QUIMICA PILHAS - GABARITO: Zn 2e Zn E 0,76 V. Ag 1e Ag E 0,80 V ΔE 0,80 ( 0,76) 1,56 V. (oxidação ânodo desgaste) (s)

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1 16 - TURMA PARTICULARES UIMICA Prof. Sheila Mori Borges PILHAS - GABARITO: Resposta da questão 1: [C] (aq) (s) Zn e Zn E,76 V Ag 1e Ag E,8 V (aq) ΔE E E maior menor (s) ΔE,8 (,76) 1,56 V Zn(s) Zn (aq) e (oxidação ânodo desgaste) Ag (aq) e Ag (s) (redução cátodo) Global Zn(s) Ag (aq) Zn (aq) Ag(s) Global Sentido espontâneo : Zn(s) Ag (aq) Zn (aq) Ag (s). Resposta da questão : [A] O dispositivo representa uma pilha de hidrogênio. H O HO e (B : oxidação ânodo) 1 O e O (A : redução cátodo) 1 Global H O HO A corrente elétrica flui de A para B e o fluxo dos elétrons é de B para A. Resposta da questão : De acordo com a tabela, teremos: Maior potencial elétrico:,4 V. Menor potencial elétrico:,76 V. Então, Zn (aq) e Zn(s) E,76 V Cu (aq) e Cu(s) E,4 V,4 V,76 V Zn(s) Zn (aq) e Cu (aq) e Cu(s) Global (oxidação) (redução) Zn(s) Cu (aq) Zn (aq) Cu(s) Zn (aq) e Zn(s) E,76 V Cu (aq) e Cu(s) E,4 V,4 V,76 V Zn(s) Zn (aq) e Cu (aq) e maior redução Global menor Cu(s) oxidação (oxidação) (redução) Zn(s) Cu (aq) Zn (aq) Cu(s) ΔE E E ou ΔE E E ΔE,4 (,76) 1,1 V ΔE 1,1 V ou ΔE,4,76 1,1 V ΔE 1,1 V ΔE E E ou maior menor 1

2 16 - TURMA PARTICULARES Para um conjunto de três pilhas ligadas em série deve-se somar as diferenças de potenciais. ΔE ddp ΔE 1,1 1,1 1,1, V ΔE, V Resposta da questão 4: = 11. [1] Correta. Em uma reação redox, o agente redutor perde elétrons, consequentemente o agente oxidante recebe. [] Correta. Os metais possuem tendência a formarem cátions, ou seja, doam elétrons em uma ligação química. [4] Incorreta. A destilação fracionada é um processo de separação de misturas que não envolve transferência de elétrons. [8] 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. Resposta da questão 5: a) Como o potencial de redução do cobre é maior do que o do alumínio, teremos: A (s) e A (aq) (oxidação) Cu (aq) e Cu(s) (redução) Então : A (s) 6e Cu (aq) 6e A superfície do alumínio sofrerá corrosão. A (aq) Cu(s) Global A (s) Cu (aq) A (aq) Cu(s) b) ddp e reação global de uma célula eletroquímica formada por eletrodos de A e Cu: ddp Emaior Emenor ddp,4 ( 1,66), V Global A (s) Cu (aq) A (aq) Cu(s) Resposta da questão 6: [E] Sn (aq) e Sn(s) E red,14 V Li (aq) 1 e Li(s) E red,4 V,14 V,4 V ΔE,14 (,4),9 V Então : Sn (aq) e Sn(s) (redução, cátodo) Li (s) Li (aq) e global Sn (aq) Li (s) Sn(s) Li (aq) (oxidação; ânodo) Resposta da questão 7: [A] As reações de descarga da pilha dependem do regime a que ela é submetida. Em condições de descarga muito lenta teremos: Polo negativo: Zn Zn e (oxidação) Polo positivo: MnO(c) Zn e ZnO MnO (redução) Equação global: Zn MnO (c) ZnO MnO Como as reações de descarga da pilha seca são complicadas, podemos generalizar: Ânodo (polo negativo): Zn Zn e (oxidação)

3 16 - TURMA PARTICULARES Cátodo (polo positivo): MnO NH4 e MnO NH HO (redução) Equação global: Zn MnO NH4 (aq) Zn MnO NH HO A migração dos íons ocorre através da pasta e é muito lenta. Resposta da questão 8: [D] Neste caso a espécie adequada para essa recuperação deve apresentar o potencial de redução menor do que os íons prata na forma de Ag(SO ) (, V). Logo, temos três opções: A (aq) e A (s) 1,66 Sn (aq) e Sn(s),14 Zn (aq) e Zn(s),76 ou seja, Ag(S O ) (aq) e Ag(s) S O (aq) (redução) X(s) X (aq) e (oxidação) Então, Ag(S O ) (aq) e Ag(s) 4S O (aq) (redução) Sn(s) Sn (aq) e (oxidação) Conclusão: das espécies apresentadas, a adequada para essa recuperação é Sn(s). Resposta da questão 9: a) Então, o red o red Cd(s) Cd (aq) e E,4 V Ag(s) Ag (aq) e E E Cd(s) Cd (aq) e o Ag Ag (aq) e Ag(s) maior o Ag menor Global Cd(s) Ag (aq) Cd (aq) Ag(s) ΔE E E 1, V E (,4 V) E o Ag,8 V b) Os íons NO presentes na ponte salina migram para o recipiente 1. Durante o funcionamento da pilha o cádmio sólido sofre oxidação e a concentração de íons Cd aumenta na solução. Como há aumento da carga positiva, ocorre migração do íon negativo para a solução com excesso de carga positiva (devido a presença dos cátions cádmio) deste recipiente (recipiente 1). Os íons K presentes na ponte salina migram para o recipiente. Durante o funcionamento da pilha ocorre redução dos cátions Ag e sua concentração diminui na solução. Como há aumento da carga negativa, ocorre migração do íon positivo para a solução com excesso de carga negativa (devido a presença dos ânions nitrato) deste recipiente (recipiente ). Resposta da questão 1: = 1. O eletrodo que vai sofrer desgaste (oxidação) na pilha é o Cu, pois apresenta menor potencial de redução. 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 (+,8 V > +,4 V).

4 16 - TURMA PARTICULARES A ddp gerada pela pilha é,46 V (,8 V,4 V). O agente redutor da reação global da pilha é o Cu, pois este metal sofre oxidação (apresenta menor potencial de redução). A solução de Cu não vai sofrer descoloração, ou seja, sua cor será intensificada, pois os átomos do Cu(s) serão oxidados a Cu. Resposta da questão 11: [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 ao 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 compõe 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. Resposta da questão 1: [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. Resposta da questão 1: [C] X X e E,5 V Y e Y E,4 V X Y Y X E,59 V Observe que os valores do potencial da pilha estão em módulo, portanto, não admite valores negativos. Resposta da questão 14: + 16 = 18. [1] A reação global na pilha é a seguinte: Mg (aq) e Mg (s) E red,6 V H (aq) e H(g) E red, V, V,6 V Mg (s) Mg (aq) e H (aq) e H(g) Global Mg (s) H (aq) Mg (aq) H(g) [] O fluxo de elétrons é proveniente do eletrodo de magnésio (menor potencial de redução). [4] Na barra de prata, ocorre a seguinte semirreação: H (aq) e H (g). [8] Na barra de magnésio, ocorre a seguinte semirreação: Mg (s) Mg (s) e. [16] Se a barra de prata for substituída por uma barra de grafite, a pilha funcionará sem alteração alguma da força eletromotriz. Resposta da questão 15: [C] o (aq) (s) A e A E 1,68 V o (aq) (s) (s) I. Hg 4Ag 6e Ag Hg E,85 V ΔE E E,85 ( 1,68),5 V maior menor 4

5 16 - TURMA PARTICULARES o (aq) (s) A e A E 1,68 V o (aq) (s) (s) II. Sn Ag e Ag Sn E,5 V ΔE E E,5 ( 1,68) 1,6 V maior menor o (aq) (s) A e A E 1,68 V o (aq) (s) 8 (s) III. 8Sn Hg 16e Sn Hg E,1 V ΔE E E,1 ( 1,68) 1,55 V maior menor Resposta da questão 16: = 14. Nessa reação, o alumínio é o ânodo. A Sn 9 Ag A AgSn A A e (oxidação anôdo) Sem a saliva, os elétrons gerados nessa pilha não teriam meio condutor. Se essa reação fosse contínua, o papel alumínio seria corroído devido à perda de elétrons. Em uma célula eletrolítica baseada na prata e no estanho, o fluxo de elétrons ocorreria no sentido da prata para o estanho e de forma não espontânea, pois o potencial de redução da prata (+,8 V) é maior do que o potencial de redução do estanho (-,14 V). Considerando-se uma célula galvânica existente entre a prata e o alumínio, pode-se estabelecer que a diferença de potencial dessa pilha seria de +,46 V. Resposta da questão 17: [D] Como o potencial de redução do ouro (1,5 V) é maior do que o da prata (+,8 V), vem: Ag(s) Ag (aq) e (oxidação anodo) Au (aq) e Au(s) (redução catodo) Ag(s) Au (aq) global Ag (aq) Au(s) formação de ouro sólido no catodo E A 1,66 V E Ag,8 V ΔE Emaior Emenor ΔE,8 ( 1,66),46 V ΔE Emaior Emenor 1,5,8,7 V A água não poderia ser pura, a solução deveria apresentar cátions ouro III. Resposta da questão 18: ANULADA uestão anulada pelo gabarito oficial, pois na figura não aparece o fio de conexão entre os eletrodos. Zn(s) Zn (aq) e (oxidação; ânodo pólo negativo) Cu (aq) e (fio) Cu(s) (redução; cátodo pólo positivo) Zn(s) Cu (aq) Zn (aq) Cu(s) Reação agente agente global redutor oxidante da pilha 5

6 16 - TURMA PARTICULARES Análise das alternativas: [A] Correta. O Zn (S) sofre oxidação, perdendo elétrons sendo o agente redutor do processo enquanto o Cu (aq) sofre redução, ganhando os elétrons cedidos pelo zinco metálico e agindo como oxidante no processo. [B] Incorreta. O Cu funciona como polo positivo da pilha. Não perde elétrons. [C] Incorreta. O (s) Zn (s) sofre oxidação, perdendo elétrons sendo o agente redutor do processo enquanto o Cu (aq) 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 Cu (aq) sofre redução, ganhando os elétrons cedidos pelo zinco metálico e agindo como oxidante no processo. [E] Incorreta. O Zn sofre oxidação, perdendo elétrons sendo o agente redutor do processo enquanto o (S) Cu (aq) sofre redução, ganhando os elétrons cedidos pelo zinco metálico e agindo como oxidante no processo. Resposta da questão 19: a) Equação de oxirredução na forma iônica:,1 V,87 V Pb (aq) e Ca(s) Ca (aq) e b) Cálculo do valor da diferença de potencial padrão c) Agente redutor: Ca(s). d) Semipilha que funciona como catodo: Pb(s) (redução (oxidação Pb (aq) Ca(s) Pb(s) Ca (aq) ( Δ E ) : cátodo) ânodo) Δ E Emaior Emenor,1 (,87),74 V Pb (aq) e Pb(s) (redução cátodo). Resposta da questão : a) E,56 V (potencial de redução) TiO Ti IV Ti III 4 NO E,8 V (potencial de redução) NO 5 4,8 V,56 V Conclusão : TiO não é capaz de oxidar o NO. b) O TiO *(excitado pela radiação) adquire +, V adicionais no potencial de redução, então: E (,56,,64) V (potencial de redução) TiO Ti IV Ti III 4 NO E,8 V (potencial de redução) NO 5 4 ΔE Emaior Emenor ΔE,64 V (,8 V) 1,84 V ΔE 1,84 V Resposta da questão 1: = 15. A ordem crescente do caráter redutor (a oxidação ocorre com maior facilidade) é Au Cu H Fe Mg. A tendência em sofrer oxidação do magnésio é maior que a do cobre, pois seu potencial de redução é menor. O metal cobre é mais nobre que o metal ferro, pois o potencial de redução do cobre é maior do que o potencial de redução do ferro. Os íons H (, V) podem oxidar apenas os metais magnésio e ferro, pois seu potencial de redução é maior do que os potenciais destes dois metais (-,6 V e -,44 V). 6

7 16 - TURMA PARTICULARES Resposta da questão : [E] Analisando as seguintes reações: (s) (aq) (aq) (s) Zn Cu Zn Cu ΔE 1,1 V (s) (aq) (aq) (s) A Cu A Cu ΔE, V Verifica-se que o potencial de redução do cobre é maior do que os potenciais de redução do zinco e do alumínio. Como, V é maior do que 1,1 V, conclui-se que o potencial de redução do zinco é maior do que o do alumínio, consequentemente, Uua pilha utilizando as células A A e Zn Zn é melhor descrita por: Zn e Zn A A e Então : Zn 6e Zn A A 6e Zn A Global Zn A Cálculo do Δ E: (s) (aq) (aq) (s) Zn Cu Zn Cu ΔE 1,1 V (s) (aq) (aq) (s) A Cu A Cu ΔE, V ΔE ΔE ΔE maior menor ΔE, V 1,1 V,9 V Resposta da questão : [D] Em uma reação de oxirredução que ocorre espontaneamente, os elétrons 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 afirmação I está errada. Resposta da questão 4: [B] Nesse sistema é formada a seguinte pilha: Mg Mg e E,7V Cu e Cu E,4V Cu Mg Mg Cu E,71V Portanto: [A] Incorreta. O cobre reduz, formando Cu. [B] Correta. A d.d.p. formada entre os eletrodos é de +,71V. [C] Incorreta. O magnésio oxida, portanto é o agente redutor. [D] Incorreta. O experimento resulta em uma reação espontânea, pois a d.d.p é positiva. [E] Incorreta. Com o tempo a lâmina de cobre aumenta sua massa e a de magnésio sofre corrosão. Resposta da questão 5: [A] Sulfato de chumbo (II) reage com carbonato de sódio (lixiviação básica): PbSO4 NaCO PbCO NaSO 4 (etapa 1 lixiviação básica e dessulfuração) sal insolúvel PbCO HNO Pb(NO ) HO CO (etapa lixiviação básica ) sal solúvel 7

8 16 - TURMA PARTICULARES H O H OH Pb(NO ) Pb NO ( ) Pb e Pb (redução cátodo) 1 ( ) OH e HO O (oxidação ânodo) + (etapa redução do Pb em Pb ) 1 Pb(NO ) HO H NO O Pb chumbo metálico Resposta da questão 6: [E] No anodo (polo negativo) ocorre a reação de oxidação. No catodo (polo positivo) ocorre a reação de redução. O processo e espontâneo, logo a ddp é positiva. Resposta da questão 7: [E] Na pilha de combustível, teremos: - Ânodo: H + OH - HO + e - Cátodo: ½ O + HO + e - OH Reação global: H + ½ O HO A eletricidade gerada pela reação de oxirredução do hidrogênio com o oxigênio provocará o movimento do ônibus. Resposta da questão 8: = 1. [1] Verdadeira. De acordo com os potenciais-padrão de redução, observa-se uma maior tendência do cobre a reduzir. Dessa forma, na pilha Zn-Cu, o cobre sofre redução, enquanto que o zinco sofre oxidação. [] Falsa. De acordo com o que foi sugerido na afirmativa, teríamos a seguinte reação: Cu s Mn aq Cu aq Mn s Para o cálculo do potencial dessa reação teremos: E REAÇÃO = E OXIDAÇÃO + E REDUÇÃO = -,7V + (-1,18) = -1,17V O sinal negativo do resultado indica que o processo não é espontâneo. [4] Verdadeira. Trocando os sinais dos potenciais de redução, teremos os seguintes potenciais de oxidação: E (Li/Li + ) = +,45V E (Cr/Cr + ) = +,74V [8] Falsa. Na pilha lítio-iodo, ocorre a seguinte equação: Li I Li I, em que se observa que o lítio sofre oxidação e o iodo sofre redução. [16] Verdadeira. De acordo com o sugerido na afirmativa, ocorre a seguinte reação: Mn Zn Mn Zn Para o cálculo do potencial dessa reação, teremos: E REAÇÃO = E OXIDAÇÃO + E REDUÇÃO = +1,18V +,76V = +1,94V O sinal positivo do resultado indica que o processo é espontâneo. [] Falsa. O potencial de redução do manganês é menor em relação ao do zinco. [64] Falsa. Como o lítio tem maior potencial de oxidação, apresenta maior facilidade em ceder elétrons e, assim, podemos dizer que esse metal é o melhor agente redutor. Resposta da questão 9: [C] [I] Ba NO Ag AgNO Ba. Ag aq e Ag s ε,8v Ba aq e Ba s ε,9v -,9 V <,8 V não espontânea. [II] A NO Co Co NO A. Co aq e Co s ε,8v A aq e A s ε 1,66V -1,66 V < -,8 V não espontânea. 8

9 16 - TURMA PARTICULARES [III] AgNO A A NO Ag. Ag aq e Ag s ε,8v ε,8 V > -1,66 V espontânea. A aq e A s 1,66V Resposta da questão : = Colocou um fio de cobre em um copo contendo uma solução de nitrato de prata 1 mol/l: Como o potencial de redução da prata (+,8) é maior do que o do cobre (+,4), a prata sofrerá redução e se depositará no fio de cobre.. Colocou um fio de prata em um copo contendo uma solução de sulfato de cobre 1 mol/l: Como o potencial de redução da prata (+,8) é maior do que o do cobre (+,4), nada será observado.. Colocou uma fita de zinco metálico em copo contendo uma solução de ácido sulfúrico 1 mol/l: Como o potencial de redução do hidrogênio (+,) é maior do que o do zinco (-,76) ocorrerá desprendimento de gás hidrogênio H e H. 4. Colocou um prego enrolado por uma fita de Mg metálico em um copo contendo uma solução de ácido sulfúrico 1 mol/l: como o potencial de redução do hidrogênio (+,) é maior do que o do magnésio (-,7), ocorrerá desprendimento de gás hidrogênio H e H. Somente ocorrerá a oxidação do prego após a completa oxidação da fita de magnésio ou após ocorrer a perda de contato elétrico entre os dois metais. ELETRÓLISE - GABARITO Resposta da questão 1: A reação global corresponde à soma das semirreações anódica e catódica. Reação anódica: CO(NH ) 6 OH N 5 HO CO 6 e Reação catódica: 6 HO 6 e H 6 OH Reação global: CO(NH ) HO N CO H Cálculo da massa de ureia presente em 1 L de urina: 1L 1. L 5 x 1 g g xg Pela estequiometria da reação global, 1 mol de ureia produz mols de gás hidrogênio. Logo, 6 g de ureia forma 6 g de H. Então, a massa de H gerada a partir de 5 1 g de ureia será: CO(NH ) H 6 g ( g) Distância que o ônibus percorreu: Resposta da questão : [B] Tempo = h 4min 5s = 965 segundos Cu e Cu 965C 6,5g x x 1,75g Em 1 de efluente: 5mg 1 x 5g x g 4 x 1 g 9 x 1 gh Cu e 1km Cu 4 1 gh 965C s 6,5g x s km x 1,75g Em 1 de efluente: 5mg 1 x x 5g 1 Após a eletrodeposição, tem-se: 5g 1,75g,5g/1 de HO 1 ou,5mg L

10 16 - TURMA PARTICULARES Resposta da questão : [D] i t 96,5min A 96,5 6 s A 1 96,5 C Cr (aq) e Cr(s) 96.5 C 5 g 1 96,5 C mcr mcr,8 g Resposta da questão 4: [C] A ddp gerada por uma pilha é diretamente proporcional à intensidade da corrente elétrica produzida por essa pilha (U R i), mantida a temperatura constante. U (ddp) i(corrente elétrica) cons tan te (resistência) U R U R i i Resposta da questão 5:[D] Numa eletrólise em série, a carga é igual nas duas cubas eletrolíticas, então: Ni e Ni 96.5 C 58 g 48.5 C 14,5 g x M xe M x x C 7 g 48.5 C 8,875 g Carga 4 Resposta da questão 6 a) A produção mundial de gás cloro é de 6 milhões de toneladas por ano, então: HO( ) H (aq) OH (aq) NaC (aq) Na (aq) C (aq) ( ) C (aq) C (g) e (ânodo; oxidação) b) ( ) H (aq) e H (g) (cátodo; redução) NaC (aq) HO( ) Na (aq) OH (aq) C (g) H (g) 71 g g g 6 milhões 1 tonelada 1 mh 1,69 1 g 1,69 milhões de toneladas m H 1

11 16 - TURMA PARTICULARES Resposta da questão 7: [B] A eletrólise é um processo de oxirredução não espontâneo. Compostos iônicos no estado sólido são péssimos condutores de eletricidade, pois os íons estão presos na rede cristalina. A decomposição térmica do cloreto de sódio é um processo não espontâneo. Resposta da questão 8: [D] ( ) H O e H OH (redução cátodo) sofre redução sofre oxidação meio básico ( ) C C e (oxidação ânodo) Resposta da questão 9:[B] Eletrólise do ácido sulfúrico (HSO 4) : HO H OH HSO4 H SO4 ( ) OH e HO 1 O (oxidação; anodo) ( ) H e H (redução; catodo) t 1 min 6 s VH ml, L; T K pho Ptotal,6 atm,54 atm Ptotal ph O ph,54,6 ph ph,48 atm ph V H n H R T,48, nh,8 nh,6 mol H e H 96.5 C 1 mol i t C i 6 i 1,9 A,6 mol 11

12 16 - TURMA PARTICULARES Resposta da questão 1: [C] Observe o equacionamento da eletrólise do NaC (cloreto de sódio) simplificada em solução aquosa: H O( ) H (aq) OH (aq) NaC (s) Na (aq) C (aq) Ânodo (+): C (aq) C (g) e (oxidação) Cátodo (-): H (aq) + e H (g) (redução) NaC (s) H O( ) Na (aq) OH (aq) H (g) C (g) NaOH(aq) Agora, observe o equacionamento da eletrólise do NaC (cloreto de sódio) não simplificada em solução aquosa: Ânodo (+): C C (g) e Cátodo (-): HO( ) e H (g) OH (aq) Célula HO( ) C H Global (g) C (g) OH (aq) Resposta da questão 11: [C] Eletrólise ígnea do NaF: Δ NaF(s) Na ( ) F ( ) ( ) F ( ) F (g) e (oxidação; ânodo) ( ) Na ( ) e Na( ) (redução; cátodo) Eletrólise em solução aquosa do NaF: H O( ) H (aq) OH (aq) NaF(s) Na (aq) F (aq) 1 ( ) OH ( ) e HO( ) O (g) (oxidação; ânodo) ( ) H ( ) e H (g) (redução; cátodo) Há apenas uma informação incorreta: na eletrólise em solução aquosa do NaF é produzida água no estado líquido no ânodo. Resposta da questão 1: [B] Considerações: 1. O processo eletroquímico pode ser chamado de eletrólise, pois ocorre com consumo de energia, ou seja, de forma não espontânea.. Se o objeto de cobre for colocado no ânodo, significa que sofrerá oxidação, e os íons cobre-ii serão depositados, por redução, no cátodo do processo eletrolítico. Resposta da questão 1: [C] Equação do ânodo: Cu(s) Cu (aq) e Equação no cátodo: Cu (aq) e Cu(s) H O( ) H (aq) OH (aq) NaC (s) Na (aq) C (aq) Ânodo (+): C (aq) C (g) e (oxidação) Cátodo (-): H (aq) + e H (g) (redução) NaC (s) H O( ) Na (aq) OH (aq) H (g) C (g) NaOH(aq) ou eletrólise do NaC (cloreto de sódio) não simplificada em solução aquosa: Ânodo (+): C C (g) e Cátodo (-): HO( ) e H (g) OH (aq) (róseo na presença de fenolftaleína) Célula HO( ) C H Global (g) C (g) OH (aq) 1

13 16 - TURMA PARTICULARES Observação: Como a concentração de água (H O) é muito maior que a dos íons Na +, a reação catódica é dada por HO( ) e H (g) OH (aq) e não por Na (aq) e Na(s). Resposta da questão 14: [D] Δ + - A O (s) 4A ( ) + 6O ( ) - - 6O ( ) O (g) + 1e (Ânodo; oxidação) (-) + - 4A ( ) + 1e 4A ( ) (Cátodo; redução) (+) Global A O (s) O (g) + 4A ( ) O alumínio sofre redução. Resposta da questão 15: [C] O texto refere-se a uma eletrólise (decompor a água se fosse salgada ou acidulada, usando a pilha de Daniell como fonte de força). Este método é utilizado industrialmente na obtenção de alumínio a partir da bauxita. Δ A alumina (A O ) é obtida a partir da bauxita: A O.5HO(s) A O (s) 5HO(v). Equacionamento da eletrólise ígnea da alumina (A O ) que faz parte do processo de obtenção do alumínio na indústria: Δ + - A O (s) 4A ( ) + 6O ( ) - - 6O ( ) O (g) + 1e (Ânodo; oxidação) (-) + - 4A ( ) + 1e 4A ( ) (Cátodo; redução) (+) Global A O (s) O (g) + 4A ( ) Resposta da questão 16: [D] i t Mg Mg e 4 g 96.5C m m 7,5 g 7, g ,5.6 Resposta da questão 17: [C] A carga será a mesma nos eletrodos, então: Ag 1e Ag 1mol e 18 g 965 C 18 g 485 C 54 g Ni e Ni m mol e 59 g 965 C 59 g Ni 485 C mni 14,75 g Resposta da questão 18: [E] Um elétrodo de prata foi utilizado para estabelecer uma boa ligação com os ânions cloreto, logo este eletrodo tem carga positiva. Resposta da questão 19: O tipo de ligação interatômica presente no cloreto de rádio é a ligação iônica: [Ra ][C ] RaC. Equação química que representa a eletrólise do RaC : RaC ( ) Ra(s) C (g) Resposta da questão : [C] I. Verdadeira. O banho de cromo consiste num processo de redução eletrolítica. II. Verdadeira: 1C 1s 16s = 16.C 1

14 16 - TURMA PARTICULARES 1 mol de elétrons 95.5C n 16.C n =,4 mol de elétrons 6 mols de elétrons 5g de Cr,4 mols de elétron m m = 19,9g de cromo depositado. III. Falsa. O cromo sofre redução e, portanto, recebe 6 elétrons. IV. Falsa. Numa eletrólise a redução ocorre no cátodo. Resposta da questão 1: a) C O H O C H O O aq aq aq g agente oxidante agente redutor 1 1(redução) 1 (oxidação) b) Para obter C O aq HO aq C aq HO O g, teremos: O g H aq e HO aq E,695 V C O aq HO e C aq OH aq E,9 V Então,,9 V,695 V c) Analisando: O H e H O E,695 V g aq aq C O H O e C OH E,9 V aq aq aq 4 aq aq aq MnO 8H 5 e Mn 4H O E 1,51 V Concluímos que o hipoclorito (+,9 V) e o oxigênio em meio ácido (+,695 V) possuem potencial de redução menor que o permanganato (+ 1,51 V); consequentemente, as duas espécies químicas podem descolorir uma solução de permanganato em meio ácido. d) A partir de: O g H aq e HO aq (inverter e multiplicar por 5) MnO4 aq 8H aq 5 e Mn aq 4HO (multiplicar por ) 14

15 16 - TURMA PARTICULARES Resposta da questão :[C] Na eletrólise ígnea do cloreto de alumínio, temos a seguinte reação de redução: + -1 A + e A Pela reação: n =,4 mols de elétrons. 7 g de A 1,6 g de A n - mols de e Definimos 1 Faraday (1F) como sendo a carga de 1 mol de elétrons. 1 mol de elétrons 96.5 C,4 mols de elétrons = 1.6 C. Resposta da questão : [D] Ni e Ni(s) mol e 58,7 g 965C 58,7 g 19 C 5,87 g i t 19 C i 1 i 19, A Resposta da questão 4: [A] Ni e Ni mole 1 mol F 59 g 965 C 59 g 86 C i t 86 C 8,6A t 1,18 g 1 (1 peças) t 1 s 16,66667 min (16min,66667s 16min, s) t 16 min e 4s Resposta da questão 5: 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 Cu para a solução e de elétrons para o fio ligado ao gerador. Os cátions Cu sofrem redução na placa negativa (cátodo) e o cobre é recuperado. Os elétrons se movem da placa positiva (ânodo) para a placa negativa (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: Cátodo : Cu (aq) e Cu(s) (redução do íon Cu ) Ânodo : Cu(s) Cu (aq) e (oxidação do cobre) Resposta da questão 6: Observe o equacionamento da eletrólise ígnea da alumina (A O ) que faz parte do processo de obtenção do alumínio na indústria. 15

16 16 - TURMA PARTICULARES Sabemos que i t, então : Δ A O (s) 4A ( ) + 6O ( ) 6O ( ) O (g) + 1e (Ânodo; oxidação) (-) 4A ( ) + 1e 4A ( ) (Cátodo; redução) (+) Global A O (s) O (g) + 4A ( ) (1, 1 A t) C 6 1 ton 1 g + - 1A ( ) + e 1A ( ) 96.5 C 1, 1 t g 6 1 g t 1,7 1 s 7 1, 1 1 dia 4 h 4 6 s 1,7 1 s tdias 1,41 dias 4 6 s Resposta da questão 7: a) Equações químicas balanceadas que descrevem a oxidação do ferro em meio aquoso neutro e a formação de hidróxido ferroso: Fe(s) Fe (aq) e (oxidação) O (g) HO( ) 4e 4OH (aq) (redução) Multiplicando a primeira equação por e somando com a segunda, vem: Fe(s) Fe (aq) e (oxidação) O (g) H O( ) 4e 4OH (aq) (redução) Fe(s) O (g) H O( ) Fe (aq) 4OH (aq) Fe (aq) OH (aq) Fe(OH) (s) b) Como a formação do hidróxido ferroso depende da concentração de ânions hidróxido, quanto maior o ph maior a produção de Fe(OH). c) O potencial pode ser calculado por: E E E O processo é espontâneo, pois E zero. d) Resposta da questão 8: [B] Dados: 1F = 96.5 C, Volume molar =,4 L. maior 16 menor E,4 (,44),84 V Fe: 1s s p s p 4s d (átomo de ferro) Fe : 1s s p s p d (íon ferroso) 1 i t 6 s 18. C 4 C C (g) e C 1 volume mol e 1 volume F,4 L V C V,89,1 L 96.5 C 18. C

17 16 - TURMA PARTICULARES Resposta da questão 9: Sabe-se que: 1, V > -,6 V Então: 4e O 4H H O (cátodo) (g) Ni (s) Ni 4e (ânodo) 1 h 6 s;1f = 965 C i t 4, A 6 s (4, 6) C Ni(s) Ni e 58,7 g 965 C Ni m Ni (4, 6) C m 4,796 4,8 g 4e O(g) 4H HO 4 mols e 1 mol O C g (4, 6) C O m O m 1,1978 1,19 g Resposta da questão : a) Ânodo : C (aq) C (g) e Cátodo : Ni (aq) e Ni(s) mols de e 59 g (Ni) 965C 59 g (Ni) g (Ni) 9815,59 C i t 9815,59 i 6 i 7,6 A b) 1 g (NiC ) 59 g (Ni) m g (Ni) m 66,1 g m 66,1 g,5(66,1 g) 99,15 g. (com excesso) Resposta da questão 1 a) De acordo com a figura fornecida, verifica-se que o zinco se torna um eletrodo positivo, ou negativo de acordo com os terminais da bateria. Na placa de zinco acoplada ao polo negativo da bateria, teremos aumento de massa: ( ) Zn (aq) e Zn(s) (redução) Na placa de zinco acoplada ao polo positivo da bateria, teremos diminuição de massa: ( ) Zn(s) Zn (aq) e (oxidação) b) A partir da reação de oxidação, vem: Zn(s) Zn (aq) e (oxidação) 65,4 g mols e,7 g n 1, 1 mols e n mols e Observação: O número de mols envolvidos na reação de redução é igual ao de oxidação. c) Notações: = carga (coulomb) i = intensidade da corrente elétrica (A; ampère) t = tempo (s; segundo) i t, coulomb 17

18 16 - TURMA PARTICULARES 1, 1 mol e 96 coulomb 1, 1 6, 1 e 96 coulomb 1e 19 ' ' ,6 1 coulomb A carga de um elétron corresponde a 19 1,6 1 coulomb. Resposta da questão : [B] 1,69 V,6 V Então : Pb(s) SO4 (aq) PbSO4(s) e (direção inversa; ânodo) PbO(s) 4H (aq) SO4 (aq) e PbSO4(s) H O ( ) (direção direta; cátodo) Pb(s) SO4 (aq) PbO(s) 4H (aq) PbSO4(s) H O( ) ΔE Emaior Emenor 1,69 (,6),5 V 18