Química – Ciscato, Pereira, Chemello e Proti
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Portanto, os átomos que apresentaram variação do nox são dos elementos nitrogênio, cloro e oxigênio. 3. Essa associação (a própria carga de um íon corresponde ao valor de seu nox) só se aplica a íons monoatômicos, não a íons poliatômicos. Nesse último caso, tem-se:
O átomo de fósforo tem nox = +5 e os de oxigênio têm nox = −2. Dessa forma, a carga −3 não corresponde ao nox de nenhum dos átomos que compõem o íon. O nox é sempre definido para um átomo, não para um conjunto de átomos, como um íon poliatômico. 4.
5. Alternativa (b). 6. a) Au(s) b) HNO3(aq) c) HNO3(aq) d) Au(s) Tema 2 Potenciais padrão de redução Questões para fechamento do tema 1. Alternativa (a). 2.
Página 277 3. O potencial padrão de redução dos íons ferro(II) é −0,44 V. Em princípio, pode-se utilizar os metais cujas formas oxidadas apresentem potencial-padrão de redução superior a −0,44 V para evitar uma reação química entre os íons Fe2+ da solução e o metal do revestimento. Dos metais à disposição para o revestimento, apenas o zinco tem potencial-padrão de redução inferior ao do ferro (E°red Zn = −0,76 V) e, por essa razão, seria o único metal que não poderia ser utilizado no revestimento. 4. O potencial padrão de redução do ozônio é maior que o potencial de redução do íon hipoclorito. Portanto, nessas condições, a capacidade oxidante do ozônio é maior que a do íon hipoclorito. 5. Em uma reação de oxirredução, o número de elétrons perdidos na oxidação é igual ao número de elétrons ganhos na redução. Assim, o número de elétrons ganhos é 6. Já o potencial padrão da semirreação de redução pode ser obtido por meio do cálculo a seguir. ddp = E°oxi + E°red +0,99 V = y + 1,66 V y = −1,66 V + 0,99 V y = −0,67 V 6. A tabela a seguir mostra os valores de potenciais padrão de redução tendo o hidrogênio como padrão.
Adotando o eletrodo de zinco como padrão em vez do hidrogênio, tem-se:
Tema 3 Funcionamento das pilhas e baterias e maneiras de evitar ou retardar a corrosão Quadro: Projeto da Engenharia Ambiental recolhe pilhas e baterias para reciclagem/Como é feita a reciclagem de pilhas e baterias? 1. São apontados pelo menos três motivos para que o percentual de reciclagem seja tão baixo: o alto custo do processo, a falta de hábito das pessoas em descartar pilhas e baterias usadas em postos coletores apropriados e o número reduzido desses postos coletores. 2. Estimular a comunidade local e da própria universidade a fazer o descarte correto das pilhas e baterias usadas, conscientizando as pessoas dos riscos do descarte incorreto desses dispositivos no ambiente. 3. No infográfico, é mencionado que os produtos sólidos finais estão na forma de óxido metálico; assim, se o metal está combinado com oxigênio, ele está em sua forma oxidada, como um cátion. Questões para fechamento do tema 1. a) O eletrodo de cobre. b) O eletrodo de prata. c) Cu(s) ⇌ Cu2+(aq) + 2 e− d) 2 Ag+(aq) + 2 e− ⇌ 2 Ag(s) e) 2 Ag+(aq) + Cu(s) ⇌ 2 Ag(s) + Cu2+(aq) f) O fluxo de elétrons é do eletrodo de cobre para o eletrodo de prata. g) O eletrodo de prata. h) O eletrodo de cobre. Página 278 2. O eletrodo de magnésio metálico tem sua massa reduzida e, portanto, é oxidado. O cátion do metal X deposita-se sobre o eletrodo ao ser reduzido: Mg(s) ⇌ Mg2+(aq) + 2 e− E°oxi = +2,37 V X2+(aq) + 2 e− ⇌ X(s) E°red = ? ddp = +2,24 V ddp = E°red+ E°oxi +2,24 V = E°red + 2,37 V E°red= −0,13 V Como o potencial de redução é E°red= −0,13 V, o potencial de oxidação do metal X equivale a +0,13 V. Consultando a tabela Potenciais padrão de redução a 25 ˚C e 1 bar, o metal X é o chumbo (Pb). 3. Alternativa (c). 4. As bolhas de gás próximas ao fio de cobre indicam que está ocorrendo a redução dos íons H+(aq) provenientes do suco de laranja formando gás hidrogênio (H2). Isso ocorre porque o potencial de redução do magnésio é inferior ao dos íons H+(aq). A pilha funciona em decorrência do fluxo de elétrons gerado pelas reações de oxirredução. Semirreação catódica: 2 H+(aq) + 2 e− ⇌ H2(g) Semirreação anódica: Mg(s) ⇌ Mg2+(aq) + 2 e−
Reação anódica: Zn(s) + 2 OH−(aq) ⇌ Zn(OH)2(s) + Reação global: Zn(s) + 2 MnO2(s) + 2 H2O(l) ⇌ Zn(OH)2(s) + 2 MnOOH(s)
1,5 V = +0,76 V + x x = 1,5 V − 0,76 V x = +0,74 V c) O grafite, pois, dos materiais indicados, apenas ele é condutor de corrente elétrica. 6. Ordem crescente de durabilidade: C < D < B < A No prego (A), não ocorre reação espontânea de oxirredução, pois, de acordo com os valores de potenciais padrão de redução, o cobre que se encontra na parte externa não reage com o ácido e, dessa forma, protege o ferro da corrosão. O zinco da camada de proteção do prego (B) reage com o ácido, sendo oxidado ao longo do tempo até expor o ferro, que, por sua vez, também vai reagir com o ácido. Tanto no prego (C) como no (D), os pares de metais reagem com o ácido a partir de reações espontâneas de oxirredução. De acordo com os valores de potenciais padrão de redução, o ferro é o ânodo no prego (C), mas é o cátodo no prego (D). Assim, mesmo havendo oxidação do zinco no prego (D), ele protege o ferro (ânodo de sacrifício) da ação do ácido até ser oxidado completamente. No prego (C), como o cobre não é corroído pelo ácido, o ferro será oxidado preferencialmente.
CaI2(s) ⇌ Ca2+(aq) + 2 I−(aq) A água reduz preferencialmente em relação ao Ca2+(aq). Semirreação catódica: 2 H2O(l) + 2 e− ⇌ H2(g) + 2 OH−(aq) O I−(aq) oxida preferencialmente em relação à água. Semirreação anódica: 2 I−(aq) ⇌ I2(aq) + 2 e− Equação global: CaI2(aq) + 2 H2O(l) ⇌ H2(g) + I2(aq) + Ca(OH)2(aq)
Página 279 2.
Para determinar as substâncias formadas no cátodo e no ânodo, basta verificar a prioridade de descarga para as espécies químicas em uma eletrólise aquosa para concluir se a água é reduzida ou oxidada em vez dos cátions e ânions dos solutos, respectivamente. Se a água tiver prioridade na redução, por exemplo, são produzidos gás H2 e íons OH−(aq). Se ela tiver prioridade na oxidação, são produzidos gás O2 e íons H+(aq). 3. Como se deseja que ocorra deposição de zinco metálico sobre a chapa, ela necessariamente deve estar no cátodo da célula eletrolítica, pois lá deve ocorrer a seguinte semirreação: Zn2+(aq) + 2 e− ⇌ Zn(s) 2 mol e− _______ 1 mol Zn 0,5 mol e− _______ x x = 0,25 mol de Zn 1 mol Zn _______ 65,4 g 0,25 mol Zn _______ y
Combinação A: 
Combinação B: 
Combinação C: 
5. a) 0,2 mm = 0,02 cm V = 80 cm2 ⋅ 0,02 cm = 1,6 cm3 b) d =  ∴ m = d ⋅ V
m = 8,9 g/cm3 ⋅ 1,6 cm3 m = 14,24 g c) 1 mol Ni _______ 59,0 g x _______ 14,24 g x ≅ 0,24 mol de Ni Ni2+(aq) + 2 e− → Ni(Δ) 1 mol Ni _______ 2 ⋅ (96.500 C) 0,24 mol Ni _______ y y = 46.320 C i =  ∴ t = 
t =  = 926.400 s
Exercícios finais 1. Alternativa (b). 2. Os átomos de cloro passam de nox 0 na molécula de Cl2 para −1 no íon Cl− (foram reduzidos); portanto, o agente oxidante é o Cl2(g). Já os átomos de bromo passam de nox −1 no íon Br− para nox 0 na molécula de Br2 (foram oxidados); assim, o agente redutor é o íon Br−. 3. Alternativa (e). 4. Camada superior: o nox do nitrogênio é +5. Camada profunda: o nox do nitrogênio é −3. Por estar em contato direto com o ar atmosférico, a camada superior contém mais oxigênio dissolvido, aumentando, assim, o grau de oxidação de alguns átomos das espécies ali presentes.
Página 280 6. a) Nitrogênio e alumínio. Analisando o nox dos átomos dos reagentes e produtos, tem-se: 
Os átomos que oxidaram foram o nitrogênio (nox aumentou de −3 para +2) e o alumínio (nox aumentou de zero para +3). b) O átomo que reduziu foi o cloro (nox diminuiu de +7 para −1). Logo, o agente oxidante é o NH4ClO4. c) Não. O alumínio metálico oxidou, portanto é o agente redutor. 7. Alternativa (e). 8.
9. Alternativa (e). 10. Alternativa (b). 11. Alternativa (d). 12. Alternativa (b). 13. F F V V 14. Alternativa (e). 15. Semirreação anódica: N2H4(l) + 4 OH−(aq) ⇌ N2(g) + 4 H2O(l) + 
Semirreação catódica: O2(g) + 2 H2O(l) + Reação global: N2H4(l) + O2(g) ⇌ N2(g) + 2 H2O(l) Utilizando a hidrazina hidratada, a equação balanceada da reação global, obtida pelo método das tentativas, é: N2H4 ⋅ H2O(l) + O2(g) ⇌ N2(g) + 3 H2O(l) 16.
17. Alternativa (d). 18. A diferença entre as massas inicial e final da colher corresponde à massa de crômio que pode ser depositada: 61,5 g − 55 g = 6,5 g A reação de redução do crômio pode ser representada pela equação: Cr2+(aq) + 2 e− ⇌ Cr(s) Cada mol de crômio produzido envolve dois mols de elétrons. Assim, tem-se: 2 ⋅ 96.500 C _______ 52 g Cr x _______ 6,5 g Cr x = 24.125 C Q = i ⋅ t 24.125 C = 250 A ⋅ t t = 
t = 96,5 s 19. a) No eletrodo positivo (ânodo), ocorre a oxidação do zinco metálico, o que leva à diminuição da massa do eletrodo: Zn(s) ⇌ Zn2+(aq) + 2 e− No eletrodo negativo (cátodo), ocorre a redução dos íons zinco da solução, o que leva ao aumento da massa do eletrodo: Zn2+(aq) + 2 e− ⇌ Zn(s) b) 2 mol e− _______ 65,4 g Zn x _______ 0,0327 g Zn x = 0,001 mol de e− c) i = ∴ Q = i ⋅ t = 0,05 A ⋅ 1.920 s = 96 C
1 mol e− _______ 6 ⋅ 1023 e− 0,001 mol e− _______ y
96 C _______ 6 ⋅ 1020 e− z _______ 1 e− z = 1,6 ⋅ 10−19 C 20. Alternativa (a). Página 281 Capítulo 4 Estudo cinético da formação e depleção do ozônio Yüklə 3,69 Mb. Dostları ilə paylaş:
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⇌ 2 MnOOH(s) + 2 OH−(aq)