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ESPCEX – QUÍMICA – PROF. MARCOS ANDRÉ – LISTA 17 – 23/07/2014

JULHO – 2014

ELETROQUÍMICA (1) 1. Com o passar do tempo, objetos de prata geralmente adquirem manchas escuras que são películas de sulfeto de prata (Ag2S) formadas na reação da prata com compostos que contém enxofre encontrados em vários alimentos. Um dos processos para limpar o objeto escurecido consiste em colocá-lo em um recipiente de alumínio contendo água e detergente e aquecer até a fervura. O detergente retira a gordura do objeto facilitando a reação do alumínio da panela com o sulfeto de prata, regenerando a prata com seu brilho característico. 2 Al + 3 Ag2S → Al2S3 + 6 Ag Sobre o assunto relativo ao texto acima, escreva V para as afirmativas verdadeiras ou F para as afirmativas falsas. ( ) A prata ao adquirir manchas escuras sofre oxidação. ( ) Na reação entre alumínio e o sulfeto de prata, o alumínio é o ânodo do processo. ( ) A prata possui maior potencial de oxidação do que o alumínio. ( ) A presença do detergente na água diminui o potencial de oxidação do alumínio. ( ) O alumínio é menos reativo do que a prata. 2. Com base no diagrama da pilha: Ba0 / Ba2+ // Cu + / Cu0 E nos potenciais-padrão de redução das semi-reacões: Ba0 → Ba2+ + 2e– E0 = –2,90 volt Cu0 → Cu+1 + 1e– E0 = +0,52 volt Qual a diferença de potencial da pilha? a) + 2,38 volts. c) + 3,42 volts. e) – 2,38 volts. b) – 2,55 volts. d) – 3,42 volts. 3. Pilhas são dispositivos nos quais energia química é convertida em energia elétrica, através de reações de oxi-redução. Sendo dada a série eletroquímica em ordem crescente de reatividade como se segue: ouro, prata, cobre, hidrogênio, níquel, ferro, zinco e manganês, analise as afirmativas abaixo. I. espécies químicas situadas antes do hidrogênio têm caráter anódico em relação as que os seguem; II. a maior diferença de potencial (ddp) na série dos elementos zinco e manganês; III. a energia química da pilha Zn-Ni é maior do que da pilha Zn-Fe. Dentre as afirmativas acima marque a opção correta: a) apenas I é verdadeira; d) II e III são verdadeiras; b) apenas II é verdadeira; e) apenas III. c) I e II são verdadeiras; 4. Os fabricantes e importadores estão obrigados, por lei, a recolher as baterias usadas em telefones celulares por conterem metais pesados como o mercúrio, o chumbo e o cádmio. Assinale a afirmativa correta. a) esses três metais são classificados como elementos de transição; b) esses metais são sólidos à temperatura ambiente; c) os elementos de massa molar elevada são denominados de metais pesados; d) a pilha que não contém metais pesados pode ser descartada no lixo doméstico; e) a contaminação da água por metais pesados ocorre devido a sua grande solubilidade neste solvente.

5. A corrosão eletroquímica opera como uma pilha. Ocorre uma transferência de elétrons quando dois metais de diferentes potenciais são colocados em contato. O zinco ligado à tubulação de ferro, estando a tubulação enterrada – pode-se, de acordo com os potenciais de eletrodo –, verificar que o anodo é o zinco, que logo sofre corrosão, enquanto o ferro, que funciona como cátodo, fica protegido. Dados: potenciais-padrão de redução em solução aquosa: Temperatura = 25°C; pressão = 1 atm; concentração da solução no eletrodo = 1,0 M Semi reação Δ Eº (volt) Zn2+ + 2e → Zn(s) – 0,763 V / Fe2+ + 2e → Fe(s) – 0,440 V Assinale a equação global da pilha com a respectiva ddp da mesma: a) Fe2+ + 2e → Zn2+ + 2e ΔE = + 0,232V b) Zn + Fe2+ → Zn2+ + Fe ΔE = + 0,323V c) Fe2+ + Zn → Zn + Fe2+ ΔE = – 0,323V d) Fe + Zn → Zn2+ + Fe2+ ΔE = + 0,323V 6. Dados os metais: Zn, Ag, Au, Mg com seus respectivos potenciais de redução: (– 0,76 V), (+ 0,80 V), (+ 1,50 V) e (– 2,73 V); e sabendo-se que 2H+ + 2e– → H2 E0 = 0,00 V: a) indique os dois metais que têm possibilidade de reagir com ácidos para produzir hidrogênio (H2);

b) escreva uma reação de deslocamento, possível, usando o ácido sulfúrico. 7. Sobre a pilha esquematizada abaixo, assinale o que for correto: a) Seu funcionamento diminuiu a concentração de íons B3+. b) O eletrodo B sofre oxidação. c) O eletrodo A é denominado cátodo. d) A equação global é dada por 2B(s) + 3A2+

(aq) → 2B3+(aq) + 3A(s).

e) O eletrodo B sofre corrosão. 8. Metais como sódio (alcalino), magnésio (alcalino-terroso) e alumínio possuem baixos potenciais de redução, ou seja, não são facilmente reduzidos. O meio econômico de obtê-los é por meio de: a) reações de deslocamento utilizando-se prata metálica e sais desses metais; b) uma pilha, onde no ânodo ocorre a redução desses metais; c) eletrólise ígnea de compostos contendo esses metais; d) uma reação de dupla troca com ácidos fortes, como ácido sulfúrico ou nítrico; e) uma reação de decomposição térmica de composto contendo esses metais, tais como NaCl, MgCl2 e Al2O3. 9. (FUVEST-SP) I e II são equações de reações que ocorrem em água, espontaneamente, no sentido indicado, em condições padrão. I. Fe + Pb2+ → Fe+2 + Pb II. Zn + Fe2+ → Zn2+ + Fe Analisando tais reações, isoladamente ou em conjunto, pode-se afirmar que, em condições-padrão, a) elétrons são transferidos do Pb2+ para o Fe. b) reação espontânea deve ocorrer entre Pb e Zn2+. c) Zn2+ deve ser melhor oxidante do que Fe2+. d) Zn deve reduzir espontaneamente Pb2+ a Pb. e) Zn2+ deve ser melhor oxidante do que Pb2+.

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10. Um químico queria saber se uma amostra de água estava contaminada com um sal de prata. Ag+ e para isso, mergulhou um fio de cobre, Cu, na amostra. Com relação a essa análise, é correto afirmar que: Dados: E0 Ag+= +0,80 V / E0 Cu+2 = +0,34 V 01. a amostra torna-se azulada e isso foi atribuído à presença de íons Cu+2; 02. a amostra doa elétrons para o fio de cobre; 04. o fio de cobre torna-se prateado devido ao depósito de prata metálica; 08. o fio de cobre doa elétrons para a amostra; 16. Ag+ é o agente oxidante da reação. Dê, como resposta, a soma das alternativas corretas. 11. Os potenciais-padrão dos eletrodos de cobre e de prata são dados abaixo: Cu+2 + 2e– Cu E0 = 0,34 V Ag+ + e– Ag E0 = 0,80 V A respeito, julgue as afirmações. ( ) A semi-reação de redução na célula eletroquímica resultante da combinação desses dois eletrodos será Cu+2 + 2 e– → Cu(S). ( ) A reação e a voltagem da célula eletroquímica serão 2Ag+ + Cu(s) 2Ag(s) + Cu+2 ΔE0 = 0,46 V. ( ) Se um fio de cobre for mergulhado numa solução de nitrato de prata, inicialmente incolor, esta ficará azulada e haverá deposição de prata metálica sobre o fio. 12. As reações com substâncias capazes de gerar corrente elétrica têm permitido ao homem construir pilhas cuja utilização é bastante ampla no mundo moderno. Com base nos conhecimentos sobre eletroquímica, pode-se afirmar sobre o funcionamento das pilhas: ( ) A diferença de potencial independe da concentração das soluções empregadas. ( ) Com o uso, a diferença de potencial se reduz. ( ) Os elétrons fluem em direção ao cátodo. ( ) No ânodo, ocorre redução. ( ) No eletrodo, onde ocorre oxidação, há aumento de massa. 13. A figura a seguir representa uma pilha de combustível hidrogênio-oxigênio, muito utilizada em veículos espaciais. Esse tipo de pilha tem por base as semi-reações apresentadas na tabela abaixo: Considerando-se essas informações, pode-se afirmar: 01. A diferença de potencial da pilha é + 1,23V. 02. No cátodo da pilha, forma-se água e, no ânodo, OH– (aq). 04. Na pilha, a água é o agente redutor. 08. A reação global da pilha é 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l). 16. Durante o funcionamento da pilha, acumula-se OH– (aq). 32. Na pilha, a corrente de elétrons flui do ânodo para o cátodo. 64. Uma bateria formada por associação em série de 6 pilhas de combustível hidrogênio – oxigênio fornece 6,0 V de tensão.

Apresente a soma das alternativas corretas. 14. O contato com certos metais (como o cobre e o estanho) pode acelerar a corrosão do ferro e torná-la mais intensa, enquanto o contato com metais (como zinco e o magnésio) pode impedir ou retardar a formação de ferrugem. Levando-se em conta os valores dos potenciais (E0) das semi-reações abaixo,

Mg++(aq) + 2e– → Mg(s) – 2,37 V

Zn++ (aq) + 2e– → Zn(s) – 0,76 V Fe++ (aq) + 2e– → Fe(s) – 0,44 V Sn++ (aq) + 2e– → Sn(s) – 0,14 V Cu++ (aq) + 2e– → Cu(s) + 0,36 V 1/2 O2(g) + 2e– + H2O(l) → 2OH–

(aq) + 0,41 V

a) calcule o ΔE0 da pilha formada por ferro e oxigênio em meio aquoso e ΔE0 da pilha formada por ferro e zinco em meio aquoso;

b) explique o fato de o oxigênio ser o oxidante mais forte da série apresentada. 15. O potencial padrão de redução de uma célula galvânica constituída por um eletrodo de Ag e outro de Cu é 0,46 V. Nesta célula ocorre a seguinte reação: 2 Ag+ (aq) + Cu(s) → 2 Ag(s) + Cu2+ (aq) Sabendo-se que o potencial de redução do par Cu2+/Cu0 é 0,34 V pode-se afirmar que o potencial de redução do par Ag+/Ag0 é: a) 0,12 V b) 0,24 V c) 0,68 V d) 0,80 V e) 0,92 V Semi-reação Potencial Padrão de Redução, Eº (V) 2H2O(l) + 2e– H2(g) + 2OH–(aq) Eº = – 0,83 O2(g) + 2H2O(l) + 4e– 4OH–(aq) Eº = 0,40 16. A água oxigenada é um produto químico que, entre outras aplicações, é utilizado como anti-séptico e como alvejante de alguns materiais. A água oxigenada se decompõe em água e gás oxigênio, como representado pela equação a seguir: I. 2 H2O2(l) → 2 H2O(l) + O2(g) É encontrada no comércio como solução aquosa de peróxido de hidrogênio (massa molar igual a 34 g); o rótulo do frasco costuma indicar a sua concentração em termos de volume de oxigênio liberado; por exemplo, água oxigenada a 10 volumes significa que 1 L da solução libera 10 L de oxigênio nas condições do ambiente (1 atm e 25,0°C). As equações a seguir representam reações de decomposição do peróxido de hidrogênio.

II. H2O2 (aq) → O2 (g) + 2H+ (aq) + 2 e– Eο = – 0,69 V III. H2O2 (aq) + 2H+ (aq) + 2 e– → 2H2O Eο = +1,77 V Com base nas informações acima, é incorreto afirmar: a) A equação I indica que se trata de uma reação de oxirredução, na qual o oxigênio é o oxidante e o hidrogênio é o redutor. b) A equação I pode ser obtida a partir das equações II e III; o E0 da reação I é igual a +1,08V. c) Na equação II, o peróxido de hidrogênio atua como agente redutor. d) Na equação I, o peróxido de hidrogênio atua como agente oxidante e como agente redutor. e) Uma solução a 3% em massa de peróxido de hidrogênio corresponderia a uma solução de peróxido de hidrogênio inferior a 20 volumes (considere a densidade da solução igual a 1 e o volume molar de um gás igual a 24,5 L). 17. “A partir dos dados a seguir, assinale o que for correto: I. I2(aq) é colorido; I– (aq) é incolor II. Zn2+ (aq) + 2e– → Zn(s) Eo = – 0,76 V III. I2(aq) + 2e– → 2I– (aq) Eo = + 0,54 V IV. Ni2+(aq) + 2e– → Ni(s) Eo = – 0,20 V V. ClO– + H2O + 2e– → Cl– (aq) + OH– (aq) Eo = + 0,84 V VI. Ag+(aq) + e– → Ag(s) Eo = + 0,80 V VII. 2H+ (aq) + 2e– → H2(g) Eo = 0,00 V

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01. A coloração de uma solução de iodo desaparece com a adição de Zn metálico a essa solução. 02. Quando se adiciona Ag metálica a uma solução de iodo, a coloração da solução não desaparece. 04. Quando se adiciona Ni metálico a uma solução de iodeto, a solução permanece incolor. 08. Quando se adiciona Ag metálica a uma solução de iodeto, a solução fica colorida. 16. Quando se adiciona Ni metálico a uma solução de iodo, a coloração não desaparece. 32. Ao ser adicionada, à uma solução de iodeto, uma solução de alvejante doméstico – solução de Hipoclorito (ClO–) –, a solução resultante é colorida. Dê, como resposta, a soma das afirmativas corretas. 18. O alumínio é produzido a partir do minério bauxita, do qual é separado o óxido de alumínio que, em seguida, junto a um fundente, é submetido à eletrólise. A bauxita contém cerca de 50%, em massa, de óxido de alumínio. De modo geral, desde que o custo da energia elétrica seja o mesmo, as indústrias de alumínio procuram se estabelecer próximas a: a) zonas litorâneas, pela necessidade de grandes quantidades de salmoura para a eletrólise. b) centros consumidores de alumínio, para evitar o transporte de material muito dúctil e maleável e, portanto, facilmente deformável. c) grandes reservatórios de água, necessária para separar o óxido de alumínio da bauxita. d) zonas rurais, onde a chuva ácida, que corrói o alumínio, é menos freqüente. e) jazidas de bauxita, para não se ter de transportar a parte do minério (mais de 50%) que não resulta em alumínio. 19. Considerando a pilha Mg0 / Mg2+ / Fe2+ / Fe0 e sabendo que o magnésio cede elétrons espontaneamente para os íons Fe2+, é correto afirmar que: a) o Mg0 é o oxidante. b) o Fe2+ se oxida. c) o Fe0 é o anodo. d) a solução de Mg2+ se diluirá. e) o eletrodo positivo ou catodo terá a sua massa aumentada. 20. A reação entre o peróxido de hidrogênio e íons iodeto em solução aquosa ácida conduz à formação do íon complexo triiodeto (I-3). O potencial de eletrodo padrão (E0) para os dois sistemas envolvidos é: I3

– + 2e– 3 I– E0 = 0,536 V H2O2 + 2 H+ + 2 e– 2 H2O E0 = 1,776 V Em relação a esse quadro, julgue as afirmações. ( ) A semi-reação de oxidação pode ser representada por 3I– → I3

- + 2e– ( )O H2O2 atua como agente redutor na reação direta. ( ) A equação balanceada para a reação de oxirredução descrita é 2H2O2 + 9 I– → 3I3

– + 2 H2O + O2 ( ) O valor de ΔE0 para a reação de oxirredução espontânea é de 1,24 V. 21. Os halogênios são agentes oxidantes de variadas aplicações. Por exemplo, o flúor, como fluoreto, é adicionado à água de beber para redução da cárie dentária; o Cloro é utilizado no tratamento de água para o consumo humano, e como branqueador na indústria têxtil e de

celulose; o Bromo é usado na síntese do dibromoetileno, um poderoso inseticida; e o Iodo encontra aplicação na dieta alimentar para prevenção de doenças da tireóide. O poder oxidante dos halogênios F2, Cl2, Br2 e I2, pode ser avaliado pelos potenciais de redução das semi-reações: F2 (g, 1 atm) + 2e– → 2F– (aq, 1M) E0 = 2,87 V Cl2 (g, 1 atm) + 2e– → 2Cl– (aq, 1M) E0 = 1,36 V Br2 (l) + 2e– → 2Br– (aq, 1M) E0 = 1,07 V I2 (s) + 2e– → 2I– (aq, 1M) E° = 0,53 V Dessa forma, pode-se afirmar que a adição de Cl2(g) a uma solução aquosa de NaF, NaBr e NaI, a 25°C causará: a) oxidação de Cl2 e I– d) redução de Cl2 e I–. b) redução de F– e oxidação de Br–. e) oxidação de F–, Br e I–. c) oxidação de Br e I–. 22. I. Zn/Zn2+(lmol/L) // Ag+(1mol/L)/Ag ΔE = +1,56 V II. Zn/Zn2+(lmol/L) // Cu2+(1mol/L)/Cu ΔE = +1,10 V III. Zn/Zn2+(lmol/L) // No2+(1mol/L)/Ni ΔE = +1,01 V Considerando-se as pilhas com as suas respectivas diferenças de potencial, a 25°C, é correto afirmar: a) Ocorre deposição de zinco nas três pilhas. b) O zinco é oxidado apenas pela prata. c) O níquel possui maior capacidade de receber elétrons. d) A prata é o oxidante mais enérgico. e) Apenas os eletrodos de Cu e Ni aumentam de massa. 23. Considere uma pilha de prata/magnésio e as semi-reações representadas abaixo, com seus respectivos potenciais de redução. Mg2+ + 2e– → Mg E° = – 2,37 V Ag1+ + e– → Ag E°= + 0,80 V O oxidante, o redutor e a diferença de potencial da pilha estão indicados, respectivamente, em: a) Mg, Ag+, + 3,17 d) Mg+2, Ag, – 3,17 b) Mg, Ag+, + 3,97 e) Ag+, Mg, + 3,17 c) Ag+, Mg, + 1,57 24. Conhecidos os pontos normais de oxidação: Zn → Zn++ + 2 e– Eo = + 0,76 V Fe → Fe++ + 2 e– Eo = + 0,44 V Cu → Cu++ + 2 e– Eo = – 0,34 V Ag → Ag+ + 1 e– Eo = – 0,80 V considere as reações: I. Fe + Cu++ → Fe++ + Cu II. Cu + Zn++ → Cu++ + Zn III. 2Ag + Cu++ → 2Ag+ + Cu IV. Zn + 2Ag+ → Zn++ + 2 Ag Dessas reações, na construção de pilhas, são utilizadas: a) I e II b) II e III c) II e IV d) I e IV e) III e IV 25. Pilhas de combustão utilizadas em naves espaciais geram energia elétrica por meio da reação entre hidrogênio e oxigênio: 2 H2 + O2 → 2 H2O + energia O funcionamento da pilha se deve às reações de redução do O2 (no catodo) e de oxidação do H2 (no anodo) em meio aquoso (emprega-se uma solução de KOH). A semi-reação que ocorre no anodo é descrita pela equação: 2 H2 + 4 OH– → 4 H2O + 4 e– Considerando-se a equação global e a que representa o que ocorre no anodo, pode-se representar a semi-reação que ocorre no catodo por: a) 2 O2 + 4 e– → 4 O– d) 1/2 O2 + 4 H+ + 4 e– → H2 + H2O b) O2 + H2 + 2 e– → 2 OH– e) O2 + H2O + 6 e– → H2 + 3 O2– c) O2 + 2 H2O + 4 e– → 4 OH–

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JULHO – 2014

PILHA DE DANIELL

TABELA DE POTENCIAIS REDOX