TURMA DE REVISÃO - EMESCAM 1º SEMESTRE QUÍMICA PILHAS

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1 TURMA DE REVISÃO - EMESCAM 1º SEMESTRE QUÍMICA Prof. Borges PILHAS 1. (Uepg 2010) A figura a seguir ilustra o esquema de uma pilha formada por um eletrodo de Zn em solução de Zn 2+ e um outro eletrodo de um determinado metal M em solução dos seus íons M Z+ (onde Z+ constitui a carga do metal). Na tabela a seguir estão descritos os potenciais padrões (E 0 ) de alguns metais: Semirreação E 0 (V) Zn 2+ (aq) + 2e Zn(s) - 0,76 Pb 2+ (aq) + 2e Pb(s) - 0,13 Cu 2+ (aq) + 2e Cu(s) - 0,34 Ag + (aq) + 1e Ag(s) - 0,80 H + (aq) + 1e H2(g) 0,0 De acordo com estes dados, assinale o que for correto. 01) Quando M = Ag(s), os elétrons migram do eletrodo de prata para o eletrodo de zinco. 02) Quando M = Cu, o eletrodo de cobre é o cátodo (polo negativo) e o eletrodo de zinco é o ânodo (polo positivo). 04) O potencial padrão de eletrodo (E 0 ) da semirreação: Ag + (aq) + 1e Ag(s) é o escolhido como padrão referência para se obter o E 0 para todas as outras semirreações. 08) Se o M = Pb, o potencial total da pilha será igual a 0,63 V e a reação será espontânea. 16) Para M = Cu, a reação total da pilha é: Cu 2+ (aq) + Zn(aq) Cu(s) + Zn 2+ (aq), onde o íon cúprico é o agente oxidante. 2. (Fatec 2010) Para responder à questão, considere os seguintes dados sobre potenciais padrão de redução. Semirreação E θ / volt Mg 2+ (aq) + 2 e - Mg (s) - 2,37 Zn 2+ (aq) + 2 e - Zn (s) - 0,76 Fe 2+ (aq) + 2 e - Fe (s) - 0,44 Cu 2+ (aq) + 2 e - Cu(s) 0,34 Ag + (aq) + e - Ag (s) 0,80 1

2 Uma tubulação de ferro pode ser protegida contra a corrosão se a ela for conectada uma peça metálica constituída por a) magnésio ou prata. b) magnésio ou zinco. c) zinco ou cobre. d) zinco ou prata. e) cobre ou prata. 3. (Fatec 2010) Boa parte do lixo eletrônico é constituída pelas pilhas comuns. São elas as principais fontes dos elementos zinco e manganês presentes nesse tipo de lixo. A figura mostra os principais componentes de uma pilha comum nova e sem uso. O quadro seguinte mostra o que acontece com os constituintes de uma pilha comum, logo após sua utilização e depois de alguns meses exposta ao ambiente. Componente da pilha Período logo após sua utilização Depois de alguns meses exposta ao ambiente Invólucro de aço Permanece intacto. Torna-se enferrujado. Papelão que separa o invólucro de aço do copo de zinco Copo de zinco Papel que separa o copo de zinco da pasta úmida Permanece intacto. Permanece aparentemente intacto, mas com massa menor. Permanece intacto. Fica manchado, úmido e sem resistência. Boa parte do metal é corroída, aparecendo buracos no copo; o metal que resta fica recoberto por ZnO. Desfaz-se. Bastão de grafita Permanece intacto. Torna-se mais poroso e quebradiço. Pasta úmida Diminui a quantidade de MnO2 e de NH4Cl; passa a conter também Mn2O3, ZnCl2, e NH3. Diminui mais ainda a quantidade de MnO2 e de NH4Cl; passa a conter também ZnO, Mn(OH)2 e outras substâncias. Analisando-se essas informações, pode-se concluir que I. ocorrem transformações químicas durante o uso da pilha e após seu descarte no ambiente; II. quanto antes uma pilha usada for encaminhada para reciclagem, maiores serão as quantidades de componentes originais que poderão ser recuperadas; III. quando depositadas no lixo comum, as pilhas comuns não acarretam riscos para o ambiente, uma vez que são biodegradáveis. 2

3 É correto o que se afirma apenas em a) I. b) II. c) III. d) I e II. e) II e III. 4. (Unesp 2010) A pilha esquematizada, de resistência desprezível, foi construída usando-se, como eletrodos, uma lâmina de cobre mergulhada em solução aquosa, contendo íons Cu +2 (1mol L 1 ) e uma lâmina de zinco mergulhada em solução aquosa contendo íons Zn +2 (1mol L 1 ). Além da pilha, cuja diferença de potencial é igual a 1,1 volts, o circuito é constituído por uma lâmpada pequena e uma chave interruptora Ch. Com a chave fechada, o eletrodo de cobre teve um incremento de massa de 63,5 µ g após 193s. Dados: P = U.i Carga de um mol de elétrons = C Massas molares (g.mol 1 ): Zn = 65,4; Cu = 63,5 Cu e Cu Zn e Zn Considerando que a corrente elétrica se manteve constante nesse intervalo de tempo, a potência dissipada pela lâmpada nesse período foi de: a) 1,1 mw. b) 1,1 W. c) 0,55 mw. d) W. e) 0,22 mw. 5. (Ufc 2010) O ph é um dos parâmetros físico-químicos utilizados no monitoramento ambiental de lagos e rios. Este parâmetro pode ser medido experimentalmente montando-se uma célula galvânica com um eletrodo de hidrogênio (ânodo), sendo a pressão do gás hidrogênio igual a 1,0 bar, e com um eletrodo de calomelano (cátodo), com a concentração de cloreto igual a 1,0 mol L 1. As semirreações e os respectivos valores de potenciais de eletrodo padrão para os dois eletrodos são dados abaixo. Assinale a alternativa que corretamente indica o ph de uma solução aquosa em que o potencial de eletrodo da célula medido experimentalmente a 298,15 K foi de 0,565 V. Dados: R = 8,314 J K 1 mol 1 e F = C mol 1. Hg2C 2(s) + 2e 2Hg(l) + 2C (aq) 2H + (aq) + 2e H2(g) a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5 E 0 = +0, 270 V (cátodo) E 0 = 0,000 V (ânodo) 3

4 6. (Ufc 2010) Revestimento metálico de zinco sobre ferro é obtido pela redução de íons Zn 2+ a partir da eletrólise de uma solução aquosa contendo estes íons. a) Considerando que ferro e zinco formam um par galvânico, indique, a partir dos valores de potencial padrão de eletrodo, fornecidos abaixo, que metal atuará como ânodo e que metal atuará como cátodo neste par galvânico. Justifique sua resposta em função dos valores de potencial padrão de eletrodo fornecidos. Dados: Zn 2+ (aq) + 2e - Zn (s) Fe 2+ (aq) + 2e - Fe (s) E 0 = - 0,76 V E 0 = - 0,44 V b) Considerando que, em uma célula eletrolítica, a intensidade de corrente elétrica para a redução de íons Zn 2+ varia com o tempo, de acordo com o gráfico abaixo, determine o número de moles de zinco metálico reduzido sobre ferro. Dado: Assuma que um mol de elétrons corresponde a uma carga de C. 7. (Uerj 2010) A célula a combustível é um tipo de pilha que gera energia elétrica a partir da reação química entre os gases hidrogênio e oxigênio, como mostra o esquema: Para seu funcionamento ininterrupto, a célula precisa ser continuamente alimentada com o oxigênio do ar e com o gás hidrogênio proveniente da seguinte reação química: CH4(g) + 2H2O(v) CO2(g) + 4H2(g) Considere os valores a seguir, relativos ao funcionamento da célula sob condições-padrão: Potenciais de redução dos eletrodos (V) 2 H2O(l) + 2 e - H2(g) + 2 OH - (aq) - 0,83 O2(g)+ 2 H2O(l)+ 4 e- 4 OH - (aq) 0,40 Entalpias de formação (kj mol -1 ) CH4(g) - 75 H2O(v) CO2(g) Calcule a força eletromotriz, em volts, da célula a combustível e a variação de entalpia, em kj, da reação de obtenção do hidrogênio. 4

5 8. (Ufsc 2010) Uma célula combustível é um dispositivo eletroquímico constituído por dois eletrodos, denominados de cátodo e ânodo, sendo capaz de gerar eletricidade a partir de um combustível e de um comburente, segundo a reação global: H2(g) O 2(g) H2O(l). Igualmente, todas as células têm um eletrólito, onde ocorre o transporte dos íons produzidos, e uma fina camada de catalisador normalmente de platina ou de níquel que recobre o eletrodo. 21 O diagrama a seguir representa uma célula combustível de hidrogênio. Assinale a(s) proposição(ões) CORRETA(S). 01) Em uma célula de combustível de hidrogênio, o hidrogênio sofre redução e o oxigênio oxidação. 02) No ânodo, polo positivo, ocorre redução do hidrogênio. 04) O potencial gerado por uma célula combustível é negativo, assim podemos considerar que ocorre uma reação espontânea. 08) Para gerar uma maior ddp (diferença de potencial), seria necessário construir uma bateria contendo células combustíveis arranjadas em série. 16) Na célula combustível, os elétrons fluem do polo negativo para o polo positivo. 32) O catalisador acelera as reações químicas entre o oxigênio e o hidrogênio. 64) O hidrogênio é o comburente e necessita estar armazenado; o oxigênio é o combustível e vem do ar atmosférico. 9. (Ufpr 2010) Num dado experimento, é necessário que Pb 2+ seja removido da solução. Semirreação de redução E /(V) PbO2(s) + 4H + + 2e - Pb 2+( aq) + 2H2O(l) 1,458 Cl2(g) + 2e - 2Cl - (aq) 1,360 Ni 2+( aq) + 2e - Ni(s) -0,236 O3(g) + 2H + (aq) + 2e - O2(g) + H2O(l) 2,075 O2(g) + 2H + (aq) + 4e - H2O(l) 1,229 Com base nos dados apresentados na tabela: a) Escreva as semirreações e a reação global balanceada para o processo espontâneo que promova a remoção do Pb 2+. b) Determine o valor da diferença de potencial para a reação espontânea. 10. (Unicamp 2010) A Revista no160 traz um comentário sobre um ônibus montado no Brasil que tem como combustível o gás hidrogênio. Resumidamente, explica-se que no ônibus existem celas eletroquímicas formadas por um conjunto de placas (eletrodos) e uma membrana polimérica chamada membrana de troca de prótons. Em um tipo de eletrodo, o hidrogênio é quebrado (aspas nossas) e elétrons são liberados, gerando uma corrente elétrica em direção ao outro tipo de eletrodo, onde o gás oxigênio forma íons óxido. Os produtos que se originam nos dois diferentes eletrodos reagem para formar água. a) Considerando-se as informações do texto, escreva a equação química da semirreação de oxidação que ocorre nessa cela eletroquímica. b) Que massa de gás hidrogênio deve ser transformada na cela eletroquímica para que, no funcionamento do ônibus, haja uma liberação de 38,0 MJ? Dado: entalpia de formação da água = kj mol -1. 5

6 11. (Ufg 2010) O esquema de uma pilha de Ni-Fe é ilustrado abaixo. As semirreações que ocorrem em cada compartimento dessa pilha e os potenciais de redução das espécies são os seguintes: ( ) ( ) ( ) ( ) Ni aq + 2e Ni s E = 0,23V Fe aq + 2e Fe s E = 0,45V 0 red 0 red Com base nestas informações, a) escreva a equação eletroquímica da reação global para o processo espontâneo e a distribuição eletrônica do metal que é produto dessa reação; b) determine o número de mols de metal depositado quando essa pilha é ligada a um gerador externo, com FEM = 1,5 V e corrente de 1 A durante s, sabendo que a massa, em gramas, do metal depositado, é igual a 3, i t (i = corrente em Ampères e t = tempo em segundos). 12. (Ufpr 2010) A corrosão de metais é um grande desafio para os moradores de cidades litorâneas. Nos processos químicos de transferência de elétrons, os metais sofrem oxidação e o produto se desprende, fragilizando a estrutura. Sobre o assunto, considere as seguintes semirreações e afirmativas: Zn 2+ (aq) + 2e - Zn Cd 2+ (aq) + 2e - Cd Cu + (aq) + e - Cu Ag + (aq) + e - Ag Eº = -0,76 V Eº = -0,40 V Eº = +0,34 V Eº = +0,80 V 1. Na reação entre as semicelas de prata e cádmio em que a prata sofre oxidação, o processo é espontâneo. 2. Na reação espontânea entre as semicelas de cobre e cádmio, o eletrodo de cádmio será o ânodo. 3. Na reação espontânea entre as semicelas de zinco e cobre, o eletrodo de cobre será o positivo. 4. A semirreação de zinco é a que tem maior potencial-padrão de redução. Assinale a alternativa correta. a) As afirmativas 1, 2, 3 e 4 são verdadeiras. b) Somente as afirmativas 1 e 4 são verdadeiras. c) Somente as afirmativas 2, 3 e 4 são verdadeiras. d) Somente as afirmativas 2 e 3 são verdadeiras. e) Somente a afirmativa 3 é verdadeira. 6

7 13. (Enem 2010) O crescimento da produção de energia elétrica ao longo do tempo tem influenciado decisivamente o progresso da humanidade, mas também tem criado uma séria preocupação: o prejuízo ao meio ambiente. Nos próximos anos, uma nova tecnologia de geração de energia elétrica deverá ganhar espaço: as células a combustível hidrogênio/oxigênio. Com base no texto e na figura, a produção de energia elétrica por meio da célula a combustível hidrogênio/oxigênio diferencia-se dos processos convencionais porque a) transforma energia química em energia elétrica, sem causar danos ao meio ambiente, porque o principal subproduto formado é a água. b) converte a energia química contida nas moléculas dos componentes em energia térmica, sem que ocorra a produção de gases poluentes nocivos ao meio ambiente. c) transforma energia química em energia elétrica, porém emite gases poluentes da mesma forma que a produção de energia a partir dos combustíveis fósseis. d) converte energia elétrica proveniente dos combustíveis fósseis em energia química, retendo os gases poluentes produzidos no processo sem alterar a qualidade do meio ambiente. e) converte a energia potencial acumulada nas moléculas de água contidas no sistema em energia química, sem que ocorra a produção de gases poluentes nocivos ao meio ambiente. 14. (Unesp 2011) A obtenção de energia é uma das grandes preocupações da sociedade contemporânea e, nesse aspecto, encontrar maneiras efetivas de gerar eletricidade por meio de reações químicas é uma contribuição significativa ao desenvolvimento científico e tecnológico. A figura mostra uma célula eletroquímica inventada por John Daniell em Trata-se de um sistema formado por um circuito externo capaz de conduzir a corrente elétrica e de interligar dois eletrodos que estejam separados e mergulhados num eletrólito. Uma reação química que ocorre nesse sistema interligado leva à produção de corrente elétrica. Dados: Zn 2+ (aq) + 2e Zn (s) E 0 = 0,76 V Cu 2+ (aq) + 2e Cu (s) E 0 = + 0,34 V Com base nessas informações, afirma-se que: I. Nessa célula eletroquímica, a energia produzida pela reação de oxirredução espontânea é transformada em eletricidade. II. Os elétrons caminham espontaneamente, pelo fio metálico, do eletrodo de zinco para o de cobre. 7

8 III. A reação de redução do Cu 2+ consome elétrons e, para compensar essa diminuição de carga, os íons K + migram para o cátodo através da ponte salina. IV. A força eletromotriz gerada por essa célula eletroquímica a 25 o C equivale a 1,1 V. É correto o que se afirma em a) I, II e III, apenas. b) I, II e IV, apenas. c) I, III e IV, apenas. d) II, III e IV, apenas. e) I, II, III e IV. 15. (Ufjf 2011) A corrosão eletroquímica é um processo passível de ocorrer quando o metal está em contato com um eletrólito, onde acontecem, simultaneamente, as reações anódicas e catódicas. Um processo de corrosão acontece segundo as semirreações descritas a seguir, originando, assim, a formação de hidróxido ferroso. I. Fe Fe + 2e ( s) ( aq) II. 2H O + 2e H + 2OH 2 2g aq ( ) ( ) ( ) Em meio de alto teor de oxigênio, o hidróxido ferroso sofre a seguinte transformação, através das duas reações descritas abaixo: ( ) ( ) + 2 ( ) + ( ) ( ) 2aq 2g 3aq ( ) ( ) ( ) ( s ) + 2 ( ) III. 2FeOH HO 12O 2FeOH IV. 2Fe OH Fe O H O 2H O 3aq Acerca do processo de corrosão e das reações apresentadas, responda aos itens a seguir. a) Equacione a reação global das reações I e II descritas acima. b) Identifique quais são os agentes oxidante e redutor da reação global do item a. c) Considerando as equações III e IV, escreva a reação de formação do óxido férrico monoidratado a partir do hidróxido ferroso. d) Segundo a tabela de potenciais de redução, escolha um metal que pode ser utilizado como metal de sacrifício, protegendo o ferro de uma tubulação. Justifique. Resposta da questão 1: = 24 GABARITO: Análise das afirmações: (01) Incorreta. Quando M = Ag(S), os elétrons migram do eletrodo de zinco (menor potencial de redução) para o eletrodo de prata (maior potencial de redução). (02) Incorreta. Quando M = Cu(s), o eletrodo de cobre é cátodo (polo positivo) e o eletrodo de zinco é o ânodo (polo negativo). (04) Incorreta. O hidrogênio é o eletrodo padrão (0,0 V). (08) Correta. Se M = Pb; E = Emaior Emenor E = EPb EZn = 0,13 ( 0,76) = + 0,63 V. (16) Correta. Para M = Cu, a reação total da pilha é: Cu 2+ (aq) + Zn(aq) Cu(s) + Zn 2+ (aq), onde o íon cúprico (Cu 2+) é o agente oxidante, pois sofre redução. Resposta da questão 2: [B] Uma tubulação de ferro será protegida por um metal que apresente menor potencial de redução, ou seja, maior potencial de oxidação, sofrendo corrosão no lugar do ferro. De acordo com a tabela teremos o magnésio e o zinco: 2,37 V (Mg) < 0,76 V (Zn) < 0,44 V (Fe). 8

9 Resposta da questão 3: [D] Analisando as informações podemos concluir que as afirmações I e II estão corretas, pois quando depositadas no lixo comum, as pilhas acarretam riscos para o ambiente. Resposta da questão 4: [A] De acordo com o enunciado: U = 1,1 V (diferença de potencial) m = 63, g (63,5 μ g) t = 193 s Q (1 mol de e - ) = Cu = 63,5 Então, teremos: Cu e - Cu 2 mol e - 1 mol 2 x C 63,5 g Q 63, g Q = 2 x x 10-6 C Como Q = i t, vem: = i 193 i = 10-3 A Sabendo que P = U i, teremos: P = 1, W = 1,1 mw Resposta da questão 5: [E] De acordo com a equação de Nernst: Δ E = Δ E 0 0,059 + [H ] logq, onde Q = n [Cl ] + 2 [H ] 0,565 = 0,270 0,059 log 2 [1,0] 10 = log [H + ] 2 10 = 2log [H + ] log [H + ] = 10 2 ph = ; n = número de mols de elétrons. Comentário: A ddp de uma pilha pode mudar se alterarmos a quantidade de soluto nas cubas eletrolíticas, ou seja, se alterarmos as concentrações molares das soluções eletrolíticas. Existe uma equação matemática, denominada equação de Nernst que relaciona a ddp com as concentrações molares das soluções. A equação de Nernst é dada por: 0 0,059 Δ E = ΔE logq n Na qual: Δ E = ddp da pilha (25 o C; solução de qualquer concentração molar) Δ E o = ddp da pilha (25 o C; solução de concentração 1 molar ou 1 mol/l) 0,059 = valor constante a 25 o C, se a temperatura mudar este valor sofrerá alteração. n = número de mols de elétrons transferidos durante o processo eletroquímico. Q = quociente entre concentrações que sofrem alteração durante o funcionamento da pilha. 9

10 Resposta da questão 6: a) Teremos: Zn (s) Zn 2+ (aq) + 2e - (ânodo) Menor potencial de redução ( 0,76 V) Fe 2+ (aq) + 2e - Fe (s) (cátodo) Maior potencial de redução ( 0,44 V) b) Como Q = i x t, podemos utilizar as seguintes áreas (A1 e A2): b x h s x 1,0 A A1 = = = C 2 2 A = b x h = s x 1,0 A = C 2 + A2 = C C = C 1mole C xmole 9000 C x = 0,09 mol e A partir da equação Zn 2+ (aq) + 2e - Zn(s), vem: 2mole 1molZn 0,09 mol e y y = 0,045 mol Zn Resposta da questão 7: Teremos: Ânodo: 2 H2(g) + 4 OH (aq) 4 H2O(l) + 4 e Cátodo: O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e 4 OH (aq) 2 H2(g) + O2(g) 2 H2O (l) (reação global) E = 0,83 V E = 0,40 V Cálculo da força eletromotriz: F.e.m = 0,83 V + 0,40 V = + 1,23 V Equação de obtenção de hidrogênio: CH4(g) + 2 H2O(v) CO2(g) + 4 H2(g) ΔH = Hf Hi = x 241 = 163 kj Resposta da questão 8: = 56 08) Afirmação correta. Para gerar uma maior ddp (diferença de potencial), seria necessário construir uma bateria contendo células combustíveis arranjadas em série. 10

11 16) Afirmação correta. Na célula combustível, os elétrons fluem do polo negativo (ânodo) para o polo positivo (cátodo). 32) Afirmação correta. O catalisador acelera as reações químicas entre o oxigênio e o hidrogênio, pois diminui a energia de ativação. Resposta da questão 9: a) Teremos: Pb 2+ (aq) + 2H2O(l) PbO2(s) + 4H + + 2e - O3(g) + 2H + (aq) + 2e - O2(g) + H2O(l) Pb 2+ (aq) + O3(g) + H2O(l) PbO2(s) + 2H + (aq) + O2(g) b) ΔE = 2,075 + (-1,458) = +0,617 V Resposta da questão 10: a) A semirreação de oxidação será dada por: H2(g) 2H + + 2e - b) Teremos as seguintes semirreações: 2H2(g) 4H + + 4e - O2 + 4e - 2O 2-2H2 + O2 2H2O (4H + + 2O 2- ) (oxidação) (redução) Então, 1H2 + ½ O2 1H2O Δ H = 242 kj.mol -1 1 mol H2 242 kj (liberados) 2 g H2 242 kj (liberados) m 38 MJ ou seja, 2 g H2 242 x 10 3 J (liberados) m 38 x 10 6 J m = 3, g = 314 g 314 g devem ser transformados na célula eletrolítica. Resposta da questão 11: a) Ni ( aq) + Fe( s) Fe ( aq) + Ni( s ) E = + 022V Ni 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4 6 b) n = 3, / 56 = 6mols de ferro Resposta da questão 12: [D] Na reação espontânea entre as semicelas de cobre e cádmio, o eletrodo de cádmio (menor potencial de redução) será o ânodo. Na reação espontânea entre as semicelas de zinco e cobre, o eletrodo de cobre (maior potencial de redução) será o cátodo. Resposta da questão 13: [A] A produção de energia elétrica por meio da célula a combustível hidrogênio/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 semirreações a seguir: 11

12 2H2O(l) + 2e - H2(g) + 2OH - (aq) 1 2 O 2(g) + H2O(l) + 2e - 2OH-(aq) A reação global da pilha de combustível é H2(g) O 2(g) H2O(l) Resposta da questão 14: [A] De acordo com os potenciais de redução, o cobre é o cátodo e o zinco é o ânodo. Zn(s) Zn 2+ (aq) Oxidação/Ânodo (Polo negativo) Cu 2+ (aq) + 2e - Cu(s) Redução/Cátodo (Polo positivo) Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) Cu(s) (global) Δ E = Emaior Emenor = + 0,34 ( 0,76) = 1,10 V (força eletromotriz) Δ E > zero, o processo é espontâneo. Fluxo dos elétrons: do zinco para o cobre. A ponte salina equilibra o sistema. Resposta da questão 15: a) Fe( ) + 2H2O s ( ) Fe + H ( ) 2( g) + 2OH( aq) aq b) Agente oxidante H2O(l) Agente redutor Fe(s) 2Fe OH + 1 2O Fe O H O + H 0 c) ( ) ( ) 2g ( ) ( s) 2 ( ) 2aq d) POTENCIAIS PADRÃO DE REDUÇÃO, E / V Mg ou Zn Mg + 2e Mg -2,372 ( aq) ( s) Zn + 2e Zn -0,762 ( aq) ( s) Fe + 2e Fe -0,440 ( aq) ( s) Ni + 2e Ni -0,257 ( aq) ( s) Ag + e Ag +0,800 + ( aq) ( s) 12