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1/2/2fáceis/médias/difíceis
Vestibular / ENEMnível
QuímicaEletroquímica
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Questão 1Fácil
Pilhas e baterias são dispositivos que convertem energia química em energia elétrica por meio de reações de oxirredução espontâneas. Em uma pilha construída com um eletrodo de zinco metálico imerso em solução de sulfato de zinco (ZnSO₄) e um eletrodo de cobre metálico imerso em solução de sulfato de cobre (CuSO₄), conectados por uma ponte salina e um fio condutor, observa-se, ao longo do funcionamento, que o eletrodo de zinco perde massa e o eletrodo de cobre ganha massa. Dados os potenciais-padrão de redução: Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn, E° = −0,76 V; Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu, E° = +0,34 V. Nessa pilha, o zinco atua como:
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Gabarito: B) Ânodo, sendo oxidado.
Na pilha, a espécie com menor potencial de redução (mais negativo) tende a se oxidar, atuando como ânodo (polo negativo). Como E°(Zn²⁺/Zn) = −0,76 V é menor que E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V, o zinco metálico se oxida (Zn → Zn²⁺ + 2e⁻), perdendo massa do eletrodo, enquanto os íons Cu²⁺ da solução são reduzidos e se depositam como cobre metálico no cátodo, que ganha massa.
Questão 2Médio
Na eletrólise de uma solução aquosa de nitrato de prata (AgNO₃), utilizando eletrodos inertes, uma carga elétrica total de 48.250 C é passada pela célula eletrolítica. Sabendo que a reação catódica é Ag⁺ + e⁻ → Ag, e usando a constante de Faraday F ≈ 96.500 C/mol de elétrons, qual é a massa aproximada de prata metálica depositada no cátodo (considere M(Ag) = 108 g/mol)?
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Gabarito: B) 54 g
n(e⁻) = Q/F = 48.250/96.500 = 0,5 mol de elétrons. Como cada íon Ag⁺ precisa de apenas 1 elétron para ser reduzido a Ag metálico (proporção 1:1), n(Ag) = 0,5 mol. A massa depositada é m = n × M = 0,5 mol × 108 g/mol = 54 g.
Questão 3Médio
Uma pilha é construída com um eletrodo de zinco (Zn²⁺/Zn) e um eletrodo de cobre (Cu²⁺/Cu), com E°(Zn²⁺/Zn) = −0,76 V e E°(Cu²⁺/Cu) = +0,34 V. Qual é a força eletromotriz padrão (E°cél) dessa pilha?
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Gabarito: D) +1,10 V
A força eletromotriz padrão é calculada por E°cél = E°(cátodo, redução) − E°(ânodo, redução) = E°(Cu²⁺/Cu) − E°(Zn²⁺/Zn) = 0,34 − (−0,76) = 1,10 V. O valor positivo confirma que a reação é espontânea nesse sentido, como esperado para uma pilha em funcionamento.
Tubulações de ferro enterradas no solo podem sofrer corrosão eletroquímica ao longo do tempo. Uma técnica utilizada para proteger essas tubulações é a proteção catódica por anodo de sacrifício, que consiste em conectar eletricamente a tubulação de ferro a um bloco de outro metal, mais facilmente oxidável que o ferro, que se corrói preferencialmente no lugar da tubulação. Dados os potenciais-padrão de redução: Mg²⁺ + 2e⁻ → Mg, E° = −2,37 V; Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn, E° = −0,76 V; Fe²⁺ + 2e⁻ → Fe, E° = −0,44 V; Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu, E° = +0,34 V. Qual(is) desses metais poderia(m) ser usado(s) como anodo de sacrifício para proteger a tubulação de ferro?
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Gabarito: B) O magnésio e o zinco, pois ambos têm potencial de redução menor que o do ferro.
Para proteger o ferro por anodo de sacrifício, é necessário um metal com potencial de redução menor (mais negativo) que o do ferro (E° = −0,44 V), de modo que esse metal se oxide preferencialmente, poupando o ferro. Tanto o magnésio (−2,37 V) quanto o zinco (−0,76 V) atendem a essa condição. Já o cobre, com E° = +0,34 V, é mais nobre que o ferro e não se oxidaria em seu lugar — na verdade, se acoplado ao ferro, aceleraria a corrosão deste, pois o próprio ferro se tornaria o anodo.
Questão 5Difícil
Um técnico de laboratório dispõe de uma lâmina de prata metálica (Ag) e de uma solução aquosa de sulfato de ferro II (FeSO₄). Dados os potenciais-padrão de redução: Fe²⁺ + 2e⁻ → Fe, E° = −0,44 V; Ag⁺ + e⁻ → Ag, E° = +0,80 V. Ao mergulhar a lâmina de prata na solução de FeSO₄, o que se espera observar?
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Gabarito: B) Nenhuma reação espontânea ocorre, pois a prata tem maior potencial de redução que o ferro, não sendo oxidada.
Para que ocorra reação espontânea entre um metal sólido e o cátion de outro metal em solução, o metal sólido precisa ter menor potencial de redução (ser mais facilmente oxidável) que o cátion em solução. Como E°(Ag⁺/Ag) = +0,80 V é maior que E°(Fe²⁺/Fe) = −0,44 V, a prata metálica não se oxida espontaneamente na presença de Fe²⁺ — pelo contrário, seria o ferro metálico que reduziria Ag⁺ espontaneamente, não o inverso. Assim, nenhuma reação visível ocorre nesse sistema.
BENSHUU