QUÍMICA - 3 o ANO MÓDULO 32 ELETROQUÍMICA EXERCÍCIOS

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1 QUÍMICA - 3 o ANO MÓDULO 32 ELETROQUÍMICA EXERCÍCIOS

2 Como pode cair no enem Cerca de 1% do lixo urbano é constituído por resíduos sólidos contendo elementos tóxicos. Entre esses elementos estão metais pesados como o cádmio, o chumbo e o mercúrio, componentes de pilhas e baterias, que são perigosos à saúde humana e ao meio ambiente. Quando descartadas em lixos comuns, pilhas e baterias vão para aterros sanitários ou lixões a céu aberto, e o vazamento de seus componentes contamina o solo, os rios e o lençol freático, atingindo a flora e a fauna. Por serem bioacumulativos e não biodegradáveis, esses metais chegam de forma acumulada aos seres humanos, por meio da cadeia alimentar. A legislação vigente (Resolução CONAMA n o 257/1999) regulamenta o destino de pilhas e baterias após seu esgotamento energético e determina aos fabricantes e/ou importadores a quantidade máxima permitida desses metais em cada tipo de pilha/bateria, porém o problema ainda persiste. (Disponível em: Acesso em: 11 jul [adaptado]) Uma medida que poderia contribuir para acabar definitivamente com o problema da poluição ambiental por metais pesados relatado no texto seria: a) deixar de consumir aparelhos elétricos que utilizem pilha ou bateria como fonte de energia. b) usar apenas pilhas ou baterias recarregáveis e de vida útil longa e evitar ingerir alimentos contaminados, especialmente peixes. c) devolver pilhas e baterias, após o esgotamento da energia armazenada, à rede de assistência técnica especializada para repasse a fabricantes e/ou importadores. d) criar nas cidades, especialmente naquelas com mais de 100 mil habitantes, pontos estratégicos de coleta de baterias e pilhas, para posterior repasse a fabricantes e/ou importadores. e) exigir que fabricantes invistam em pesquisa para a substituição desses metais tóxicos por substâncias menos nocivas ao homem e ao ambiente, e que não sejam bioacumulativas.

3 Fixação 1) (UERJ) A eletrólise da ureia, substância encontrada na urina, está sendo proposta como forma de obtenção de hidrogênio, gás que pode ser utilizado como combustível. Observe as semirreações da célula eletrolítica empregada nesse processo, realizado com 100% de rendimento: Reação anódica: CO(NH 2 ) OH - N H 2 O + CO e - Reação catódica: 6 H 2 O + 6 e - 3 H OH - Considere as seguintes informações: I) A ureia tem fórmula química CO(NH 2 ) 2 e sua concentração na urina é de 20 g.l -1. II) Um ônibus movido a hidrogênio percorre 1 km com 100 g desse combustível. Apresente a reação global da eletrólise da ureia. Em seguida, calcule a distância, em quilômetros, percorrida por um ônibus utilizando o combustível gerado na eletrólise de dez mil litros de urina.

4 Fixação 2) (UERJ) Considere uma reação de oxirredução espontânea entre as espécies químicas presentes nas seguintes semirreações de redução: O OH + 2 H e - Eº = + 0,7 V O OH Ag + + e - Ag Eº = + 0,8 V Calcule o potencial-padrão, em volts, da reação de oxirredução e escreva a nomenclatura oficial do reagente orgânico dessa reação.

5 Fixação 3) (UERJ) 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: Potenciais de redução dos eletrodos (V) 2 H 2 O (l) + 2 e - H 2(g) + 2 OH - (aq) -0,83 O 2(g) + 2 H 2 O (l) + 4 e- 4 OH - (aq) 0,40 e - e - Entalpias de formação (kj.mol -1 ) CH 4(g) - 75 H 2 O 2 H 2 ânodo (-) eletrólito sólido (OH - ) cátodo (+) H 2 O 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: H 2 O (v) CO 2(g) Calcule a força eletromotriz, em volts, da célula a combustível e a variação de entalpia, em kj, da reação de obtenção do hidrogênio CH 4(g) + 2H 2 O (v) CO 2(g) + 4H 2(g) Considere os valores a seguir, relativos ao funcionamento da célula sob condiçõespadrão:

6 Fixação 4) (ENEM) Após o desmonte da bateria automotiva, é obtida uma pasta residual de 6 kg, em que 19%, em massa, é dióxido de chumbo(iv), 60%, sulfato de chumbo(ii) e 21%, chumbo metálico. O processo pirometalúrgico é o mais comum na obtenção do chumbo metálico, porém, devido à alta concentração de sulfato de chumbo(ii), ocorre grande produção de dióxido de enxofre (SO 2 ), causador de problemas ambientais. Para eliminar a produção de dióxido de enxofre, utiliza-se o processo hidrometalúrgico, constituído de três etapas, no qual o sulfato de chumbo(ii) reage com carbonato de sódio a 1,0 mol/l a 45 C, obtendo-se um sal insolúvel (etapa 1), que, tratado com ácido nítrico, produz um sal de chumbo solúvel (etapa 2) e, por eletrólise, obtém-se o chumbo metálico com alto grau de pureza (etapa 3). (ARAÚJO, R. V. V. et al. Reciclagem de chumbo de bateria automotiva: estudo de caso. Disponível em: Acesso em: 17 abr [adaptado].) Considerando a obtenção de chumbo metálico a partir de sulfato de chumbo(ii) na pasta residual, pelo processo hidrometalúrgico, as etapas 1, 2 e 3 objetivam, respectivamente: a) a lixiviação básica e dessulfuração; a lixiviação ácida e solubilização; a redução do Pb 2+ em Pb 0. b) a lixiviação ácida e dessulfuração; a lixiviação básica e solubilização; a redução do Pb 4+ em Pb 0. c) a lixiviação básica e dessulfuração; a lixiviação ácida e solubilização; a redução do Pb 0 em Pb 2+. d) a lixiviação ácida e dessulfuração; a lixiviação básica e solubilização; a redução do Pb 2+ em Pb 0. e) a lixiviação básica e dessulfuração; a lixiviação ácida e solubilização; a redução do Pb 4+ em Pb 0.

7 Fixação 5) (ENEM) O Instituto Luiz Coimbra (UFRJ) lançou o primeiro ônibus urbano movido a hidrogênio do Hemisfério Sul, com tecnologia inteiramente nacional. Sua tração provém de três fontes de energia, sendo uma delas a pilha de combustível, na qual o hidrogênio, gerado por um processo eletroquímico, reage com o oxigênio do ar, formando água. (FRAGA, I. Disponível em: Acesso em: 20 jul [adaptado].) A transformação de energia que ocorre na pilha de combustível responsável pelo movimento do ônibus decorre da energia cinética oriunda do(a): a) calor absorvido na produção de água. b) expansão gasosa causada pela produção de água. c) calor liberado pela reação entre o hidrogênio e o oxigênio. d) contração gasosa causada pela reação entre o hidrogênio e o oxigênio. e) eletricidade gerada pela reação de oxirredução do hidrogênio com o oxigênio.

8 Fixação 6) (ENEM) A eletrólise é muito empregada na indústria com o objetivo de reaproveitar parte dos metais sucateados. O cobre, por exemplo, é um dos metais com maior rendimento no processo de eletrólise, com uma recuperação de aproximadamente 99,9%. Por ser um metal de alto valor comercial e de múltiplas aplicações, sua recuperação torna-se viável economicamente. Suponha que, em um processo de recuperação de cobre puro, tenha-se eletrolisado uma solução de sulfato de cobre (II) (CuSO 4 ) durante 3h, empregando-se uma corrente elétrica de intensidade igual a 10A. A massa de cobre puro recuperada é de aproximadamente: Dados: Constante de Faraday F= C/mol; Massa molar em g/mol: Cu = 63,5. a) 0,02g d) 35,5g b) 0,04g e) 71,0g c) 2,40g

9 1) O uso de células eletrolíticas geradoras de cloro proporciona uma outra alternativa para a obtenção de íons hipoclorito. Sabendo-se que os valores dos potenciais padrões de redução correspondentes às semirreações que ocorrem nos eletrodos são: O 2(g) + 2H 2 O + 4 e - 4OH - (aq) E 0 = 0,82 V (ph=7,0) Cl 2(g) + e - 2Cl - (aq) E0 = 1,36 V PISCINA CÉLUL A ELETROLÍTICA Escreva a equação da semirreação que ocorre no ânodo e determine a ddp para operar a célula de cloração da piscina. FILTRO BOMBA Esta célula eletrolítica é colocada na tubulação de água que alimenta a piscina logo após o filtro, como mostra a figura. Neste processo, adiciona-se uma certa quantidade de cloreto de sódio à água da piscina. Nos eletrodos da célula, o oxigênio dissolvido e os íons cloreto são transformados em cloro e íons hidroxila, que, por sua vez, reagem produzindo íons hipoclorito segundo a reação: Cl 2(g) + 2OH - (aq) OCl- (aq) + Cl- (aq) + H 2 O

10 2) (UNIRIO) As baterias dos automóveis são usadas para fornecer energia ao motor do veículo que, uma vez em movimento, recarrega a bateria com corrente oriunda do alternador do carro. O fenômeno que ocorre em um dos eletrodos da bateria de chumbo é exemplificado pela semirreação: Pb (s) + SO + 4(aq) PbSO 4(s) + 2e- Considere que a bateria tem uma corrente de 2,0 ampéres, e o eletrodo de Pb pese 414 gramas. Calcule o tempo, em segundos, que a corrente irá circular pelo eletrodo antes que este se consuma totalmente. Dados: Pb = 207 u; 1 F = C

11 3) (UFRJ) A suspensão de cristais diminutos de haletos de prata (sais sensíveis à luz) é o que se denomina, correntemente, de emulsão fotográfica. Esta é preparada misturando-se um sal solúvel de prata, normalmente o nitrato de prata (AgNO 3 ), com um haleto solúvel (podem ser utilizados sais de potássio, sódio ou amônio), uma 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. a) Sabendo-se que a maioria dos filmes coloridos e preto e branco possuem, em sua camada fotossensível, haleto do quarto período da Tabela Periódica, escreva a equação da reação que represente um processo de formação do sal sensível à luz. b) Na formação da imagem fotográfica, íon prata, 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 (EO 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-di-hidroxibenzeno) pode ser usada como agente revelador. Ag + + e - Ag 0 (E 0 = 0,80V) O OH + 2H 3 O + + 2e - + 2H 2 O( E 0 = 0.70V) O OH

12 4) (UFF) Os esquemas I e II ilustram transformações químicas: Esquema I Esquema II Voltímetro bateria V KCl aq Pb metálico Zn metálico Carbono Carbono Pb 2+ aq Zn 2+ aq K 2+ aq 2+ aq I Observando-se os esquemas, pode-se assegurar que: a) no esquema I ocorre uma reação não espontânea de oxirredução; b) no esquema I a energia elétrica é convertida em energia química; c) no esquema II os eletrodos de carbono servem para manter o equilíbrio iônico; d) no esquema II a energia elétrica é convertida em energia química; e) no esquema II ocorre uma reação espontânea de oxirredução.

13 5) (UERJ) O cloreto de sódio pode ser encontrado sólido, na forma de sal-gema, ou em solução, nos oceanos. A indústria química processa por eletrólise ígnea o sal disponível sob a forma sólida e, por eletrólise em solução aquosa, o sal disponível em solução. Considere que dispomos de duas amostras de cloreto de sódio puro com massa igual a 5,85 g. A primeira amostra é completamente consumida pela eletrólise ígnea e a segunda amostra é dissolvida emágua pura. Admita que os gases envolvidos em ambos os processos se comportam de forma ideal e que os eletrodos são inertes. a) Calcule o volume de gás produzido no ânodo pela eletrólise ígnea sabendo que, nas condições do experimento, o volume molar vale 90 L x mol -1. b) Escreva a equação global que representa a eletrólise da solução aquosa.

14 6) (UERJ) Muitas latas utilizadas em embalagens de alimentos industrializados são formadas a partir de uma folha de ferro, revestida internamente por uma camada de estanho metálico. A aplicação desta camada sobre o ferro se dá por meio de um processo de eletrodeposição, representado pela seguinte reação: S 2+ (aq) + 2e - Sn (s) Admitindo que em uma lata exista, em média, 1,19 x 10 3 g de estanho e que 1 F = C, calcule o tempo necessário para a eletrodeposição de uma lata, mediante o emprego de uma corrente elétrica com intensidade de 0,100 A.

15 7) Para pratear eletrolicamente um objeto de cobre e controlar a massa de prata depositada no objeto, foi montada a aparelhagem esquematizada na figura. - + III I II solução aquosa de sal de prata I, II e III são, respectivamente: a) o objeto de cobre, uma chapa de platina e um amperímetro; b) uma chapa de prata, o objeto de cobre e um voltímetro; c) o objeto de cobre, uma chapa de prata e um voltímetro; d) o objeto de cobre, uma chapa de prata e um amperímetro; e) uma chapa de prata, o objeto de cobre e um amperímetro.

16 8) (CESGRANRIO) Duas cubas eletrolíticas, ligadas em série, contêm, respectivamente, soluções de CuSO 4 e NiSO 4. Transcorridos vinte minutos, depositam-se 2,03 gramas de cobre numa das cubas. Dadas as massas atômicas: Cu = 63,5, S = 32; O = 16 e Ni = 58,7. Indique: a) a massa de níquel depositada na outra cuba; b) a massa de níquel depositada após o transcurso de uma hora.

17 9) (UERJ) Considere a célula eletroquímica a seguir apresentada: Dados (potenciais de redução): AB Mg e - Mg E 0 = -2,34 V Cr e - Cr E 0 = -0,74 V Mg KCl(Aq) Cr 2+ Mg Cr 3+ (Aq) (Aq) Após fechar o círculo pela chave A, calcule: a) a diferença de potencial (ddp) do sistema acusada no voltímetro B; b) a massa do magnésio que se dissolve durante 9650 segundos, sabendo que, nesse intervalo de tempo, a intensidade da corrente manteve-se constante e igual a 0,1 ampère.

18 10) Uma corrente elétrica de 5,0 A circula durante 1 hora por uma solução de AgNO 3 produzindo Ag (s). Se tivéssemos uma solução de NiSO 4, utilizando-se a mesma intensidade de corrente do caso acima, qual seria o tempo, em horas, necessário para produzirmos uma massa de Ni igual àquela de Ag (g)? Dados: Massas atômicas: Ag = 108 e Ni= 59. a) 1,83 b) 18,33 c) 3,66 d) 0,91 e) 2,74

19 11) Cem mililitros de solução 4,35 mols/litro de cloreto de sódio foram submetidos à eletrólise. a) Quantas horas são necessárias para que uma corrente de 3,88 A atravesse a solução e decomponha todo o cloreto? b) Qual a quantidade de hidróxido de sódio e de hidrogênio produzida pela reação secundária no cátodo? Na (s) + H 2 O (l) NaOH (aq) + 1/2 H 2(g)

20 12) (CESGRANRIO) A partir das semirreações apresentadas abaixo, componha uma reação total espontânea: Semirreação E 0 (volt) Br 2 + 2e 2Br +1,065 Fe e Fe 2+ +0,776 Analise as afirmações abaixo, a respeito da reação total espontânea: I) Fe 2+ é o agente redutor; II) Br - é o agente oxidante; III) Br 2 é o produto oxidado; IV) E 0 da reação será de +0,289 volt; V) Fe 3+ é o agente oxidante. O número total de afirmações corretas é: a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5

21 13) (PUC) São necessários 4825 coulombs para liberar todo o cobre do sulfato de cobre II dissolvido em 200 ml de solução. A molaridade da solução no início da eletrólise, em termos de Cu 2+, era de: a) 0,125 b) 0,25 c) 0,50 d) 0,20 e) 1,00

22 14) Os faqueiros de prata, em geral, são fabricados com a liga metálica barata. Os talheres, por eletrodepositação, são cobertos por uma fina camada de prata que lhes confere aspecto mais nobre. Nesse processo, a peça metálica é ligada a um dos polos de uma fonte de corrente contínua (bateria) e mergulhada em uma solução de nitrato de prata (AgNO 3 ), conforme mostra a figura: Bateria Solução aquosa Fio de platina AgNO 3 a) A peça metálica a ser prateada deve ser ligada ao polo positivo ou ao polo negativo da bateria? Justifique sua resposta. b) A solução aquosa resultante, após o processo eletrolítico, realizado a 25ºC, apresenta ph maior, menor ou igual a 7? Justifique a resposta.

23 15) (UFRJ) Os quatro frascos apresentados a seguir contêm soluções salinas de mesma concentração molar a 25ºC. Em cada frasco, encontra-se uma placa metálica mergulhada na solução. Cu Fe Sn Fe ZnSO 4(aq) I CuSO 4(aq) II FeSO 4(aq) III ZnSO 4(aq) IV Zn e - Fe e - Sn e - Cu e - Zn Fe Sn Cu E 0 redução (V) - 0,7 6-0,4 4-0, ,34 a) Identifique o frasco em que ocorre reação química espontânea e escreva a respectiva equação. b) Sabendo que o frasco III contém 304 gramas de FeSO 4 em 2 litros de solução, determine a concentração, em g/l, da solução de ZnSO 4 no frasco I.

24 16) (UFF) Quando uma solução aquosa de Li 2 SO 4 é eletrolizada, os produtos formados no ânodo e no cátodo são, respectivamente: a) S e Li b) O 2 e Li c) SO 2 e H 2 d) O 2 e H 2 e) SO 2 e Li

25 17) (UFRJ) Em uma aula demonstrativa, um professor fez passar, durante 60 minutos, uma corrente de 1,34 A por um cuba eletrolítica que continha uma solução aquosa de cloreto de sódio; como resultado, obteve um gás em cada eletrodo. - + Na Cl (aq) Sabendo que a carga elétrica total que passa pela cuba, durante a experiência, é suficiente para produzir 0,05 g de gás no cátodo, calcule o volume em litros ocupado por este gás nas CNTP.