QUÍMICA...O funcionamento da Pilha de Daniell Os elétrons passam da barra de zinco para o fio e deste para a barra de cobre, originando uma corrente elétrica ao longo desse fio

PRÉ-VESTIBULARLIVRO DO PROFESSOR

QUÍMICA

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I229 IESDE Brasil S.A. / Pré-vestibular / IESDE Brasil S.A. — Curitiba : IESDE Brasil S.A., 2008. [Livro do Professor]

832 p.

ISBN: 978-85-387-0577-2

1. Pré-vestibular. 2. Educação. 3. Estudo e Ensino. I. Título.

CDD 370.71




1EM

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Eletroquímica – pilhas

Numa reação de oxirredução sempre há perda e ganho simultâneos de elétrons, pois os que são perdidos por um átomo, íon ou molécula são imedia-tamente recebidos por outros.

As transferências de elétrons envolvidas numa reação de oxirredução têm nomes especiais:

A perda de elétrons é chamada oxidação e o ganho, redução.

Na oxidação, o número de oxidação do elemen-to aumenta (pois ele perde elétrons).

Na redução, o número de oxidação se reduz (pois o elemento ganha elétrons).

Portanto, temos os seguintes números de oxi-dação para as reações exemplificadas:

diminuição de Nox: redução

aumento de Nox: oxidação

2 2Na C+ � 2NaC�

+1 –10

H C2 2+ � 2HC�

diminuição de Nox: redução

aumento de Nox: oxidação

0 +1 –10 0

O agente redutor é o que provoca a redução, perdendo elétrons e o agente oxidante provoca a oxidação, recebendo com isto, elétrons.

Em resumo:

fluxo

de

elét

ron

s

Oxidação ⇒ perda de elétrons ⇒ aumento do Nox ⇒ agente redutor ⇒ ânodo

Redução ⇒ ganho de elétrons ⇒ diminuição do Nox ⇒ agente oxidante ⇒ cátodo

A eletroquímica estuda dois fenômenos opostos:

Em um deles, reações de oxirredução es- •pontâneas que são utilizadas para se obter corrente elétrica. Isso é feito por meio de dispositivos chamados pilhas ou células eletroquímicas ou ainda baterias.

No outro, temos o inverso. Uma corrente •elétrica é utilizada para produzir uma reação

química não-espontânea, sendo necessário, para isso, usar dispositivos chamados células eletrolíticas e a necessidade de geradores.

Como podemos deduzir, a eletroquímica faz o estudo das relações existentes entre as reações químicas e a corrente elétrica.

Pilhas, baterias ou ainda célula eletroquímica

Ao longo de estudos, já feitos, observa-se que os metais podem ser dispostos em uma ordem de facilidade em perder elétrons, o que chamamos de fila de reatividade.

R E A T I V I D A D E C R E S C E N T ECs Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Be Zn Cr Fe Co Ni Sn Pb H Bi As Cu Hg Ag Pt Au

Cu+2

Zn

SO4-2

IESD

E B

rasi

l S.A

.

Nessa fila, qualquer metal fornece elétrons espontaneamente aos cátions de outro metal loca-lizado à sua direita. Isso pode ser verificado nesta experiência:

Coloquemos uma barra de zinco mergulhada em uma solução de CuSO4 (sulfato de cobre), cuja cor é azul devido à presença de cátions Cu+2.


2 EM

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025

Consultando a fila de reatividade, vemos que o metal Zn irá fornecer elétrons aos cátions Cu+2, pois o zinco está localizado à esquerda do cobre (Zn é mais reativo que Cu). Nesse caso, temos a reação:

2e-

Zn Cus aq( ) ( )+ +2 Zn Cuaq s( ) ( )+ +2

Após essa reação, podemos observar que o zinco está recoberto por uma camada avermelhada e que a cor azul da solução diminui de intensidade ou desa-parece por completo, tornando a solução incolor.

O que observamos é que quando a reação ocorre, formando uma camada de metal em outro, dizemos que houve uma deposição metálica.

Nas reações em que ocorre transferência de elétrons, devemos recordar que:

o fornecedor de elétrons é chamado de redu-1) tor, e quanto maior a facilidade em fornecer elétrons, mais forte é o redutor e mais facil-mente ele se oxida;

o receptor de elétrons é chamado de oxidan-2) te, e quanto maior a facilidade de receber elétrons, mais forte é o oxidante e mais facil-mente ele se reduz.

Logo podemos concluir que a maior ou menor facilidade de fornecer elétrons é dada por uma medi-da chamada potencial de oxidação e vice-versa para a capacidade de receber elétrons, a qual chamamos potencial de redução.

PilhasPodemos utilizar as reações em que ocorre trans-

ferência de elétrons (ou seja, reações de oxirredução) para obter uma corrente elétrica, que é caracterizada por um movimento ordenado de elétrons. Essa cor-rente pode ser obtida com dispositivos chamados pilhas (ou células eletroquímicas).

Observe o exemplo dado a seguir:

Exemplo: `

Quando introduzimos um fio de cobre (Cu) em uma solução aquosa de nitrato de prata [AgNO3(aq)] incolor, verificamos que ocorre a formação de um depósito de prata metálica (Ag) e que a solução se torna azulada devido à presença de íons.

A equação global pode ser obtida pela soma das semi-reações:

Cu s Cu e

Ag e Ag sCu

aq

aq

( )

( )(

( )

( )

→ +

+ →

+ −

+ −

2 2

2 2 2ss Ag Cu Ag saq aq) ( )( ) ( )+ → ++ +2 22

+

Nesse sistema, a transferência de elétrons não pode ser aproveitada para produzir corrente elétri-ca, que, no entanto, pode ser obtida se utilizarmos um condutor externo ligando a região onde ocorre a oxidação com a região onde ocorre a redução.

Esse procedimento foi utilizado pela primeira vez em 1800 pelo cientista italiano Alessandro Volta, que construiu a primeira pilha elétrica.

Essa pilha era constituída por um conjunto de duas placas metálicas, de zinco e cobre, chamadas eletrodos (do grego, percurso elétrico), e por algodão embebido em solução eletrolítica, ou seja, que conduz corrente elétrica. Cada conjunto de placas e algodão forma uma célula ou cela eletrolítica.

Pilha de Daniell

A pilha de Daniell consiste em uma pilha de Zn/Cu, esquematicamente colocada a seguir:

ponte salina

Pilha de Daniell.

IESD

E B

rasi

l S.A

.

Zn

e-e-

Zn+2

Cu+2

Cu

SO4-2

SO4-2

Nessa cela, os elétrons fluem da lâmina de zin-co (Zn) para a de cobre (Cu), mantendo a lâmpada acesa durante um pequeno intervalo de tempo.

Essa descoberta foi aperfeiçoada em 1836 por John Frederick Daniell, que dividiu a cela eletrolítica de sua pilha em duas partes (duas semicelas).

Na pilha de Daniell, os dois eletrodos metálicos eram unidos externamente por um fio condutor, e as duas semicelas eram unidas por uma ponte salina, contendo uma solução saturada de K2SO4(aq).

Por estar a lâmpada acesa, podemos concluir que ao longo do fio condutor externo existe um fluxo de elétrons provenientes de uma reação de oxirredução.

O funcionamento da Pilha de DaniellOs elétrons passam da barra de zinco para o

fio e deste para a barra de cobre, originando uma corrente elétrica ao longo desse fio. Assim, durante o funcionamento da pilha, ocorrem as seguintes transformações:

A barra de zinco sofre um desgaste (corrosão) •e sua massa diminui. Consequentemente, a concentração dos íons Zn+2 aumenta.


3EM

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A barra de cobre sofre deposição metálica e •sua massa aumenta. Consequentemente, a concentração dos íons Cu+2 diminui.

ponte salina

IESD

E B

rasi

l S.A

.

Zn

e- e-

Zn+2 Cu+2

Cu

Concluímos que quando recebe uma deposição de átomos, a barra de cobre aumenta de massa e, consequentemente, a concentração dos cátions Cu+2 da solução diminui.

A reação global (ou total) que ocorre na pilha é a soma das reações de oxidação e redução:

Zn Zn e

Cu e CuZn Cu Zn Cu

→ ++ →

+ → +

+ −

+ −

+ +

2

2

2 2

2

2

(oxidação)

(redução)

(reação global)

Nessa reação, temos:

redutor: Zn (espécie que fornece elétrons, •ou seja, se oxida);

oxidante: Cu • +2 (espécie que recebe elétrons, ou seja, se reduz).

Além da pilha de Daniell, muitos outros disposi-tivos podem ser montados com metais diferentes do zinco e do cobre. Porém, o funcionamento é o mesmo; ou seja, podemos desenvolver qualquer pilha entre metais diferentes, desde que haja o processo de oxirredução espontâneo.

Algumas considerações finais

Quanto às soluções

No que diz respeito às soluções em que são mergulhados os metais, devemos considerar o seguinte: cada solução deve conter cátions do mesmo metal que está sendo nela mergulhado. Assim, na pilha de Daniell, o zinco e o cobre estão imersos, respectivamente, em soluções de cátions Zn+2 e Cu+2.

Logo na semicela em que ocorre a oxidação a solução irá se encontrar e na semicela em que ocorre a redução a solução irá diluir.

Quanto aos elétrons

No que diz respeito aos elétrons, eles criaram um fluxo de eletrodo que se oxida para o que sofre redução, via externa ou aérea.

Quanto à parte salina

No que diz respeito à parte salina, também podemos usar uma membrana porosa (semipermeá-vel), para dar continuidade ao processo, fazendo os íons (ânions) presentes do lado em que ocorre oxi-dação migrarem por ela, para o lado em que ocorre a oxidação, equilibrando as proporções de cátions e ânions.

Situação dos íons na pilha de Daniell

Conforme vimos, na solução contendo a barra de zinco, o número de íons Zn+2 vai aumentando continuamente, enquanto que na solução contendo a barra de cobre, o número de íons Cu+2 vai dimi-nuindo. Desse modo, haveria uma tendência de se produzir um processo de Zn+2 na primeira solução e um excesso de SO4

2− (devido à saída de cátions Cu+2) na segunda. Consequentemente, os ânions SO4

2−

impediriam os elétrons de chegarem até a barra de cobre, pois cargas de mesmo sinal (SO4

2− e elétrons) se repelem. Como resultado, a corrente elétrica que trafega do zinco para o cobre seria rapidamente interrompida.

Para evitar essa interrupção, devemos eliminar o excesso de cátions Zn+2 que tenderia a ocorrer em uma das soluções e o excesso de ânions SO4

2− que tenderia a ocorrer na outra. Isso é feito usando-se a ponte salina.

Quanto à representação

Oxida // reduz

Zn / Zn+2 // Cu+2 / Cu

ponte salina


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Da pilha de Daniell às baterias

Pilha comum = pilha seca = Pilha de Lechanché

Pilhas desse tipo são constituídas de diferentes camadas, encerradas num envoltório rígido, que permite fácil manuseio. São, por isso, comumente empregadas em aparelhos de uso cotidiano, como rádios portáteis, lanternas e brinquedos.

pasta úmida de NH4Cl,ZnCl2, MnO2 e carvão em pó

papelão

Zn (ânodo)

bastão de grafite (cátodo)

revestimento protetor

IESD

E B

rasi

l S.A

.

+

-

As reações que ocorrem quando o circuito está fechado são realmente complexas; porém, as mais prováveis são:

ânodo: Zn Zn2+ + 2 e-

2NH4 + 2e- 2NH3 + H2

cátodo: H2+2MnO2 Mn2O3 + H2O

2NH4+2MnO2 + 2e- 2NH3 + Mn2O3 + H2O

+

+

O polo negativo (ânodo) da pilha é um envoltório de zinco. Ele fornece elétrons a um bastão de grafite, instalado no centro dessa pilha, que funciona como polo positivo (cátodo).

Pilha alcalinaEla é semelhante a pilha comum, a diferença é

que troca-se o NH4C pelo KOH (hidróxido de potás-sio), o que faz a pilha (reações) funcionar em meio básico, tornando sua durabilidade bem maior que as pilhas secas, porém também não é recarregável.

Reações típicas:

Zn + 2MnO2 ZnO + Mn2O3

ânodo: Zn + 2OH– ZnO + H2O + 2e-

cátodo: 2MnO2 + H2O + 2e- Mn2O3 + 2OH-1

reação global:

Pilha de mercúrioSão as que atualmente se utilizam em relógios,

câmeras, calculadoras científicas etc. Essa pilha utiliza o óxido de mercúrio II (como cátodo) em meio básico (hidróxido de potássio).

Reação global: Zn0

+HgO+2

ZnO+2

+Hg0

oxi.red.

Pilhas de lítioDeterminam quando em funcionamento uma

voltagem maior e a pilha se faz com o Li e uma mistu-ra de substâncias, entre elas, a SOC 2. Umas de suas principais utilidades é um marcapassos.

Reação global: 4Li + 2SOC 2 4Li+1 + 4C -1 + S+ SO2

Pilhas de combustíveisEsse tipo da pilha usa gases combustíveis

(como hidrogênio) e o oxigênio, que reagindo em suas devidas proporções geram energia. Sua grande apli-cação é em veículos espaciais. Interessante lembrar que ela também não é recarregável.

Reações típicas:

cátodo: O H O e2 22 4+ + − 4 1OH−

ânodo: 2H2 + 4HO-1 4H2O + 4e-

reação global: 2H2 + O2 2H2O

Passaremos agora ao estudo das baterias, que se diferenciam das pilhas por serem recarregáveis.

Baterias de Ni — Cd

São as mais usadas hoje em celulares, câmeras etc., nos quais temos uma reação entre o cádmio (ânodo) e uma mistura catódica, onde o Ni(OH)3 é o principal componente em presença do hidróxido de potássio.

Reação global:

Cd + 2 Ni(OH)3 Cd (OH)2 + 2 Ni(OH)2

Nesse caso vale lembrar que as bases de Ni e Cd são insolúveis e se depositam no eletrodo, fazendo a bateria parar de funcionar (descarregar); porém, se fornecermos energia elétrica, ela inverte a reação, e volta a funcionar.


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Bateria de automóvel — acumuladores de chumbo

Essas baterias são constituídas por duas ou mais pilhas (chamadas elementos) ligadas em série, cada uma das quais possuindo eletrodos de Pb e PbO2 mergulhados em uma solução de H2SO4.

O chumbo se oxida e os cátions Pb+2 formados reagem com os ânions SO4

2−, produzindo PbSO4. As-

sim, no polo negativo (Pb), temos as reações:

Pbs( ) Pb e+ −+2 2

Pb SO aq+ −+2

42( ) PbSO s4( )

Pb SOs aq( ) ( )+ −4

2 PbSO es4 2( ) + −(reação anódica)

Nox=0 Nox=+2

Os elétrons produzidos por essa reação chegam ao PbO2 que, em presença dos cátions H+ do ácido, forma íons Pb+2. Estes, por sua vez, reagem com os ânions SO4

2−, novamente, formando PbSO4(s). Desse

modo, no polo positivo (PbO2), temos as reações:

PbO H es aq2 4 2( ) ( )+ ++ − Pb H Ol+ +2 22 ( )

Pb SO aq+ −+2

42

( ) PbSO s4( )

PbO H SO es aq aq2 424 2( ) ( ) ( )+ ++ − + − PbSO H Os l4 22( ) ( )+ (reação catódica)

Nox=+4 Nox=+2

Somando a reação anódica com a catódica, obtemos a reação global da pilha, que corresponde à descarga da bateria:

Pb PbO H SOs s aq aq( ) ( ) ( ) ( )+ + ++ −2 4

24 2 2 24 2PbSO H Os l( ) ( )+descarga

Enquanto na descarga da bateria os elétrons fluem do chumbo para o PbO2, na recarga os elétrons devem fluir em sentido contrário. Desse modo, as reações em cada eletrodo são inverti-das e o PbSO4 transforma-se, novamente, em Pb e PbO2:

2PbSO4(s) + 2H2O(l) Pb(s) + PbO2(s) + 4H(aq) + 2SO4(aq)+ -2

NOX= +2 NOX=0 NOX=+4

Diferença de potencial (ddp)

Em função de eletrodos diferentes, geramos uma diferença de potenciais que definimos como sendo a diferença existente entre os potenciais de cada eletrodo. A unidade usada para a sua medição é o volt (V).

O valor da diferença de potencial pode ser ob-tido em um instrumento chamado voltímetro, que é instalado entre os dois eletrodos da pilha. Por exem-plo, quando uma pilha de Daniell começa a funcionar com concentrações iniciais de Zn+2 e Cu+2 iguais a 1 mol/L e a uma temperatura de 25ºC, o ponteiro do voltímetro marca 1,1 V.

Força eletromotriz (f.e.m)O maior valor de diferença de potencial que

se pode obter em uma pilha galvânica é chamado força eletromotriz (DE0), que corresponde ao início do funcionamento dessa pilha. A partir desse valor, a diferença de potencial vai sempre diminuindo até chegar a zero. Nesse ponto, não há mais corrente elétrica, pois a pilha atingiu o equilíbrio químico. No último exemplo, temos DE0 = 1,1 V.

A diminuição ou aumento da diferença de po-tencial de uma pilha depende de três fatores:

tipos de eletrodos; •

concentração das soluções onde os eletrodos •estão mergulhados;

temperatura de funcionamento da pilha. •

Influências na diferença de potencial (ddp)

Quanto ao tipo de eletrodos •

Quanto maior a capacidade de ânodo (em forne-cer elétrons) e do cátodo (em receber elétrons), maior será a diferença de potencial da pilha.

Logo, quanto mais distante um metal estiver do outro (em relação à fila de reatividade), maior será a facilidade para fornecer ou receber elétrons, e com isso, maior será a diferença de potencial.

Quanto à concentração das substâncias •

Em função da pilha de Daniell, temos:

Quanto maior o n.º de íons (cátions) da solução, maior será o n.o de colisões com a placa metálica, com isso haverá liberação de maior n.o de elétrons


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Solução: `

Em (a) a diferença de potencial aumenta e em (b) diminui.

Dada a pilha Pb/Pb3) +2 // Ag+/Ag nas condições-padrão, adiciona-se uma solução de iodeto de alumínio (A l3) à solução de AgNO3 que contém o eletrodo de prata. Como consequência, precipita-se o iodeto de prata.

Dê a equação química da reação.a)

Explique o que ocorreu com a diferença de poten-b) cial da pilha após a reação.

Solução: `

a) A I Ag NO Agl A NOl l

+ − + − + −+ + + → ↓ + +3 13

333 3 3 3 3

Como os íons Agb) + são retirados da solução, em razão da precipitação do Agl, a [Ag+] diminui. Como resultado, a diferença de potencial também diminui.

Potenciais-padrão (Eº)Para detemrinar os Eres e os Eoxi das diversas

espécies, foi escolhido como padrão o eletrodo de hidrogênio, que consiste em um fio de platina (Pt) no interior de um tubo de vidro preenchido com gás hidrogênio (H2). O fio de platina está ligado a uma placa de platina em que o H2(g) fica adsorvido, e a pla-tina não participa da reação. O conjunto está imerso em uma solução ácida, em que a concentração dos íons H+ é 1 mol/L, à pressão de 1atm.

Por convenção, foi atribuído a esse eletrodo o valor zero, tanto para o seu Eoxi

0 como para o Ered0 .

E =0H H0

2(g), (aq)+ E =0

H ,H0

(aq)+

2(g),

Esses potenciais são obtidos combinando-se o eletrodo-padrão de hidrogênio com cada um dos outros eletrodos. Dessa combinação, resultam duas possibilidades:

quando o eletrodo • fornece elétrons ao ele-trodo-padrão, seu potencial é indicado com sinal negativo;

contrariamente, quando o eletrodo • recebe elétrons do eletrodo-padrão, seu potencial é indicado com sinal positivo.

que estariam sendo enviados ao cobre, o que provo-ca um decréscimo na ddp da pilha, por outro lado, aumentando a concentração de Cu+2 passará a ter mais elétrons sendo retirados do eletrodo de cobre, facilitando a chegada de novos elétrons, isso provoca um aumento da ddp.

Quanto à temperatura •

Quanto maior é a temperatura, mais fácil é a superação das forças existentes entre os elétrons e o núcleo de um átomo. Assim, com o aumento de temperatura, os elétrons são mais facilmente libera-dos do ânodo para o cátodo e desse para a solução, onde provocarão a redução dos cátions. Portanto, como resultado, ocorre um aumento na diferença de potencial.

Uma vez que a diferença de potencial depende dos fatores já mencionados, torna-se necessário manter as mesmas condições de concentração e temperatura para compararmos as diferenças de potencial de diferentes pilhas. Essas condições são chamadas condições-padrão (ou condições normais) e correspondem a uma concentração dos íons em água de 1 mol/L a uma temperatura de 25ºC.

Exemplos: `

Na temperatura de 25ºC, considere duas pilhas, A e 1) B, constituídas pelos mesmos eletrodos, isto é, Mg e Cu. As concentrações de cada solução são dadas abaixo para cada uma das pilhas:

A Mg mol L Cu mol L

B Mg m

aq aq

aq

: [ ] , / ;[ ] , /

: [ ] ,

( ) ( )

( )

+ +

+

= =

=

2 2

2

13 0 1

0 1 ool L Cu mol Laq/ ;[ ] , /( )+ =2 13A Mg mol L Cu mol L

B Mg m

aq aq

aq

: [ ] , / ;[ ] , /

: [ ] ,

( ) ( )

( )

+ +

+

= =

=

2 2

2

13 0 1

0 1 ool L Cu mol Laq/ ;[ ] , /( )+ =2 13

0,1 mol/L

1,3 mol/L

Qual dessas pilhas tem maior ddp em relação às condições-padrão? Justifique.

Solução: `

Podemos aplicar o Princípio de Le Châtelier à relação:

Mg Cu Mg Cus aq aq s( ) ( ) ( ) ( )+ → ++ +2 2

Diminuindo-se [ ]( )Mg aq+2 e aumentando-se [ ]( )Cu aq

+2 , o equilíbrio é deslocado para a direita, que é favorável à reação de funcionamento da pilha. Como isso a pilha B terá maior ddp em comparação às condições-padrão.

Considere estas pilhas nas condições-padrão:2)

Cu/Cua) +2 // Ag+ / Ag

Zn/Znb) +2 // Cu+2 / Cu

Se acrescentarmos água às soluções contendo os ele-trodos de cobre, que variação ocorrerá na diferença de potencial de cada pilha?


7EM

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025

Exemplos: `

Zn

Ag

e-

e-

e-

e-

e-

e-

e-

e-

voltímetro

voltímetro

E0 = – 0,76V

E0 = + 0,8V

EPH

EPHPt

Pt

gásH2(1 atm)

gásH2(1 atm)

IESD

E B

rasi

l S.A

.

Desse modo, podemos organizar uma lista com as seguintes características:

os eletrodos que fornecem elétrons (ânodos) •são colocados acima do hidrogênio, ficando com o sinal negativo;

os eletrodos que recebem elétrons (cátodos) •são colocados abaixo do hidrogênio, ficando com o sinal positivo.

A lista assim organizada, contendo as semi-reações para cada eletrodo, é conhecida como tabela dos potenciais-padrão de redução.

Potenciais-padrão de redução (E0)Semirredução E0(V)

concentrações iônicas: 1 mol/L em águatemperatura: 25ºC / pressão para os gases: 1atm

Li e Li

K e K

Ba e Ba

Ca e Ca

+ −

+ −

+ −

+ −

+ →← + →←

+ →← + →←

2

2

2

2

NNa e Na

Mg e Mg

A e A

Mn e

+ −

+ −

+ −

+ −

+ →← + →← + →← + →

2

3

2

2

3

2

l l

←← + →← ++ →← + →←

− −

+ −

+ −

Mn

H O e H OH

Zn e Zn

Cr e C

2 2 2

2

3

2 22

3 rr

Fe e Fe

PbSO e Pb SO

Ni e Ni

S

+ −

− −

+ −

+ →← + →← +

+ →←

2

4 42

2

2

2

2

nn e Sn

Pb e Pb

Fe e Fe

H e

+ −

+ −

+ −

+ −

+ →← + →← + →← + →

2

2

3

2

2

3

2 2 ←← + →← +

+ →← ++

− + −

− −

+ −

H

AgC e Ag C

Hg C e Hg C

Cu e

2

2 22

2 2 2

2

l l

l l

→← + →← + →← + + →←

+ −

− −

+ −

Cu

Cu e Cu

I e I

H O eaq2

2

2 2

2 2( )

HH O

Fe e Fe

Ag e Ag

Br e Br

Oaq

2 23 2

2 2 2

+ − +

+ −

− −

+ →← + →←

+ →← ( )

22 2

22

2

2 72

4 4 2

4 2 2

14

+ + →← + + →← ++

+ −

+ − +

−

H e H O

MnO H e Mn H O

Cr O H++ − +

− −

− + −

+ →← ++ →← + +

6 2 7

2 2

2 12 10

32

2

3

e Cr H O

C e C

C o H egl l

l

( )

→← ++ + →← +

+ + +

+ − − +

− +

C H O

H MnO e Mn H O

PbO SO H

l2 2

42

2

2 42

6

8 5 4

4 22 2

2 2 2

2

4 2

2 2 2

2 82

e PbSO H O

H O H e H O

S O e

−

+ −

− −

→← ++ + →← + →← 22

2 24

2

2

SO

F e F

−

− −+ →←

-3,05

-2,92

-2,90

-2,76

-2,71

-2,38

-1,67

-1,03

-0,83

-0,76

-0,74

-0,44

-0,36

-0,25

-0,14

-0,13

-0,04

0,00

+0,22

+0,27

+0,34

+0,52

+0,54

+0,68

+0,77

+0,80

+1,09

+1,23

+1,28

+1,33

+1,36

+1,47

+1,49

+1,69

+1,78

+2,00

+2,87

Características gerais da tabela de potenciaisFoi feita em função da redução, assim, para saber os potenciais de oxidação, basta inverter o sentido

e trocar o sinal do potencial.

Quanto maior for o potencial de redução, mais facilmente o eletrodo recebe elétrons; logo será o melhor oxidante. Por outro lado, quanto menor o potencial de redução, maior será a capacidade de fornecer elétrons; logo maior será o potencial de oxidação, ou seja, ele será o melhor redutor.


8 EM

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025

Cálculo da diferença de potencial ou força eletromotriz da pilha

Se dadas as semirreações de oxidação e redução:

∆E E +E0oxi red⇒

Se não forem dadas as semirreações, podemos fazer este cálculo, da seguinte forma:

∆

∆

E E E

E E E

do cátodo0

do ânodo0

0do oxidante0

do redutor0⇒

⇒

Exemplos: `

É dada a equação total de uma pilha:4)

2 3 2 32 3A Cu A Cus aq aq sl l( ) ( ) ( ) ( )+ → ++ +

Sabendo que o valor da fem é 2,01V e que o potencial de oxidação do cobre é –0,34V, calcule o potencial de redução do alumínio.

Solução: `

∆E E E

E

E V

oxi red

oxi Al

oxi A

0 0 0

0

0

2 01 0 34

1 67

= +

= +

= +

, ,

,

( )

( )l

Como é pedido o potencial de redução, basta inverter o sinal: -1,67V.

Nas condições-padrão considere os seguintes 5) potenciais de redução em que x é um valor des-conhecido:

Zn e Zn

Cu e Cuaq s

aq s

( ) ( )

( ) ( )

+ −

+ −

+ →+ →

2

2

2

2

Eo = –0,76V

Eo = x

Calcule o valor de x sabendo que a fem da pilha é a) 1,10V e que o eletrodo de zinco é o ânodo.

Escreva a equação total da pilha.b)

Solução: `

∆E E E

x

x V

cátodo ânodo0 0 0

110 0 76

0 34

= −= − −

=, ( , )

,

a)

Zn Cu Zn Cus aq aq s( ) ( ) ( ) ( )+ → ++ +2 2b)

São dadas as reações de semipilha:6)

Mg e Mg

A e Aaq s

aq s

( ) ( )

( ) ( )

+ −

+ −

+ →+ →

2

3

2

3l l

E0 = –2,38V

E0 = –1,67V

Calcule a força eletromotriz usando a reação global da pilha.

Solução: `

oxidação: Mg Mg es aq( ) ( )→ ++ −2 2 E0 = +2,38V

redução: A e Aaq sl l( ) ( )+ −+ →3 3 E0 = –1,67V

A equação global é obtida somando-se as semirreações e cancelando-se os elétrons.

3 2 3 23 2Mg A Mg As aq aq s( ) ( ) ( ) ( )+ → ++ +l l

O valor da fem é obtido fazendo-se a soma algébrica:

∆

∆

∆

E E E

E V V

E V

oxi red0 0 0

0

0

2 38 1 67

0 71

= +

= + −

= +

, ,

,

Proteção catódica e galvanização

As pilhas também podem ser utilizadas no controle da corrosão, em geral, evitando a sua oxi-dação.

Proteção catódicaA corrosão dos metais é uma típica reação de

oxidação em que o metal perde elétrons para um oxidante, por exemplo, no caso do ferro que enferruja em presença do ar e sua umidade:

Fe Fe e oxida o

O H O e OH redu o

→ +

+ + →

+ −

− −

2

2 2

2

12

2 2 ( )

( )

em função disso: Fe+2 + 2OH- Fe (OH)2

que em presença de ar:

Fe (OH)2 + 12 O2 + H2O 2Fe (OH)3

(ferrugem)

Como evitar a ferrugem?

Devemos reverter a oxidação do Fe a Fe+2, logo devemos escolher um outro metal mais reativo que o ferro, para que este forneça elétrons e reverta o processo. Em outras palavras, se há um metal com potencial de oxidação maior que o do ferro ou poten-cial de redução menor que o do ferro, na pilha o ferro passa a cátodo e esse metal a ânodo, evitando-se a corrosão.

Podemos escolher, por exemplo: o magnésio.

e-e-

Fe

(cátodo) (ânodo)

IESD

E B

rasi

l S.A

.

Mg


9EM

_V_Q

UI_

025

Responda:

Em qual dos casos o prego ficará com uma mancha a) avermelhada?

Qual o nome da substância avermelhada? Justifique b) sua resposta usando a tabela dos potenciais-padrão de redução.

Solução: `

Fe Zn Fe Zn

Fe Cu Fe Cu

s aq aq s

s aq aq s

( ) ( ) ( ) ( )

( ) ( ) ( ) ( )

+ → +

+ → +

+ +

+ +

2 2

2 2

a) ∆ = −

∆ = +

E V

E V

0

0

0 32

0 78

,

,

Portanto, o prego ficará com a mancha avermelhada na reação em que E0 > 0.

Cobre.b)

São dados os potenciais de redução:8)

NO H e HNO H O

Zn e Zn

C e C

− + −

+ −

−

+ + →← ++ →←

+ →←

33 2

2

2

3 2

2

2 2l l

−−

E VE VE V

0

0

0

0 940 76135

= += −= +

,,,

A fim de reduzir o íon nitrato, componha a equação correspondente.

Solução: `

Para reduzir o íon nitrato é necessário que a reação pedida tenha E0 > 0. Assim, temos:

NO H Zn Zn HNO H O− + ++ + → + +3 22 23

em que E0 = 0,94 + 0,76 = +1,7V.

9)

Calcule o a) DE0 mais alto que se pode obter a partir da reação que envolve a redução do ferro (II) por um dos metais do quadro.

Escreva a equação química balanceada do processo.b)

Solução: `

Para atingir o maior a) E0, devemos ter um par das espécies em que ocorre a maior diferença de po-tencial. Como uma das semirreações envolve a re-dução de ferro II, representada a seguir:

Fe2+ + 2 e— Fe0 E Vred0 0 44= − ,

a outra será a semirreação de oxidação do magnésio:

Mg Mg+2 + 2e- E Voxi0 2 37= + ,

∆ = +

∆ = + + −

E E E

Eoxi red

0

0 2 37 0 44( , ) ( , ) ∆ = +E V0 1 93,

Mg + Feb) 2+ Mg2+ + Fe

Desse modo, o magnésio é oxidado em lugar do ferro, que permanece protegido graças à reação:

Mg + Fe+2 Mg+2 + Fe

Esse processo de proteção do ferro por um outro metal mais reativo é chamado de proteção catódi-ca, e o metal protetor é conhecido como metal de sacrifício.

Galvanização

Revestimento de ferro com zinco — galvanização

O ferro e o aço (que é essencialmente uma liga de ferro com pequenas quantidades de carbono) também podem ser protegidos por meio da galva-nização, em que são revestidos por uma camada de zinco. Essa associação de metais funciona como uma pilha galvânica na qual o zinco é o ânodo e o ferro, o cátodo:

Zn Zn+2 + 2e-

Fe+2 + 2e- FeZn + Fe+2 Zn+2 + Fe

2e-

(ânodo)(cátodo)

Portanto, o zinco se oxida em lugar do ferro.

Revestimento de ferro com estanho — folha de flandres ou lata

Nesse caso, a finalidade do revestimento com estanho é, simplesmente, proteger o ferro, impedin-do-o de ficar exposto ao ar e à água. Se a lata é riscada ou amassada e parte do revestimento de estanho se perde, o ferro exposto ao ar se oxida, sofrendo corrosão rapidamente.

Observando os potenciais Ered0 , temos:

Fe+2 + 2 e- Fe E Vred0 0 44= − ,

Sn2+ + 2 e- Sn E Vred0 0 14= − ,

Note que o potencial de redução do Fe2+ é me-nor do que o do Sn2+. Assim, o potencial de oxidação do ferro é maior que o do estanho, ou seja, o ferro perde elétrons mais facilmente, o que acarreta a sua corrosão.

Exemplo: `

Em um prego de ferro (não enferrujado) coloca-se 7) uma gota de solução de ZnSO4 e em outro coloca-se uma gota de solução de CuSO4. Após alguns segundos, levam-se e enxugam-se os pregos.


10 EM

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025

(UFMG) Certos metais que se oxidam mais 10) facilmente que o ferro podem ser usados na fabricação de eletrodos de sacrifício, que previ-nem a corrosão de objetos de ferro, como canos de água ou de esgoto. A proteção se baseia na oxidação preferencial desses metais no lugar do ferro. O quadro a seguir apresenta os potenciais-padrão de redução para algumas semirreações (t = 25ºC):

Mg2+ + 2e– Mg E0 = –2,37V

Zn2+ + 2e– Zn E0 = –0,76V

Fe2+ + 2e– Fe E0 = –0,44V

Ni2+ + 2e– Ni E0 = –0,25V

Sn2+ + 2e– Sn E0 = –0,14V

Fe3+ + e– Fe2+ E0 = +0,77V

Ag+ + e– Ag E0 = +0,80V

Considerando-se que, numa primeira etapa da cor-rosão do ferro, ocorra a semirreação:

Fe Fe2+ + 2e—

Cite todos os metais do quadro apropriados para prevenir essa corrosão como eletrodo de sacrifício. Justifique a resposta.

Solução: `

Como, na corrosão do ferro, ocorre a semirreação:

Fe Fe2+ + 2e—

Os metais que devem ser utilizados para prevenir essa corrosão (oxidação) devem apresentar, em comparação com o ferro, um potencial de oxidação maior ou um potencial de redução menor.

E Eredução do metal redução do ferro0 0<

Assim, os metais magnésio e zinco são os ade-quados para serem utilizados como eletrodo de sacrifício:

Mg2+ + 2e- Mg E0 = –2,37V aumento

do E red0Zn2+ + 2e- Zn E0 = –0,76V

Fe2+ + 2e- Fe E0 = –0,44V

Logo, o Mg e o Zn oxidam-se mais rapidamente que o Fe, evitando a sua oxidação e protegendo-o.

Considere a reação 2H1. 2O + 2F2 → 4HF + O2. Identifique:

a substância redutora e a oxidante.a)

a substância oxidada e a reduzida.b)

a substância que oxida outra e a que reduz outra.c)

Solução: `

Inicialmente, devemos verificar os números de oxi-a) dação de todos os elementos:

diminui o Nox: redução

aumenta o Nox: oxidação

2 22 2H O F+ 4 2HF O++1 –1 00+1 –2

A substância redutora é a que contém o átomo que fornece elétrons e, consequentemente, tem o seu número de oxidação aumentado.

Nessa reação, esse átomo é o oxigênio. Portanto, o redutor é a substância H2O, e não o oxigênio isoladamente.

A substância oxidante é a que contém o átomo que recebe elétrons e, por isso, tem seu número de oxidação diminuído. Nesse caso, esse elemento é o flúor. Portanto, o oxidante diminuído. Nesse caso, esse elemento é o flúor. Portanto, o oxidante é a substância F2, e não o F isoladamente.

A substância oxidada corresponde ao reagente que b) contém um átomo que perde elétrons, ou seja, cujo número de oxidação aumenta. Como tal elemento é o oxigênio, essa substância é H2O.

A substância reduzida, por sua vez, corresponde ao reagente que contém o átomo que ganha elétrons, ou seja, cujo número de oxidação diminui. Como esse elemento é o flúor, a substância reduzida é F2.

A substância que oxida outra é aquela que contém c) o átomo que recebe elétrons (F2) e a substância que reduz outra é a que contém o átomo que for-nece elétrons (H2O). Dizemos, então, que F2 oxida H2O e que H2O reduz F2.

Verifique se estas equações descrevem reações de 2. oxirredução:

2HCa) + Na2O →2NaC + H2O

CHb) 4 + 2H2O → CO2 + 4H2

2Fec) +3 + 2l- → 2Fe+2 + I2


11EM

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025

Em uma solução aquosa de sulfato de cobre e nitrato de 4. zinco um metal X reage com a primeira mas não com a segunda substância. Qual dos metais envolvidos tem o maior potencial de oxidação?

Solução: `

Quanto maior o potencial de oxidação, maior a facilidade em se oxidar, ou seja, perder elétrons. Pelos dados do problema, temos:

fornece elétrons para Cu+2

não fornece elétrons para Zn+2xPortanto, na fila de reatividade, o metal X está localizado antes do Cu e depois do Zn. Disso resulta a seguinte ordem:

maior tendência em perder elétronsZn X Cu

Desse modo, o metal com o maior potencial de oxidação é o Zn.

(Fuvest) Deixando funcionar a pilha esquematizada na 5. figura a seguir, a barra de zinco vai se desgastando e a de chumbo fica mais espessa, em consequência da deposição de átomos neutros de Pb.

No início do experimento, as duas barras apresentavam as mesmas dimensões. Represente, com equações, o desgaste da barra de chumbo. Indique o sentido do fluxo de elétrons no fio metálico.

fio metálico

paredeporosa

solução aquosa deZn(NO )3 2

Pb

solução aquosa dePb(NO )3 2

Zn

Solução: `

Zn Zn+2 + 2e–

Pb+2 + 2e Pb

Fluxo de elétrons

Zn Pb.

(Unicamp) Na pilha cobre/zinco, sendo o cobre o ele-6. mento mais nobre, ocorre a reação representada por:

Zn + Cu+2→ Cu + Zn+2

Indique o oxidante e o redutor dessa reação.a)

Escreva a equação da reação que ocorre na pilha b) prata/cobre, sabendo-se que a prata é o elemento mais nobre.

Solução: `

Uma reação é de oxirredução quando pelo menos dois elementos sofrem alguma mudança de número de oxidação. Podemos, então, fazer essa verificação deter-minando o número de oxidação de cada elemento antes e depois da reação.

+1 –1 +1 –2 +1 –1 +1 –2

2HCa) + Na2O 2NaC + H2O

Vemos que todos os elementos conservam os mesmos números de oxidação antes e após a reação, ou seja, nenhum elemento se oxida ou se reduz. Consequente-mente, esta não é uma reação de oxirredução.

+1 –2 0+1–4 +4 –2

CHb) 4 + 2H2O CO2 + 4H2

O número de oxidação do carbono muda de –4 para +4 e o do hidrogênio, de +1 para zero. Portanto, o carbono se oxida (pois seu número de oxidação aumenta) e o hidrogênio se reduz (pois seu número de oxidação diminui). Podemos concluir que se trata de uma reação de oxirredução.

+2–1 0+3

2Fec) +3 + 2l – 2Fe+2 + I2Nessa reação, cada íon Fe+3 recebe 1 elétron de um íon l — e se transforma em Fe+2. O íon l —, por sua vez, transfor-ma-se num átomo I, ao perder seu elétron, e se combina com outro átomo nessa mesma situação para formar uma molécula I2. Como ocorrem variações de números de oxidação, trata-se de uma reação de oxirredução.

Considere a reação 2A3. + 3Sn+2→ 2A +3 + 3Sn.

Identifique:

O agente redutor e o agente oxidante.a)

O reagente oxidado e o reduzido.b)

Qual dos reagentes oxida e qual reduz o outro.c)

Solução: `

A mudança de números de oxidação é dada por:a)

diminui o Nox: redução

aumenta o Nox: oxidação

2 3 2A Snl + + 2 33A Snl

+ ++3 00 +2

A é o redutor, pois sofre oxidação ao perder seus elétrons.

Sn+2 é o oxidante, pois sofre redução ao receber elétrons.

A substância oxidada é o próprio redutor (Ab) ) e a reduzida é o próprio oxidante (Sn+2).

O Snc) +2 oxida A , ou seja, retira elétrons de A . Por sua vez, A reduz Sn+2, isto é, fornece elétrons a esse íon.


12 EM

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025

Solução: `

oxidante a) Cu+2

redutor Zn

2 Agb) +1 + Cu Cu+2 + 2 Ag0

(UFRJ) As manchas escuras que se formam sobre obje-7. tos de prata são, geralmente, películas de sulfeto de prata (Ag2S) formadas na reação da prata com compostos que contêm enxofre e que são encontrados em certos alimentos e no ar. Para limpar a prata, coloca-se o objeto escurecido para ferver em uma panela de alumínio com água e detergente. O detergente retira a gordura da mancha e do alumínio, facilitando a reação do alumínio da panela com o sulfeto de prata, regenerando a prata, com o seu brilho característico.

Escreva a equação da reação de “limpeza da prata” a) referida no texto.

Com base no processo de “limpeza da prata” des-b) crito, podemos construir uma pilha de alumínio e prata, de acordo com o esquema a seguir:

Escreva a semirreação que ocorre no cátodo.

A Ag

A 3+

soluçãoAg+

solução

IESD

E B

rasi

l S.A

.

Solução: `

A reação entre o alumínio da panela e o sulfeto a) de prata, que regenera a prata, é uma reação de oxirredução. Os íons Ag+ se transformam em prata metálica (Ag), enquanto o alumínio metálico (A ) se transforma em íons A 3+.

2 A + 3 Ag2S 6 Ag + 1 A 2S3

2 A + 6 Ag+ + 3 S2- 6 Ag + 2 A 3+ + 3 S 2-

A + 3 Ag+ 3 Ag + A 3+

0 +3oxidaçãoredução+1 0

Como já vimos, o alumínio sofre oxidação, e a prata, b) redução. Assim, temos:

eletrodo de alumínio

oxidaçãoânodo

polo negativoA A 3+ + 3 e-

eletrodo de prata

reduçãocátodo

polo positivoAg+ + e- Ag°

Nessa pilha, o fluxo de elétrons ocorre do eletrodo de alumínio para o de prata.

(Unicamp) O desenho a seguir representa o corte de 8. uma pilha de manganês.

MnO2(s)

grafite

Zn(s) ZnCl2(s)+NH4Cl(s)+H2O(l)

As reações que ocorrem durante o funcionamento da pilha são:

2 2 22 4MnO NH es aq( ) ( )+ ++ −

Mn O NH H Os aq l2 3 3 22( ) ( ) ( )+ +

Zn s( )

Zn eaq( )

2 2+ −+

Qual é o agente oxidante nessa reação?a)

Cite uma substância cuja quantidade diminui e uma b) cuja quantidade aumenta quando a pilha está fun-cionando.

Solução: `

MnOa) 2

Zn, MnOb) 2 – diminuem

H2O, NH3, Mn2O3 – aumentam

(Unicamp) A figura a seguir representa uma pilha usada 9. em relógios e cronômetros.

isolante

pasta de KOH e água

óxido de mercúrio (II)

aço inox

zinco metálico

As reações que ocorrem nessa pilha são:

Zn s( ) Zn eaq( )2 2+ −+

HgO H O es l( ) ( )+ + −2 2 Hg OH aq( ) ( )l

+ −2

De qual eletrodo partem os elétrons quando a pilha a) está fornecendo energia? Justifique.

Cite duas substâncias cujas quantidades diminuem b) com o funcionamento da pilha. Justifique.

Solução: `

Zn, pois ocorre a oxidação.a)

Zn e HgO.b)


13EM

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025

Sabendo que a placa I corresponde ao chumbo e a placa 1. II corresponde ao zinco, identifique através do fluxo de elétrons as placas I e II.

Dados:Pb+2 + 2e− Pb Eº = − 0,13V

Zn+2 + 2e− Zn Eº = − 0,76V

A solução I corresponde a Pb(NO2. 3)2 e a solução II Zn(NO3)2. Identifique as soluções I e II.

O eletrodo B é o polo positivo ou negativo?3.

O eletrodo A é o cátodo ou ânodo?4.

Escreva a semirreação que ocorre no eletrodo A.5.

O processo é espontâneo?6.

A concentração de íons, provenientes da placa A, au-7. menta na cuba A?

A concentração de íons, provenientes da placa B, au-8. menta na cuba B?

Há corrosão na placa B?9.

Escreva a semirreação que ocorre no eletrodo B.10.

Escreva a reação global da pilha.11.

Qual a função da ponte salina?12.

As baterias dos automóveis são cheias de solução 13. aquosa de ácido sulfúrico. Sabendo-se que essa solução contém 38% de ácido sulfúrico em massa e densidade igual a 1,29g/cm3, pergunta-se:

Qual é a concentração do ácido sulfúrico em mol a) por litro [massa molar do H2SO4 = 98g/mol]?

Uma bateria é formada pela ligação em série de 6 b) pilhas eletroquímicas internas, onde ocorrem as se-mirreações representadas a seguir:

polo negativo (−):

Pb SO PbSO e+ − → + −42

4 2 E = +0,34V

polo positivo(+):

PbSO H O PbO SO H e4 2 2 2 42 4 2+ → + − + + + −

E = −1,66V

Qual a diferença de potencial (voltagem) dessa bateria?

Numa célula contendo Zn/ZnSO14. 4 e Cu/CuSO4 em circui-to fechado, através da membrana porosa passam:

somente cátions Zna) ++.

somente cátions Cub) ++.

somente ânions c) SO4− .

cátions Znd) ++ e ânions SO4− em sentidos opostos.

nenhuma passagem ocorre.e)

(UFV) A bateria de automóveis possui dois tipos de 10. eletrodos (de PbO2 e de Pb0), mantidos em solução de H2SO4. A equação correspondente à reação envolvida na geração de energia é:

PbO2 + Pb0 + 2 H2SO4 2 PbSO4 + 2 H2OIdentifique a alternativa correta, relacionada ao processo de geração de energia:

Nos eletrodos de Pba) 0 ocorre redução.

Nos eletrodos de PbOb) 2 há perda de elétrons, produzindo Pb2+ que reage com o H2SO4, pro-duzindo PbSO4.

Nos eletrodos de Pbc) 0 há ganho de elétrons, pro-duzindo Pb2+ que reage com o H2SO4, produzin-do PbSO4.

O elemento chumbo sofre oxidação nos eletro-d) dos de Pb0 e redução nos eletrodos de PbO2.

Nos eletrodos de PbOe) 2 ocorre oxidação.

Solução: ` D

A reação envolvida indica a descarga da bateria, pois está produzindo energia. Se calcularmos os Nox dos átomos, teremos:

PbO Pb H SO2 2 42+ + 2 24 2 PbSO H O++4 –2 0 +1 +6 –2 +2 +6 –2 +1 –2

eletrodode PbO2

eletrodode Pb

Note que:

PbO2 PbSO4

+4 +2redução

Logo, o PbO2 irá receber elétrons ao se reduzir. Já o Pb perderá elétrons ao se oxidar:

Pb PbSO4

0 +2oxidação

Com base no esquema apresentado, responda às perguntas a seguir:

Solução A

Placa A Placa B

Solução B

e-

V

Ponte Salina

III


14 EM

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025

Na célula anterior, sabendo-se que:15.

Znº Zn++ + 2 e– Eº = +0,76VCuº Cu++ + 2 e– Eº = −0,35V

A força eletromotriz da célula é:+0,76Va)

−0,35Vb)

+0,41Vc)

+1,11Vd)

−0,41Ve)

(Cesgranrio) Constrói-se uma pilha galvânica padrão 16. usando-se como eletrodos:

Fio de prata metálica mergulhado em solução de I. íons Ag+.

Fio de níquel metálico mergulhado em solução de II. íons Ni2+.

Dados:

Ni aq( )2+

+ 2 e− → Ni(s) Eº = −0,25VAg aq( )

+ + e− → Ag(s) Eº = 0,80V

O ânodo, o cátodo e o potencial-padrão da pilha são, respectivamente:

Ag; Ni; −1,05Va)

Ni; Ag; 1,05Vb)

Ag; Ni; 1,35Vc)

Ag; Ni; 1,30Vd)

Ni; Ag; −0,55Ve)

(IME)17.

Determine o potencial-padrão de uma célula for-a) mada por eletrodos de Cu e Cd, em que os eletróli-tos são sais de Cu2+ e Cd2+.

Indique o eletrodo positivo, o ânodo e o metal que b) se reduz.

Dados:

Cu2+ + 2 e− → Cu ECu2+ / Cu = +0,337V

Cd2+ + 2 e− → Cd ECd2+

/ Cd = −0,403V

(IME) Dadas as reações de meia célula:18.

Cu2+ + 2 e− → Cu+ Eº = 0,153VI2 + 2 e− → 2 I− Eº = 0,536V

pede-se:

escrever a equação que representa a reação global a) da célula;

calcular o potencial de eletrodo global (Eº).b)

Com base nos potenciais normais de redução abaixo:19.

Zn2+ + 2 e− → Znº Eº = −0,76VCu2+ + 2 e− → Cuº Eº = +0,34VAg+ + 1 e− → Agº Eº = +0,80V

Pode-se afirmar que o melhor agente oxidante é:

Zna) 2+

Cuºb)

Cuc) 2+

Agºd)

Age) +

Na cela eletroquímica representada pela equação:20.

Niº + 2 Ag+ → Ni2+ + 2 Agº

É correto afirmar que:

os elétrons fluem, pelo circuito externo, da prata a) para o níquel.

o cátodo é o eletrodo de níquel.b)

o eletrodo de prata sofre desgaste.c)

a prata sofre redução.d)

a solução de níquel irá se diluir.e)

Considere as semirreações abaixo, onde X e Y são 21. metais:

X2+ + 2 e− → X Eº = 1 voltY+ + e− → Y Eº = −2 volts

Uma placa de metal Y, imersa em solução aquosa contendo íons X2+ e Y+:

ficará inalterada.a)

será oxidada, dando íons Yb) +.

será reduzida, dando íons Xc) 2+.

receberá elétrons dos íons Xd) 2+.

perderá elétrons para os íons Ye) +.

Na pilha eletroquímica Znº / Zn22. 2+ // Cu2+ / Cuº, ocorrem reações de óxidorredução. Nesse sistema pode-se afirmar que:

no polo negativo há oxidação de Cuº a Cua) 2+.

no polo negativo há oxidação de Znº a Znb) 2+.

no polo positivo há oxidação de Cuº a Cuc) 2+.

no polo positivo há oxidação de Znº a Znd) 2+.

no polo positivo há redução de Zne) 2+ a Znº.

O esquema a seguir representa uma célula eletroquímica 23. no estado padrão:

Ag

Ag+

Al3+

Al

V

Ag+ + e Ag

0

Al3+

+ 3e Al0

E0 = +0,80 V

E0 = -1,70 V

-

-


15EM

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025

Considerando essas informações:

escreva a semirreação catódica.a)

escreva a semirreação anódica.b)

calcule o c) DEº da pilha.

O esquema abaixo refere-se a uma pilha galvânica:24.

Cd

Cd+2

Al3+

Al

V

Dados:

Cd2+ + 2 e− → Cdº Eº = −0,40V

Al+3 + 3 e− → Alº Eº = −1,70V

O oxidante e o redutor são, respectivamente:

Alº e Cdºa)

Alb) +3 e Cdº

Cdc) +2 e Alº

Cdº e Ald) +3

Cde) +2 e Al+3

Para responder às questões de números 25 e 26 considere os potenciais-padrão de redução abaixo.

Eº(volts)

Mg2+ + 2 e− Mg −2,37

Mn2+ + 2 e− Mn −1,18

Zn2+ + 2 e− Zn −0,763

Cu2+ + 2 e− Cu +0,337

Ag+ + e− Ag +0,799

Com maior facilidade, o íon que pode ser reduzido a 25. metal é:

Mga) 2+

Mnb) 2+

Znc) 2+

Cud) 2+

Age) +

Pode ocorrer reação de oxirredução entre:26.

Mn e Mga) 2+

Mg e Agb) +

Cu e Znc) 2+

Ag e Cud) 2+

Zn e Mne) 2+

Com base na tabela de potencial-padrão de redução responda às perguntas abaixo.

O processo Zn27. 2+ + Cuº → Znº + Cu2+ ocorre espon-taneamente?

É possível armazenar uma solução de ácido clorídrico 28. em um tambor de ferro?

Você pode limpar um vaso de estanho com vinagre?29.

Lembre-se de que o vinagre é uma solução ácida e que os íons H+ derivam do ácido acético.

H aq( )+30. pode oxidar Znº a Zn2+?

H31. + pode oxidar Cuº a Cu+2?

Qual o melhor agente oxidante entre as espécies 32. Cr O2 7

2− , MnO4− e Cl2?

O que é eletrodo de sacrifício?33.

Considere X e Y como dois metais quaisquer tal que:34.

X+ + e− → Xº Eº > −0,44V

Fe2+ + 2e− → Fº Eº = −0,44V

Y+ + e− → Yº Eº < −0,44V

Qual dos metais, X ou Y, será eletrodo de sacrifício?a)

Qual a reação espontânea entre o ferro e o metal X?b)

Escreva as semirreações de uma pilha formada pe-c) los eletrodos de X e Y.

Um técnico construiu uma pilha padrão com um ele-35. trodo de cobre e um eletrodo de um metal M. Quando um voltímetro acusou uma ddp igual a 0,60V, o técnico observou que o eletrodo de cobre era o cátodo da pilha. Nessas condições, qual o potencial padrão de redução do eletrodo do metal M?

(Dado: Eº de redução do eletrodo de cobre = + 0,34V)

Com relação à pilha da questão anterior, qual a equação 36. da reação espontânea do processo, sabendo que todos os íons metálicos possuem carga igual a +2?

(PUC-Rio) A figura abaixo representa uma pilha, utilizada 1. como fonte de energia para relógios eletrônicos e calcu-ladoras, constituída de zinco e óxido de prata.

cátodo

cátodo

ânodo

ânodo

tampa

corpo metálico

Ag2O + H2O + 2e- 2Ag + 2OH- E0 = + 0,344 V

Zn(OH)2 + 2e- Zn + 2OH- E0 = - 1,25 V


16 EM

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UI_

025

Ag2O + H2O + 2e− 2Ag + 2OH− Eº = +0,344V

Zn(OH)2 + 2e− → Zn + 2OH− Eº = −1,25V

A respeito dessa pilha, indique a alternativa falsa:

o eletrodo de zinco cede elétrons.a)

a “fem” da pilha é de, aproximadamente, 1,60V.b)

o cátodo é o óxido de prata.c)

a reação espontânea da pilha é.d)

2Ag + Zn(OH)2 → Ag2O + Zn + H2O.

o eletrodo de menor potencial-padrão de redução e) cede elétrons, sofrendo oxidação.

(Unirio) Você já deve ter sentido uma “dor fina” ao 2. encostar, em sua obturação metálica (amálgama de mercúrio e prata), um talher de alumínio ou mesmo uma embalagem que contenha revestimento de alumínio. O que você sente é resultado de uma corrente elétrica produzida pela pilha formada pelo alumínio e a obtura-ção. Considerando as informações descritas e os dados abaixo, assinale a opção que apresenta a ddp ou “fem” da pilha, o cátodo e o ânodo, nesta ordem:

Dados:

Al3+ + 3e− Al(s) Eº = −1,66V

Hg22 + 2e− → 2Hg (liga com Ag) Eº = +0,85V

ddp Cátodo Ânodo

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

−0,81V Alb) 3+ Hg(s)

−2,51V c) Hg22+ Al(s)

+2,51V Ald) 3+ Hg(s)

+2,51V e) Hg22+ Al(s)

(Cefet-RJ) Considere a pilha representada pelo es-3. quema:

Zn

Zn2+

[Zn2+] = 0,50 M

Zn2+ + 2e Zn

Ag+

AgV

K+NO-3(aq)

Ag+ + e Ag

E0 = -0,76 V

E0 = 0,80 V[Zn2+] = 0,50M

Zn2+ 2e Zn E0 = -0,76 V

Ag+ + e Ag E0 = 0,80 V

Com os dados acima, conclui-se que:

a placa metálica de prata é o cátodo da pilhaa)

[Zn/Zn2+ (0,50M)//Ag+ (0,50M)/Ag].

a força eletromotriz da pilha é 0,04V.b)

haverá perda de massa da placa de prata em virtu-c) de da oxidação desse metal.

haverá aumento de massa na superfície submersa da d) placa de zinco em virtude da redução do íon Zn2+.

a equação global da pilha é 2Ag + Zne) 2+ 2Ag+ + Zn.

(PUC-Rio) Um pilha eletroquímica padrão tem os se-4. guintes eletrodos:

Fio de alumínio mergulhado em uma solução de I. Al3+ 1M.

Fio de cobre mergulhado em uma solução de II. Cu2+ 1M.

Assinale a opção que indica a força eletromotriz dessa pilha padrão de alumínio e cobre.

Dados: Al3+ + 3e− → Al Eº = −1,66V

Cu2+ + 2e− → Cu Eº = + 0,34V

−1,32Va)

+1,32Vb)

+2,00Vc)

+2,66Vd)

+3,98Ve)

Os talheres de prata têm um grande inconveniente: 5. ficam escuros e perdem o brilho. Se os lavarmos em uma bacia que contenha metais menos nobres, escurecerão. Se entrarem em contato com ovos, perderão o brilho. E isto se dá porque os ovos são ricos em enxofre, o qual se liga à prata formando um composto insolúvel: o sulfeto de prata.

Na reação da prata com o enxofre, a prata:

sofre redução.a)

recebe um elétron.b)

sofre oxidação.c)

passa de Agd) + → Agº.

faz ligação covalente com o enxofre.e)

O uso de fontes alternativas de energia torna-se impor-6. tante, em função da atual crise energética (ou apagões). As pilhas são sistemas que convertem energia química em energia elétrica.

Supondo uma pilha constituída pelos componentes abaixo, com seus respectivos potenciais de redução,

A2+

+ 2e A

B+ + 1e B

E0 A A + 0,62 V

E0

B B + 0,21 V

-

-A2+

+ 2e A

B+ + 1e B

E0 A A + 0,62 V

E0

B B + 0,21 V

-

-

V

V

É correto afirmar que:

o componente B sofre redução.a)

o componente A sofre oxidação.b)


17EM

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025

Bc) + é o agente oxidante.

Ad) ++ é o agente redutor.

o componente Ae) ++ sofre redução.

Um químico, para determinar o valor do potencial padrão 7. de redução de um eletrodo M, construiu uma pilha com esse eletrodo e outro eletrodo de hidrogênio (Eº = 0,0V). Experimentalmente, observou que:

D • Eº = 0,5V;

o eletrodo de referência era o polo negativo dessa •pilha.

Com base nessas informações, determine o valor de Ered

o do eletrodo M.

Na montagem a seguir, dependendo do metal (junto 8. com seus íons) têm-se as seguintes pilhas, cujo cátodo (onde ocorre redução) é o cobre:

pilha DE*(volt)

cobre – alumínio 2,00

cobre – chumbo 0,47

cobre – magnésio 2, 71

cobre – níquel 0,59

* diferença de potencial elétrico nas condições padrão

Solução aquosacom Cu2+

Solução aquosacom íons do metal

Cu Metal

Nas condições padrão e montagem análoga, a associação que representa uma pilha em que os eletrodos estão indicados corretamente é:

Cátodo Ânodo

a) níquel – chumbo

b) magnésio – chumbo

c) magnésio – alumínio

d) alumínio – níquel

e) chumbo – alumínio

De uma pilha são conhecidas as semirreações e seus 9. respectivos potenciais-padrão de redução:

Fe3+ + 1 e → Fe2+ Eº = 0,77V

Cl2(g) + 2 e → 2Cl− Eº = 1,36V

Pergunta-se:

Qual a força eletromotriz da pilha?a)

Qual a equação da reação global que nela ocorre?b)

Na pilha cobre/zinco, sendo o cobre o elemento 10. mais nobre, ocorre a reação representada por:

Zn + Cu2+ → Cu + Zn2+

Indique o oxidante e o redutor dessa reação.a)

Escreva a equação da reação que ocorre na pilha b) prata/cobre, sabendo que a prata é o elemento mais nobre.

Deixando funcionar a pilha esquematizada na figura, 11. a barra de zinco vai se desgastando e a de chumbo fica mais espessa, em consequência da deposição de átomos neutros de Pb.

No início do experimento, as duas barras apresentavam as mesmas dimensões. Represente, através de equações, o desgaste da barra de zinco e o espessamento da barra de chumbo. Indique o sentido do fluxo de elétrons no fio metálico.

Solução aquosade Pb(NO

3)

2

Solução aquosade Zn(NO

3)

2

Paredeporosa

Fio metálico

ZnPb

Encanamentos de ferro mergulhados em água sofrem 12. corrosão, devido principalmente à reação:

Fe s H aq Fe aq H g( ) ( ) ( ) ( )+ + → + +22

2

Para proteger encanamentos nessas condições, costuma-se ligá-los a barras de outros metais, que são corroídos no lugar dos canos de ferro.

Conhecendo os potenciais-padrões de redução:

Cu e Cu s E V

Fe e Fe s E V

Mg e Mg

22

00 34

22

00 44

22

+ + − = +

+ + − = −

+ + −

( ) ,

( ) ,

(ss E V

H e H g E V

) ,

( ) ,

02 37

2 2 20

0 0

= −

+ + − =

E dispondo-se de barras de magnésio e cobre, propõe-se:

Qual metal deve ser utilizado para proteger o enca-a) namento? Justifique.

Escreva as reações que ocorrem na associação do b) cano de ferro com a barra metálica escolhida, indi-cando o agente oxidante e o agente redutor.


18 EM

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025

13.

Semirreação Eº (V)

Fe2+ + 2 e− → Fe

Cu2+ + 2 e− → Cu

O2 + 2 H2O + 4 e− → 4 OH−

−0,41+0,34+0,40

A Estátua da Liberdade está no porto de Nova York e, portanto, em ambiente marinho. Ela consiste em uma estrutura de ferro sobre a qual estão rebitadas placas de cobre que dão forma à figura.

Qual o efeito do ambiente marinho sobre as placas a) de cobre? Explique utilizando equações químicas.

Por que não foi uma boa ideia ter cobre em contato b) com o ferro? Justifique.

(Fuvest) Um método de recuperação do Cu14. 2+ contido em soluções aquosas consiste em sua transformação em cobre metálico. Isso se consegue adicionando raspas de ferro às soluções, sob agitação.

Escreva as semirreações de oxidação e de redução a) que ocorre nesse processo.

Qual dos pares, Cub) 2+ / Cu ou Fe2+ / Fe, deve ter maior potencial de redução? Justifique com base na informação dada.

A partir do esquema abaixo indique o ânodo e o 15. cátodo da pilha em questão.

Grafite

Pasta úmida de ZnCl2 e NH4Cl

Camada de MnO2

Zinco

Separador de papel

Considere a pilha, em funcionamento, esquematizada 16. abaixo:

Zn2+ Ag+

AgZn

e e e

A equação da reação total desta pilha é:

Znº + 2 Agº →a) Zn2+ + 2 Ag+

Znº + 2 Agb) + → Zn2+ + 2 Agº

Znc) 2+ + 2 Agº → Znº + 2 Ag+

Znd) 2+ + 2 Ag+ → Znº + 2 Agº

Znº + Zne) 2+ →2 Agº + 2 Ag+

Dado um sistema relativo a uma pilha de Mg e Zn:17.

Mgo Zno

Mg2+ Zn2+

e

V

Sabendo-se que os elétrons fluem do eletrodo de magnésio para o eletrodo de zinco, podemos afirmar que:

a reação não é espontânea.a)

o eletrodo de magnésio é o polo positivo.b)

o eletrodo de zinco é o cátodo.c)

o eletrodo de zinco sofre corrosão.d)

a concentração de Mge) 2+ diminui.

Considere a pilha a seguir representada e formada por 18. lâmina de zinco e solução aquosa de sulfato de zinco e lâmina de cobre e solução de sulfato de cobre.

Zn2+SO2-

4 4SO2-

Cu2+

Cu

Fio condutor

Pontesalina KCl(aq)

Zn

Dados:

Zn → Zn2+ + 2 e− Eº = 0,76V

Cu → Cu2+ + 2 e− Eº = −0,34V

É correto afirmar que, na pilha:

íons Zna) 2+ sofrem oxidação.

pelo fio condutor circulam íons.b)

íons Cuc) 2+ sofrem redução.

a ponte salina permite passagem de elétrons.d)

não ocorrem reações de oxirredução.e)

A corrosão do ferro, processo que se inicia pela formação 19. de íons de Fe2+, pode ser evitada colocando-se o ferro em contato com um metal que se oxide mais facilmente. Dada a tabela abaixo de potenciais de redução:

Semirreação Eº (V)

Fe2+ + 2 e− Fe

Mg2+ + 2 e− Mg

Zn2+ + 2 e− Zn

Pb2+ + 2 e− Pb

Cu2+ + 2 e− Cu

–0,44–2,37–0,76–0,13+0,15


19EM

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Quais dos metais acima protegem o ferro da a) cor-rosão?

Escreva a reação do ferro com um dos outros me-b) tais mencionados, indicando o potencial da pilha formada.

Considere os metais com seus respectivos potenciais 20. padrão de redução:

Mg+2 + 2 e− → Mg E = −2,37V

Al+3 + 3 e− → Al E = −1,66V

Zn+2 + 2 e− → Zn E = −0,76V

Pb+2 + 2 e− → Pb E = −0,13V

Cu+2 + 2 e− → Cu E = +0,34V

Ag+ + e− → Ag E = +0,80V

Para proteção de certas peças metálicas, podem-se colocar pedaços do outro metal usado como “metal de sacrifício”. Se a peça em questão for alumínio, o metal de sacrifício pode ser:

Aga)

Znb)

Pbc)

Cud)

Mge)

Considere os seguintes potenciais-padrão de 21. redução:

Semirreação (em solução aquosa) Eº (V)

Ce4+ + 1 e− → Ce3+ +1,61

Sn4+ + 2 e− → Sn2+ +0,15

Represente a reação que ocorre numa solução a) aquosa que contenha essas espécies químicas no estado-padrão.

Na reação representada, indique a espécie que age b) como oxidante e a que age como redutor.

Dados os potenciais de redução:22.

A� aq( )3+

+ 3 e− Al so( ) Eº = −1,66V

Pb aq( )2+ + 2 e− Pb s

o( ) Eº = −0,13V

qual a voltagem inicial da pilha formada pelos pares Al / Al3+ e Pb / Pb2+?

+1,79Va)

–1,79Vb)

+1,53Vc)

–1,53Vd)

+2,93Ve)

Numa prova prática foi solicitado a um aluno que es-23. colhesse, dentre três frascos metálicos de Al, Fe e Cu, qual(is) dele(s) poderia(m) ser usado(s) para guardar uma solução aquosa de ácido clorídrico. Diga qual seria a escolha mais acertada. Justifique sua resposta.

Dados:

Al aq e Al s Eo V

Fe aq e Fe s Eo V

H a

( ) ( ) ,

( ) ( ) ,

(

3 3 168

2 2 0 41

2

+ + − = −

+ + − = −

qq e H g Eo V

Cu aq e Cu s Eo V

) ( ) ,

( ) ( ) ,

+ + − =

+ + − = +

2 2 0 00

2 2 0 34

Dadas as semirreações abaixo. Explique porque saben-24. do a densidade da bateria de automóvel, que contém ácido sulfúrico e chumbo, é possível determinar o seu tempo de uso.

Pb SO PbSO e Eo V

PbO SO e PbSO H O

+ − + − = +

+ − + − +4

24 0 36

2 42

4 2 2

,

(UERJ) Em geral, soluções aquosas ácidas de sais 25. do cátion Fe+2 são azul-esverdeadas quando recém-preparadas. Se expostas ao ar atmosférico, tornam-se amareladas. As soluções de cátion Co+2, em condições semelhantes às do cátion Fe+2, não sofrem alteração da cor rósea original. Essas mudanças de coloração em metais de transição devem-se, dentre outros fatores, a mudanças em seus estados de oxidação e, no caso dos íons Fe+2, a alteração é provocada pela ação do oxigênio do ar atmosférico.

São fornecidas a seguir as semirreações de redução, com os respectivos potenciais-padrão:

2H+ + 1/2O2 + 2e− → H2O +1,23V

Fe+3 + 1e− Fe+2 +0,77V

Co+3 + 1e− Co+2 +1,82V

Escreva a equação química completa e equilibrada a) que representa a oxidação dos íons ferrosos a íons férricos pela ação do oxigênio.

Justifique o fato de as soluções de cobalto serem b) estáveis frente à ação do oxigênio.

(UFRJ) A suspensão de cristais diminutos de haletos 26. de prata (sais sensíveis à luz) é o que se denomina, correntemente, emulsão fotográfica. Esta é preparada misturando-se um sal solúvel de prata, normalmente o nitrato de prata (AgNO3), com um haleto solúvel (po-dem ser utilizados sais de potássio, sódio ou amônio) numa solução aquecida de água contendo gelatina. Imediatamente após a mistura, os cristais precipitam-se na estrutura coloidal, que, resfriada, assume a forma de gel transparente.


20 EM

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Sabendo-se que a maioria dos filmes coloridos e a) em preto e branco possuem, em sua camada fotos-sensível, haleto do quarto período da Tabela Perió-dica, escreva a equação da reação que represente um processo de formação do sal sensível à luz.

Na formação da imagem fotográfica, íon prata, b) advindo do haleto de prata sensibilizado pela luz, transforma-se em prata metálica pela ação de um revelador. Tendo como base os Potenciais-Padrão de Redução (E~ nas equações de semirreações a seguir), explique, a partir da equação da reação global e do cálculo da diferença de potencial, por que a hidroquinona (p-dihidroxi benzeno) pode ser usada como agente revelador.

(UFRJ) Podemos prever se uma reação de simples 27. troca ocorre ou não com base na série de reatividade decrescente dos metais.

Mergulhando-se uma lâmina de zinco em uma solução de ácido clorídrico, o zinco deslocará o hidrogênio por ser mais reativo do que ele. Se o cobre é usado em lugar do zinco, não ocorre reação.

Outra forma de se prever a espontaneidade de uma reação é utilizar escalas de potenciais de reação como por exemplo a da tabela a seguir que deve ser usada para resolver os itens a e b.

Potenciais-Padrão de Redução Volts

Zn2+ + 2e− → ZnºNi2+ + 2e− → NiºCu2+ + 2e− → Cuº

–0,76–0,23+0,34

Indique se a equação Cua) o + Ni2+ → Cu2+ + Nio cor-responde a uma reação espontânea. Justifique sua resposta.

Escreva a equação da reação que ocorre no ânodo b) e calcule a força eletromotriz (ddp padrão) de uma pilha níquel/zinco.

Dada a equação Br28. 2 + H2 → 2Br− + 2H+, determine a ddp do sistema abaixo:Ered

o Br Br V+ − = +2 107, ,

Eredo H H V2 0 00, ,+ =

+1,07Va)

–1,07Vb)

+1,92Vc)

+0,96Vd)

–0,96Ve)

Considere uma pilha de prata/magnésio e as semir-29. reações representadas a seguir, com seus respectivos potenciais de redução.

Mga) 2+ + 2e− → Mg Eº = –2,37V

Agb) 1+ + e− → Ag Eº = +0,80V

O oxidante, o redutor e a diferença de potencial da pilha estão indicados, respectivamente, em:

Mg, Aga) +, +3,17

Mg, Agb) +, +3,97

Agc) +, Mg, +1,57

Mgd) +2, Ag, –3,17

Age) +, Mg, +3,17

Baseado nos potenciais abaixo,30.

SemirreaçõesPotenciais de redução

(volts)

Al+++ + 3e− Al –1,66

Zn++ + 2e− Zn –0,76

Sn++ + 2e− Sn –0,14

o zinco é o melhor agente oxidante.a)

o alumínio é o melhor agente redutor.b)

o zinco é o pior agente redutor.c)

o estanho é o melhor agente redutor.d)

o estanho é o pior agente oxidante.e)

Utilize os dados abaixo para responder às questões de 31 a 33.

Uma interessante sequência de reações químicas pode ser realizada em casa.

Coloque um pouco de tintura de iodo(I2) em contato com pregos galvanizados(Zn) e você observará o descoramento da tintura. Para retornar à cor original, acrescente um pouco de água sanitária(NaClO). A cor da tintura retorna, mas forma-se um precipitado branco, que é facilmente eliminado pela adição de vinagre(etanoico).

A tabela abaixo apresenta dados eletroquímicos referentes às etapas iniciais da sequência de reações.

SemirreaçãoPotencial- -padrão

Zn → Zn+2 + 2e− +0,76V

I2 + 2e− → 2I− +0,54V

ClO− + H2O + 2e− → Cl− + 2OH− +0,84V

Escreva a equação química que ilustra o descoramento 31. da tintura de iodo.


21EM

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025

Calcule a diferença de potencial produzida pela reação 32. nas condições padrão, que faz retornar a cor original da tintura de iodo.

Escreva o nome da base insolúvel produzida pela adição 33. de água sanitária ao sistema e a fórmula do sal formado na última etapa da sequência reacional.

Quando uma porção de bombril é mergulhada numa 34. solução 0,10mol/L de sulfato de cobre, durante um dia, todas as observações abaixo podem ser confirmadas, exceto:

Dados:Fe3+ + 3 e Feº Eº = –0,04V

Cu2+ + 2 e Cuº Eº = +0,34V

o bombril permanecerá inalterado.a)

os íons sulfato permanecerão na solução.b)

a solução conterá íons Fec) 3+ e Cu2+.

a solução de sulfato de cobre mudará de cor.d)

o bombril será recoberto por uma substância aver-e) melhada.

Entre as pilhas comerciais, encontram-se as chamadas 35. pilhas secas, como as de zinco-carvão ou de Leclanché, usadas em lanternas, rádios e gravadores. A parede desse tipo de pilha é feita de zinco, de onde os elétrons migram através do circuito até um bastão de grafite, exis-tente no centro, recoberto por uma mistura de dióxido de manganês e carvão em pó. Uma pasta úmida constituída de cloreto de amônio (NH4Cl), cloreto de zinco(ZnCl2), em meio aquoso, completa o sistema. Com base nessa descrição, assinale o que for correto.

O zinco da parede da pilha representa o ânodo. )(

O bastão de grafite recoberto por dióxido de manga- )(nês e carvão em pó representa o cátodo.

Os átomos de carbono do grafite são receptores de )(elétrons, sofrendo oxidação.

A pasta úmida que completa o sistema tem o papel )(de eletrólito.

A semirreação que ocorre no ânodo pode ser repre- )(sentada como: Znº → Zn2+ + 2e.

A proteção catódica ilustrada na figura é um dos mé-36. todos utilizados para proteger canalizações metálicas subterrâneas contra a corrosão. Próxima à canalização e ligada a ela por um condutor, é colocada uma barra de metal para que sofra preferencialmente a ação do agente oxidante.

Barra do metal protetorCanalização

Considerando-se que a tubulação é de ferro, a melhor opção de elemento que pode ser utilizado como protetor é:

Cua)

Agb)

Mgc)

Nid)

Pbe)

Dados:

Fe2+ + 2e− → Fe Eº = –0,44V

Cu2+ + 2e− → Cu Eº = +0,34V

Ag+ + e− → Ag Eº = +0,80V

Pb2+ + 2e− → Pb Eº = –0,13V

Ni2+ + 2e− → Ni Eº = –0,25V

Mg2+ + 2e− → Mg Eº = –2,37V


22 EM

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025

Fluxo de elétrons A 1. → B, então A se oxida enquanto B se reduz. Com base nos potenciais de redução conclui-se que: Zn se oxida e Pb+2 se reduz.

A corresponde ao Zn

B corresponde a Pb

A solução I, por conter íons Pb2. +2, corresponde a solução A. A solução II corresponde a solução B.

Positivo, sofre redução.3.

ânodo, sofre oxidação.4.

Zn 5. → Zn+2 + 2e−

Sim, pois 6. DE > 0; E = EPb – EZn = – 0,13 – (– 0,76) = 0,63V.

Sim, pois há oxidação do Zn.7.

Não, pois há redução do Pb.8.

Não, há corrosão na placa A.9.

Pb10. +2 + 2e− → Pb

Pb11. +2 + Znº → Pbº + Zn+2

Conservar a neutralidade elétrica das soluções.12.

13.

O//

x y

O

OO\\ lV�

Hz∆

H2SO4

H2SO4

ll HNO3 x zHC�Sn

a)

X = 1290g de solução

O

z

KMnO4

Nι 2H2H2SO4

-H2O

x + y

k + yX = 490,2g de H2SO4 em 1L de solução.

Portanto

/

\\O O

O

O

O

O//

//

//

//

\ \

\

\

–––

C–

–

C–+

+

C

C

C

–

CH

– CH– CH

–

–

CH

CH2

CH2

– CH2

CH2

CH3

CH3

OH

OH

OH

OH

– OH

OH

OHX = 5mol/litro

Cálculo da diferença de potencial de 1 pilha:b)

DE = Emaior – Emenor

DE = 0,34 – (–1,66)

DE = 2V

Cálculo da diferença de potencial da bateria:

DEbateria = 6 . 2V = 12V


23EM

_V_Q

UI_

025

D14.

D15.

B16.

17.

Da) E = Ecu – ECd

DE = 0,337 – (–0,403) = 0,740V

Polo positivo: Cobre.b)

Ânodo: Cádmio.

Metal que se reduz: Cobre.

18.

Ia) 2 + 2 Cu+ → 2 Cu+2 + 2 I−

Db) E = EI2 – ECu = 0,536 – 0,153 = 0,383V

E19.

D20.

B21.

B22.

23.

Aga) + + 1e− → Agº

Alº b) → Al+3 + 3e−

Dc) E = EAg – EAl = 0,8 – (–1,70) = 2,50V

C24.

E25.

B26.

Não, pois o potencial de redução do cobre é maior.27.

Não, pois o ferro se oxidará, uma vez que seu potencial 28. de redução é menor.

Não, com isso você oxidará o Sn29. 0 a Sn+2 já que o poten-cial de redução do H+ é maior.

Sim, pois seu potencial de redução é maior.30.

Não, pois seu potencial de redução é menor.31.

Cl32. 2, seu potencial de redução é o maior.

É um metal utilizado em estruturas metais que oxida no 33. lugar da estrutura.

Este metal precisa possuir um potencial de redução menor que o material da estrutura.

34.

Ya)

Xb) + + Feº → Fe+2 + Xº

Xc) + + Yº → Xº + Y+

D35. E = Ecat – Eano

0,6 = 0,34 – EM

EM = –0,26V

Cu36. +2 + Mº → Cuº + M+2

D1.

A reação global será: Ag2O + H2O + Zn → 2Ag + Zn(OH)2

E2.

A3.

C4.

DE = 0,34 – (–1,66) = 2V

DE = ECu – EAl

C5.

E6.

D7. E = EºredH2 – Eº = 0,5 = 0 – Eº

Eº = – 0,5V

E8.

9.

Da) E = 1,36 – 0,77 = 0,59V

Clb) 2 + 2 Fe+2 → 2 Cl− + 2 Fe+3

10.

Zn é o redutor, enquanto que Cua) +2 é o oxidante.

Agb) + + 1e− → Agº

Cu+2 + 2e− → Cuº

2Ag+ + Cu → 2Agº + Cu+2

11.

Zn+2 + 2e− → Znº

Pb+2 + 2e− → Pb

Reação global da pilha

Zn + Pb+2 → Zn+2 + Pb

12.

Mg, possui um potencial de redução menor que o a) ferro.

Mgb) +2 + 2e− → Mg

Fe+2 + 2e− → Fe

Reação global: Mg + Fe+2 → Mg+2 + Fe

13.

O ambiente oxida as placas de cobre.a)


24 EM

_V_Q

UI_

025

Porque o cobre oxida o ferro, pois seu potencial de b) redução é maior.

14.

Cua) +2 + Zi– → Cu0

Fe0 Zi– + Fe+2

Cub) +2 / Cuº, porque segundo as informações o ferro é oxidado por ele.

Grafite (cátodo)15.

Zinco (ânodo)

B16.

C17.

C18.

19.

Mg e Zna)

Feb) 2+ + 2 e− → Fe

Mg → Mg2+ + 2 e

DE = EFe – EMg = – 0,44 – (–2,37) = 1,93V

E20.

21.

Cea) 4+ + 1 e− → Ce+3

Sn+2 → Sn+4 + 2 e−

2 Ce4+ + Sn+2 → 2 Ce+3 + Sn+4

Ceb) +4 = oxidante

Sn+2 = redutor

C22.

O(s) frasco(s) escolhido(s) deve(m) ser aquele(s) no(s) 23. qual(is) os íons H+ provenientes do ácido não reajam produzindo H2, ou seja, em que os íons H+ não sofram redução. Para que essa redução não ocorra, o metal deve apresentar potencial de redução maior que o do hidrogênio.

Pelos dados percebemos que o único frasco conveniente para guardar o ácido clorídrico é o de cobre. Nos outros frascos ocorrerão reações.

Ao passar do tempo a síntese de água, pela reação da 24. pilha, torna a densidade da solução contida na bateria menor, uma vez que o ácido sulfúrico é mais denso que a água.

25.

2Fea) +2 → 2Fe+3 + 2e−

2H+ + 1/2O2 + 2e− → H2O

2H+ + 2Fe+2 + 1/2O2 → 2Fe+3 + H2O

O potencial de redução do Cobalto é maior do que b) o oxigênio.

26.

KBr(aq)+AgNOa) 3(aq) → AgBr(s)+KNO3(aq)

ou

NaBr(aq)+AgNO3(aq) → AgBr(s)+NaNO3(aq)

ou

NH4Br(aq)+AgNO3(aq) → AgBr(s)+NH4NO3(aq)

Reação global:b)

2Ag+ + 2H2O + hidroquinoma → 2Agº + 2H3O+ +

quinona

A ddp da reação global é de +0,1V (positiva), espontânea nas condições padrões, e, portanto, a hidroquinona reduz o íon prata a prata metálica.

27.

A reação não é espontânea, pois o potencial de re-a) dução do níquel é menor do que o do cobre.

Zn b) → Zn2+ + 2e−

DEº = −0,23 – (–0,76) = 0,53V

A28.

E29.

B30.

I31. 2 + 2e− → 2I−

Zn → Zn+2 + 2e−

Zn + I2 → 2I− + Zn+2

D32. E = EClO − EI2 = 0,84 – 0,54 = 0,3V

A reação global do retorno da cor será:33.

2I− → I2 + 2e−

ClO− + H2O + 2e− → Cl− + 2OH−

2I− + ClO− → I2 + Cl− + 2OH−

+Zn+2 Zn(OH)2 = hidróxido de zinco

+ ácido etanoico

A34.

V, V, F, V, V35.

O metal escolhido será o magnésio, por possuir potencial 36. de redução menor que o ferro. Isso garante que o ferro será o oxidante.


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QUÍMICA...O funcionamento da Pilha de Daniell Os elétrons passam da barra de zinco para o fio e deste para a barra de cobre, originando uma corrente elétrica ao longo desse fio