanoplastia, cujo cátodo tem uma área de 100 cm2, contendo uma solução aquosa de nitrato de prata, passa-se uma corrente elétrica de 1,93A durante 25 min. Admita que a massa de prata depositada no cátodo se deposite uniformemente, por toda a área do cátodo. Em relação a essa experiência de prateação, é CORRETO afirmar que: ma( Ag) = 108 u, dAg = 10,0g/cm3

a) a massa de prata depositada no cátodo é igual a 3,50g. b) a espessura da camada de prata depositada no cátodo é de 3,24 x 10-3 cm. c) a carga que atravessou a cuba durante os 25 min é igual a 3.000 C. d) a massa de prata depositada no cátodo é igual a 7,0g. e) a quantidade de prata presente na solução é insuficiente para cobrir toda a área do cátodo.


Ag + + e– � Ag 96500 C � 108g

1,93 x 25 x 60 � m , então, m = 3,24g

m = d x V � 3,24 = 10 x V, então, V = 0,324 cm 3

V = Área x altura (espessura)

0,324 = 100 x h � h = 0,00324 cm = 3,24 x 10 – 3 cm

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Exercícios de Eletroquímica - Profº Agamenon Roberto