Química III vol.4

Ciências da Natureza e suas Tecnologias18 QUÍMICA – Volume 04 QUÍMICA III

QUÍMICA III

Resoluções de Exercícios

Capítulo

11 Pilha

Transformações Químicas e Energia

01 AUma solução aquosa de HC O poderá oxidar os íons Mn2+, pois apre-senta maior potencial de redução:

Uma solução aquosa de H2O2 é um forte agente oxidante.

O ozônio tem uma forte tendência a receber elétrons em solução aquo-sa, ou seja, apresenta o potencial de redução mais elevado do quadro.

A adição de H2O2 a uma solução aquosa, contendo oxigênio dissolvido, não promove a formação de ozônio gasoso:

O permanganato (MnO–4), entre as substâncias relacionadas no quadro,

é o pior agente oxidante, pois apresenta o menor potencial de redução.

02 A

Teremos:

Análise das alternativas.[A] Correta. O Zn(s) sofre oxidação, perdendo elétrons, sendo o agente

redutor do processo, enquanto o Cu2+ (aq) sofre redução, ganhando

os elétrons cedidos pelo zinco metálico e agindo como oxidante no processo.

[B] Incorreta. O Cu(s) funciona como polo positivo da pilha. Não perde elétrons.

[C] Incorreta. O Zn(s) sofre oxidação, perdendo elétrons, sendo o agente redutor do processo, enquanto o Cu(s) sofre redução, ganhando os elétrons cedidos pelo zinco metálico e agindo como oxidante no processo.

[D] Incorreta. O Cu(s) funciona como polo positivo da pilha, o Cu2+ (aq)

sofre redução, ganhando os elétrons cedidos pelo zinco metálico e agindo como oxidante no processo.

[E] Incorreta. O Zn(s) sofre oxidação, perdendo elétrons, sendo o agente redutor do processo, enquanto o Cu2+ sofre redução, ganhando os elétrons cedidos pelo zinco metálico e agindo como oxidante no processo.

01 B

02 DEm uma reação de oxirredução que ocorre espontaneamente, os elé-trons são transferidos de uma espécie química com menor potencial de redução para outra com maior potencial de redução. Portanto, ao calcularmos a diferença de potencial da célula, chega-se a um valor positivo, portanto, a proposição I está errada.

01 DQuando a bateria está em uso o ânodo corresponde ao componente 4:

Ciências da Natureza e suas TecnologiasQUÍMICA III QUÍMICA – Volume 04 19

02 AAs reações de descarga da pilha dependem do regime a que ela é submetida. Em condições de descarga muito lenta teremos:Polo negativo: (oxidação)Polo positivo:

(redução)Equação global:

Como as reações de descarga da pilha seca são complicadas, podemos generalizar:Ânodo (polo negativo): (oxidação)Cátodo (polo positivo):

(redução)Equação global:

A migração dos íons ocorre através da “pasta” e é muito lenta.

01 CA energia elétrica utilizada pelo rádio é fornecida pela pilha a partir da energia química presente nas ligações dos elementos que formam o material da pilha.Tanto fusão quanto fissão de átomos liberam energia contida no nú-cleo dos átomos (energia nuclear). Nos rádios domésticos ainda não funcionam a energia nuclear.

01 AA produção de energia elétrica por meio da célula a combustível hi-drogênio/oxigênio diferencia-se dos processos convencionais porque transforma energia química em energia elétrica, sem causar danos ao meio ambiente, pois o principal subproduto formado é a água.O funcionamento de uma pilha de combustível é baseado nas semirre-ações a seguir:

2 H2O( ) + 2 e– H2(g) + 2 OH

O2(g) + H2O( ) + 2e– 2 OH

A reação global da pilha de combustível é H2(g) + O2(g) H2O( ) .

01 BTeremos:

01 AAs duas residências, cujos portões estão mais protegidos da corrosão, são:

a residência 1 que tem portões pintados e se localiza em região industrial de clima seco, pois o contato com a umidade, poluentes e oxigênio é restrito;a residência 2 que tem portões pintados e se localiza em região residencial de clima seco, pois o contato com a umidade e oxigênio é restrito.

02 A

03 BOs íons de sódio facilitam a difusão rápida.

04 DA variação da entalpia é menor do que zero, portanto, a reação é exotérmica.

05 BLixo de baterias e pilhas contém metais pesados.

06 CQuanto maior for a umidade relativa do ar, mais favorece a formação de eletrólito.

07 AA corrosão nem sempre acontece em presença de água. Este fenômeno está associado à transferência de elétrons (óxido-redução).

08 BA partir dos dados da tabela podemos montar as reações químicas que ocorrem:

Mg + Cu(NO3)2 Mg(NO3)2 + CuZn + Cu(NO3)2 Zn(NO3)2 + Cu

Mg + Zn(NO3)2 Mg(NO3)2 + Zn

Como podemos ver, o magnésio desloca o cobre e o zinco.O zinco desloca o cobre.Concluímos que o magnésio é mais reativo do que o zinco (pois, o desloca) que é mais reativo do que o cobre. A ordem crescente de reatividade é dada por: Cu < Zn < Mg.

09 ASolução aquosa de Zn(NO3)2.

10 BNesse sistema é formada a seguinte pilha:

Portanto,[A] Incorreta. O cobre reduz, formando Cu0.[B] Correta. A ddp formada entre os eletrodos é de + 2,71 V.[C] Incorreta. O magnésio oxida, portanto, é o agente redutor.[D] Incorreta. O experimento resulta em uma reação espontânea, pois

a ddp é positiva.[E] Incorreta. Com o tempo a lâmina de cobre aumenta sua massa e

a de magnésio sofre corrosão.

01 AE0 Zn2+/Zn0 = –0,76 V (menor) oxidação;E0 Au3+/Au0 = +1,50 V (maior) redução;Zn2+ + 2 e– Zn0 E0 = – 0,76 V (inverter) 3Au3+ + 3 e– Au0 E0 = +1,50 V (manter) 23 Zn0 3 Zn2+ + E0 = +0,76 V2 Au3+ + 2 Au0 E0 = + 1,50 V

3 Zn0 + 2 Au3+ 3 Zn2+ + 2 Au0 E0 = + 2,26 V

02 D[A] E0 = E0

red. cátodo – E0red. ânodo

E0 = – 0,13 – (+0,80) = –0,93 V (não espontânea)[B] E0 > E0


E0 = – 0,23 – (+0,34) = –0,57 V (não espontânea)


[C] E0 = E0red. cátodo – E0

red. ânodo

E0 = – 0,76 – (– 0,23) = –0,53 V (não espontânea)[D] E0 = E0


E0 = +0,80 – (+0,34) = +0,46 V (espontânea)[E] E0 = E0


E0 = 0,00 – (+0,34) = – 0,34 V (não espontânea)

03 DE0

RED Ni2+ = – 0,25 V (maior, redução)

E0RED Fe2+ = – 0,44 V (menor, oxidação)

A solução de NiSO4(aq) não pode ser guardada no tanque de ferro, pois o tanque sofreria oxidação, havendo assim corrosão do tanque de ferro. (A reação é espontânea.)E0

RED Ni2+ = – 0,25 V (menor, oxidação)

E0RED Pb2+ = – 0,13 V (maior, redução)

A solução de NiSO4(aq) poderá ser guardada no tanque de chumbo, pois a reação de oxidação do chumbo é não espontânea, ou seja, não ocorre, assim, não haveria problema algum em guardar a solução de NiSO4(aq) no referido tanque.

04 BTemos uma pilha de hidrogênio:2 H2(g) + O2(g) 2 H2O(g)

0 ---------------- +1

A reação de oxidação pode ser representada por:2 H2 4 e– + 4 H+ (oxidação/ânodo)

Acrescentando-se OH– (eletrólito) ao ânodo, teremos:2 H2 + 4 OH– 4 e– + 4 H+ + 4 OH– (oxidação/ânodo)

Ou seja,2 H2 + 4 OH– 4 e– + 4 H2O (oxidação/ânodo)

O sentido dos elétrons é representado por a.O sentido dos íons OH– é representado por b.

05 DAbaixo seguem as equações do cátodo, ânodo e a equação global da pilha:

06 EComo o cobre tem potencial de redução maior que o do ferro, o prego da esquerda oxida.Como o zinco tem potencial de redução menor que o do ferro, o fio de zinco enrolado no prego da direita oxida.

07 CA ddp gerada por uma pilha é diretamente proporcional à intensidade da corrente elétrica produzida por essa pilha (U = R i) mantida à temperatura constante.

08 1201. Incorreto. O eletrodo que vai sofrer desgaste (oxidação) na pilha

é o Cu, pois apresenta menor potencial de redução. 02. Incorreto. O comportamento dos metais nesta pilha explica a

não utilização de Ag nas tubulações de Cu, pois em contato com o cobre a prata sofre redução promovendo a oxidação do cobre, pois o potencial de redução da prata é maior do que o do cobre (+ 0,80 V > + 0,34 V).

04. Correto. A ddp gerada pela pilha é +0,46V (+0,80 C – 0,34 V).08. Correto. O agente redutor da reação global da pilha é o Cu, pois

este metal sofre oxidação (apresenta menor potencial de redução). 16. Incorreto. A solução de não vai sofrer descoloração, ou seja,

sua cor será intensificada, pois os átomos do Cu(s) serão oxidados a .

09 E[I] Correta. Nessa reação o alumínio irá oxidar e o amálgama irá

reduzir, formando, assim, uma pilha.[II] Correta. O pH da saliva é levemente ácido, e está em contato

tanto com o alumínio quanto com o amálgama, que fará o papel da ponte salina que leva os íons do alumínio para a restauração, que segue para as terminações nervosas.

[III] Correta. O alumínio possui o menor potencial-padrão de redução se comparado aos demais metais que compõem o amálgama, assim ele irá oxidar, sendo o ânodo da pilha, ou seja, irá perder elétrons e atuará como agente redutor da pilha.

[IV]Correta. São as terminações nervosas que levam os estímulos do dente até o cérebro, dando a sensação de choque.

10 1801. Incorreto. A reação global na pilha é a seguinte:

02. Correto. O fluxo de elétrons é proveniente do eletrodo de magnésio (menor potencial de redução).

04. Incorreto. Na barra de prata, ocorre a seguinte semirreação:

08. Incorreto. Na barra de magnésio, ocorre a seguinte semirreação:

16. Correto. Se a barra de prata for substituída por uma barra de gra-fite, a pilha funcionará sem alteração alguma da força eletromotriz.

01 EConforme mostram as reações, à medida que a pilha funciona, for-mam-se como produtos no cátodo: Mn2O3(s), NH3 e H2O; e no ânodo: Zn2+ (que constitui os sais de zinco).

02 D[A] Falso; é o Zn(s) que sofre oxidação no ânodo.[B] Falso; a reação que ocorre no cátodo é: 2 MnO2(s) + 2 NH + 2 e– Mn2O3(s) + 2 NH3(aq) + H2O( ).

[C] Falso; o composto MnO(OH)(s) não participa na reação da pilha.[D] Verdadeiro; a reação de redução é:

[E] Falso.

03 E

As pilhas são reações de oxirredução espontâneas.

Os elétrons fluem do ânodo (Cd0) para o cátodo (Ni(OH)3).

04 C

I.

II.

Somente a alternativa C é verdadeira.


05 B

O item B está falso, pois os números de oxidação do hidrogênio e do

oxigênio na água são diferentes.

06 E

Potenciais de oxidação

Li0 Li + 1 e–

E0 = +3,04 V (maior, oxidação, ânodo)

2 I I2(s) + 2 e–

E0 = –0,54 V (menor, redução, cátion)

07 Cd(s) + NiO2(aq) + 2 H2O( ) Cd(OH)2(aq) + Ni(OH)2(aq)

Reação anódica Cd(s) + 2 OH Cd(OH)2(aq) + 2 e–

08 B

I. V

II. F, as pilhas comuns são também constituídas de metais pesados.

III. V, o chumbo na forma metálica apresenta menos risco.

IV. F, todas as baterias devem ser encaminhadas para unidades espe-

ciais de descarte.

09 14

01. Incorreto. Nessa reação, o alumínio é o ânodo.

02. Correto. Sem a saliva, os elétrons gerados nessa pilha não teriam

meio condutor.

04. Correto. Se essa reação fosse contínua, o papel alumínio seria

corroído devido à perda de elétrons.

08. Correto. Em uma célula eletrolítica baseada na prata e no es-

tanho, o fluxo de elétrons ocorreria no sentido da prata para o

estanho e de forma não espontânea, pois o potencial de redução

da prata (+0,80 V) é maior do que o potencial de redução do

estanho (–0,14 V).

16. Incorreto. Considerando-se uma célula galvânica existente entre

a prata e o alumínio, pode-se estabelecer que a diferença de

potencial dessa pilha seria de +2,46 V.

10 B

Na comparação com as características do ferro, o metal de sacrifício

mais indicado é aquele que apresenta menor poder de redução, ou

seja, de receber elétrons do ferro.

O metal de sacrifício deve apresentar maior potencial de oxidação ou

menor potencial de redução em relação ao metal que deve proteger.

Capítulo

12 Eletrólise

Transformações Químicas e Energia

01 DTeremos:

02 BO2 – tubo 1, metade do volume deslocado.H2 – tubo 2, dobro do volume deslocado.

03 A[A] Errada. O eletrodo Ee corresponde ao cátodo. A mancha azul é gerada pelo cátion cobre (Cu2+) que migra para Ee. Isto significa que Ee é o polo negativo (a polarização é gerada pela

fonte) da célula, ou seja, região onde ocorre a redução e, conse-quentemente, o cátodo.

[B] Correta. Há liberação de gás oxigênio no eletrodo

Ed: .

Outra abordagem: o ânion OH– migra para o polo positivo

(Ed): .

Ocorre liberação de gás oxigênio.

[C] Correta. Há liberação de gás H2 no Ee, além da formação predo-

minante de cobre metálico: .

Outra abordagem: o cátion H+ migra para o polo negativo

(Ee): .

Ocorre liberação de gás hidrogênio.[D] Correta. O íon cromato tem velocidade de migração maior que

o íon cobre. De acordo com a figura fornecida, a distância percorrida pelo íon

cromato (CrO2–4 ) é maior do que a distância percorrida pelo cátion

cobre (Cu2+). Num mesmo intervalo de tempo, conclui-se que a velocidade de migração do íon cromato é maior do que a velocidade de migração do cátion cobre.

[E] Correta. O pH da solução em torno do Ed diminui, pois ocorre a

formação de cátions H+:


01 CAnálise das afirmações.[I] Incorreta. A produção do alumínio ocorre no cátodo.

[II] Incorreta. O gás oxigênio é produzido no ânodo que reage com o grafite do eletrodo, formando gás carbônico.

[III] Correta. À medida que a eletrólise acontece, ocorre a diminuição da massa do eletrodo de grafite devido à reação com o gás oxigênio formado.

[IV] Correta. Na eletrólise ígnea do óxido de alumínio após 965 segun-dos com corrente elétrica (i) igual a 10 A produz 0,9 g de alumínio.

02 A

01 A

02 BTempo = 2 h 40 min 50 s = 9 650 segundos

Após a eletrodeposição tem-se:

03 DTeremos:Q = i t = 96,5 min 2 A = 96,5 60 s 2 A = 120 96,5 CCr3+

(aq) + 3 e– Cr(s)

3 96 500 C --------- 52 g

120 96,5 C --------- mCr

mCr = 2,08 g

01 CObtêm-se magnésio metálico no cátodo e cloro no ânodo.

01 DNa galvanoplastia, o cátodo (polo negativo) é recoberto por um metal. Nesse caso, fatias de silício são recobertas por cobre.

02 EOs cátions cobre II, provenientes da solução de sulfato de cobre, sofrem redução:Cu2+

(aq) + 2 e– Cu(s)

01 BSendo consumidos 20 kWh de energia elétrica por quilograma de alumínio, concluímos que, para uma massa total de 10 kg de alumínio, são consumidos 200 kWh de energia elétrica.Sendo de 100 kWh o consumo mensal de energia elétrica da residência, constatamos que 200 kWh seriam consumidos num período de 2 meses.

01 AOcorre um processo de oxidação no ânodo.

02 CMetais alcalinos, alcalinoterrosos e alumínio são obtidos através de eletrólise ígnea.

03 AO sódio e o cloro conduzem corrente elétrica na forma de íons.

04 DC (g) + 1 e– C + energia

05 DOs produtos são alumínio no cátodo e oxigênio no ânodo.

06 E2 A 2O3 + 3 C 3 CO2 + 4 A

07 EMM do A 2O3 = 2 27 + 3 16 = 102 g/mol2 A 2O3 4 A

2 102 t 4 27 t x 21,6 t

100 t de bauxita 80 t de A 2O3

y 40,8 t de A 2O3

08 D2 A 2O3 + 3 C 4 A + 3 CO2

3 12 t 4 27 t x 21,6 t


09 ETeremos:

10 DNeste caso, a espécie adequada para essa recuperação deve apresen-tar o potencial de redução menor do que os íons prata na forma de

Logo, temos três opções:

– 1,66

– 0,14

– 0,76

ou seja,

Conclusão: das espécies apresentadas, a adequada para essa recu-peração é Sn(s).

01 11[01] Correta. Em uma reação redox, o agente redutor perde elétrons,

consequentemente, o agente oxidante recebe.[02] Correta. Os metais possuem tendência a formarem cátions, ou

seja, doam elétrons em uma ligação química.[04] Incorreta. A destilação fracionada é um processo de separação

de misturas que não envolve transferência de elétrons.[08] Correta. As pilhas são processos espontâneos, ou seja, é um

processo onde uma reação química produz energia, no caso da eletrólise é um processo não espontâneo, ou seja, é necessário fornecer energia para se obter uma reação química.

[16] Incorreta. Os metais que possuem alto potencial de redução serão excelentes agentes oxidantes.

02 CTeremos:

03 CTeremos:

04 BA eletrólise é um processo de oxirredução não espontâneo.

Compostos iônicos no estado sólido são péssimos condu-tores de eletricidade, pois os íons estão presos na rede cristalina.

A decomposição térmica do cloreto de sódio é um proces-so não espontâneo.

05 ENo ânodo oxigênio e no cátodo hidrogênio.

06 AAnalisando somente sob o critério termodinâmico, a semirreação que ocorrerá no cátodo é a IB, posto que o potencial-padrão é mais positivo, indicando que a água é mais facilmente reduzida do que o íon Na+. Já a semirreação de oxidação que ocorrerá no ânodo é a IIA, por ser termodinamicamente mais favorável.2 H2O( ) + 2 e– H2(g) + 2 OH ; E0 = – 0,83 V2 I I2(aq) + 2 e–; E0 = – 0,54 V

2 I + 2 H2O( ) H2(g) + 2 OH + I2(aq); E = –1,37 VPortanto, a opção A está correta.

07 EI. Polo ; ânodo; oxidação: é uma chapa de prata que vai sofrer oxidação.II. Polo ; cátodo; redução: é o objeto de cobre que vai ser revestido.III. Como deverá haver um controle da massa de prata depositada,

devemos utilizar um amperímetro para medir a intensidade da corrente elétrica (i).

08 A

Os produtos são: Ag(s), O2(g) e HNO3(aq)

09 AOs íons cloreto se descarregam no ânodo.

10 C[A] Falso. No polo negativo, ocorre redução da água com formação

de OH– e de H2.[B] Falso. No polo positivo, o íon I– (iodeto) ganha elétrons e forma

iodo. Os íons iodeto sofrem oxidação, ou seja, perdem elétrons.[C] Verdadeiro. A grafite atua como condutora de elétrons. [D] Falso.[E] Falso.


01 DNuma eletrólise em série, a carga é igual nas duas cubas eletrolíticas, então:

02 BTeremos:A 3+ + 3 e– A E0 = – 1,66 VFe2+ + 2 e– Fe E0 = – 0,44 V

Como o potencial de redução do ferro é maior (– 0,44 > –1,66), vem:

E = Emaior – Emenor

E = – 0,44 – (–1,66) = 1,22 V

03 DTeremos:

04 BNa eletrólise, teremos:

05 ATeremos:

06 EPara o cálculo do potencial de pilha, podemos proceder da seguinte forma:Epilha = Eoxidação + Eredução

Se o zinco constitui o ânodo, teremos: Eoxidação = +0,76 VA prata constitui o cátodo. Assim: Eredução = +0,20 V

Portanto, Epilha = +0,96 V

07 C

De acordo com a definição de corrente elétrica, temos: i = em que 10 A = 10 C/s:Cálculo da carga fornecida pela bateria.10 C ––––– 1 s Q ––––– 1 800 s Q = 18 000 C

Cálculo do número de mols e elétrons usando a constante de Faraday:96 500 C –––––– 1 mol de elétrons 18 000 C –––––– n n = 0,187 mol de elétrons.

Cálculo do número de mols de chumbo formado:1 mol de Pb ––––––––––2 mol de elétrons x ––––––––––0,187 mol n = 0,093 mol de Pb.

08 EO metal crômio (Cr) reage com solução aquosa contendo ferro (II), formando cátions crômio (III) em solução e ferro metálico.Conclusão: O potencial de redução do ferro II é maior do que o do crômio III.

Ferro metálico (Fe) reage com solução contendo cátions níquel (II), formando níquel metálico (Ni) e cátions ferro (II).Conclusão: O potencial de redução do ferro II é menor do que o do níquel II.

O metal cobre (Cu) não reage com solução contendo íons níquel (II).Conclusão: O potencial de redução dos íons níquel II é menor do que o cobre II.

Cr3+(aq) + 3 e– Cr(s) – 0,74 V

Fe2+(aq) + 2 e– Fe(s) – 0,44 V

Ni2+(aq) + 2 e– Ni(s) – 0,25 V

Cu2+(aq) + 2 e– Cu(s) + 0,34 V

– 0,74 V < – 0,44 V < – 0,25 V < +0,34 V

09 EO metal de sacrifício necessário para proteger o alumínio deve ter potencial de redução menor do que o do alumínio. A partir da tabela conclui-se que este metal é o magnésio (–2,38 V).

10 ADe acordo com as equações fornecidas, percebemos por A 2(SO4)3(aq) + + Fe(s) não ocorre reação, que o ferro é menos reativo do que o alumínio.Analisando FeSO4(aq) + Ag(s) não ocorre reação, percebemos que a prata é menos reativa que o ferro.

A partir de 2 AgNO3(aq) + Fe(s) Fe(NO3)2(aq) + 2 Ag(s) e 3 Fe(SO4)(aq) + + 2 A (s) A 2(SO4)3(aq) + 3 Fe(s), concluímos que o alumínio é mais reativo que o ferro.

Conclusão: O alumínio é mais reativo que o ferro e ambos são mais reativos que a prata.

Podemos confirmar a conclusão utilizando a fila de reatividade:


01 ENo eletrodo negativo – aparecimento de cor vermelha.

02 D[A] Incorreta: a folha de papel alumínio é o ânodo e a peça de prata

é o cátodo.[B] Incorreta: à medida que a reação ocorre, uma pequena quan-

tidade de alumínio na folha é reduzido, dissolvendo-se na solução.

[C] Incorreta: o papel alumínio é o ânodo (o alumínio sofre oxidação) neste processo.

[D] Correta: a semirreação, já balanceada, de deposição da prata na superfície da peça, pode ser representada como:

3 Ag2S(s) + 6 e– 6 Ag(s) + 3 S2–

[E] Incorreta: a prata presente na película escura, Ag2S, sofre redução. O sulfeto de prata é agente oxidante.

03 ANo cátodo (polo –), eletrodo 1, ocorre descarga dos cátions H3O

1+ (redução) e a formação do gás hidrogênio.No ânodo (polo +), eletrodo IV, deveria ocorrer a descarga dos ânions OH1– (oxidação) e a formação do gás oxigênio.No entanto, como o eletrodo utilizado é de cobre – eletrodo ativo –, ocorre preferencialmente oxidação do cobre e o consequente desgaste desse eletrodo.

04 30São verdadeiros os itens 02, 04, 08 e 16.

05 A

I = 0,965 At = 0,75 h = 2 700 s

M(Ag) = ?1 h 3 600 s

0,75 h x

x = 2 700 sQ = i . tQ = 0,965 2 700Q = 2 605,5 C1 Ag+ + 1 e– 1 Ag(s)

1 Ag+ + 1 e– 1 Ag(s)

1 mol 1 mol

96 500 C 108 g 2 605,5 C y

y =

y = 2,916 g de Ag

06 A

07 E

Eletrodos de Cu(s) Sofre oxidaçãoSemirreação no cátodo : +

Semirreação no ânodo : +

Equação global: zero

08 A) A placa que corresponde ao cobre impuro é o ânodo (positiva), ou seja, a placa da esquerda. Nesta placa ocorre oxidação do cobre e sua massa diminui com a liberação de cátions Cu2+ para a solução e de elétrons para o fio ligado ao gerador.

Os cátions Cu2+ sofrem redução na placa negativa (cátodo) e o cobre é recuperado.

Os elétrons se movem da placa positiva (ânodo) para a placa ne-gativa (cátodo).

O cobre é transferido do ânodo para o cátodo, onde o cobre puro se acumula, as impurezas ficam na solução.

B) Reações químicas que ocorrem no cátodo e no ânodo, considerando somente as espécies de cobre:

09 ACátodo: Polo (–): Redução: 4 A 3+ + 4 A

Ânodo: Polo (+): Oxidação: 6 O2– + 3 O2

Global: 4 A 3+ + 6 O2– 4 A + 3 O2

Assim, o único item falso é a letra A.

10 AObserva-se que a chave fica amarela por causa da redução dos íons Cu .

(+)(–)

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