Questões de Concurso sobre Eletroquímica

Em um laboratório de química analítica, a titulação redox de íons de ferro II é realizada empregando íons cério IV como solução titulante. A reação ocorreu em meio ácido e foi realizada a fim de determinar a concentração de íons ferro II, por potenciometria. O químico analítico responsável por essa análise trabalhou nas condições de 1 atm e 25 °C.

Com base nessas informações e considerando as seguintes semirreações de redução, assinale a alternativa que apresenta o valor do potencial no ponto de equivalência.

𝐄°_𝐫𝐞𝐝 𝐅𝐞^𝟑+ /𝐅𝐞^𝟐+ = 𝟎,𝟖𝟎 𝐕

𝐄°_𝐫𝐞𝐝 𝐂𝐞^𝟒+ /𝐂𝐞^𝟑+ = 𝟏,𝟒𝟎 𝐕

A equação de Nernst relaciona o potencial real com o potencial-padrão e a cinética química da reação em curso.

Uma célula eletroquímica cuja força eletromotriz é negativa opera espontaneamente.

Considerando uma pilha eletroquímica nas condições padrão, analise as assertivas e assinale a alternativa que aponta as corretas.

I. O agente oxidante é a espécie que sofre redução no cátodo e apresenta maior potencial de redução.

II. O agente redutor é a espécie que sofre oxidação no ânodo e apresenta menor potencial de redução.

III. Quanto maior o valor da diferença de potencial-padrão (ΔE°) da pilha, maior será o valor da constante de equilíbrio (K) da reação global.

IV. Se ΔE° for negativo, a reação no sentido direto é espontânea e a constante de equilíbrio é maior que 1.

Em um procedimento de inspeção de equipamentos de bombeiros, identificou-se corrosão em uma peça metálica. Para ser recuperada, a peça foi submetida à eletrodeposição de cobre durante 40 minutos. Nesse processo, a peça foi mantida imersa em uma solução aquosa de CuSO₄, sendo conectada ao polo negativo de uma bateria, sob uma corrente de 3,0 ampères, enquanto um eletrodo de cobre foi conectado ao polo positivo, conforme ilustra o esquema a seguir.

A massa de cobre, em gramas, depositada na peça, possui o seguinte valor aproximado:

Considere os potenciais padrão de redução a 25 °C:

Considerando uma célula galvânica, assinale a opção correta.

O gerenciamento de um laboratório químico requer a combinação de várias habilidades para seu funcionamento e algumas são descritas abaixo, exceto em:

Considerando as reações em solução aquosa a seguir, assinale a alternativa que apresenta uma reação de oxirredução.

A corrosão é um processo natural e espontâneo que leva à deterioração de metais devido a reações químicas ou eletroquímicas com o ambiente. Ela causa prejuízos econômicos e estruturais, e entender seus mecanismos e métodos de prevenção é essencial. Sobre o tema, assinale a alternativa INCORRETA.

Considere as semirreações de oxirredução apresentadas abaixo:

Calcule a energia livre de Gibbs ($\Delta$G) para a reação global e assinale a opção correta.

Dados: E_célula ​ =−2,00V; F = 9,65 × 10⁴C ⋅ mol^-1

Em um laboratório de controle de qualidade da água, o técnico realiza testes para determinação da concentração de metais em amostras de efluentes, utilizando células eletroquímicas para quantificação via eletrodeposição. Nesse processo, aplica-se uma corrente elétrica contínua a uma célula contendo os íons metálicos da amostra, provocando a deposição do metal sobre um eletrodo inerte.

Considere os seguintes dados de potenciais padrão de redução (a 25 °C):

Ag⁺+ e⁻→ Ag_(s) E∘= +0,80 V

Cu²⁺+ 2e⁻ → Cu_(s) E∘=+0,34 V

Com base nas informações acima e considerando os princípios de eletroquímica aplicados na rotina laboratorial, assinale a alternativa CORRETA.

O ácido sulfúrico reage com alguns metais e forma dióxido de enxofre e água. O potencial padrão de redução dessa semirreação é Eº = + 0,20V.

Sabendo que o potencial padrão de redução para Cr³⁺(aq) + 3e^– → Cr(s) é –0,74 V,

o potencial padrão da reação global da interação entre o ácido sulfúrico e o crômio sólido, e a soma dos menores valores inteiros dos coeficientes estequiométricos dessa reação global são, respectivamente,

Uma professora de Química, ao realizar uma aula de revisão do conteúdo de eletroquímica, propôs que os estudantes apresentassem, por meio de um texto escrito, a explicação sobre a degradação ferrosa do monumento de Nossa Senhora de Lourdes, em João Pessoa (PB).

Monumento de Nossa Senhora de Lourdes, em João Pessoa (PB)

Disponível em: https://paraiba.pb.gov.br. Acesso em: 28 maio 2025.

Os estudantes compreendem eletroquimicamente o fenômeno quando explicam que o(a)

Nas análises eletroquímicas são usados eletrodos, que são superfícies condutoras que possibilitam a troca de elétrons. Para a correta aferição e medidas nesses tipos de análises, são normalmente utilizados eletrodos de referência. O eletrodo saturado de calomelano é um dos mais importantes eletrodos de referência e é comumente usado na medição precisa de pH. O diagrama do eletrodo saturado de calomelano é

Objetos de prata escurecem em contato com compostos contendo enxofre por causa da formação de uma fina camada de sulfeto de prata. Um método simples para clarear o objeto consiste em forrar um recipiente com papel alumínio, adicionar ao recipiente uma solução aquosa de cloreto de sódio e, enfim, mergulhar o objeto de prata enegrecido. Em cerca de três minutos, a prata volta à coloração original. As seguintes semirreações e os respectivos potenciais-padrão de redução são úteis para a compreensão dos fenômenos ocorridos.

Ag₂S (s) + 2 e⁻ → 2 Ag (s) + S²− (aq) −0,69 V

O₂ (g) + 4 H⁺ (aq) + 4 e⁻ → 2 H₂O (l) +1,23 V

Al³+ (aq) + 3 e⁻ → Al (s) −1,68 V

SARTORI, E. R.; BATISTA, E. F.; FATIBELLO-FILHO, O. Escurecimento e limpeza de objetos de prata: um experimento simples e de fácil execução envolvendo reações de oxidação-redução. Química Nova na Escola, n. 30, 2008 (adaptado).

Os valores das diferenças de potencial-padrão das reações que representam o escurecimento e o clareamento do objeto de prata são, respectivamente:

Em meio ácido, permanganato oxida ferro(II) a ferro(III) segundo MnO4− + 5 Fe2+ + 8 H+ → Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O. Identifique a afirmação correta sobre papel do agente e transferência eletrônica.

Algumas pilhas galvânicas comuns têm papel importante em nossas vidas, fornecendo-nos energia elétrica, dentre elas têm a pilha seca de zinco-carbono. Este tipo de pilha é usado em lanternas, rádios portáteis, brinquedos etc. Na figura 1, a seguir, mostra-se um diagrama em corte de uma pilha seca de zinco-carbono típica.

Figura 1. Pilha Galvânica, pilha seca de Zinco-Carbono. Fonte: Brady. J.E; Humiston, G. E. Química Geral. Vol. 2. 22 ed. Livros Técnicos e Científicos Editora. 1996.

Considere as assertivas a seguir:

I. As pilhas secas têm uma camada externa de papelão ou metal, que serve apenas para isolá-la da atmosfera, e, interiormente a este revestimento, há um copo de zinco que serve como ânodo.

Il. O copo de zinco é cheio de uma massa úmida, consistindo de cloreto de amônio, dióxido de manganês e carbono finamente dividido, e imerso nesta pasta há um bastão de grafita, que serve como cátodo.

III. A amônia produzida no cátodo reage com parte do Zn²⁺, formado no ânodo, para dar o íon complexo Zn(NH₃)₄²⁺. Devido a natureza da pilha não se pode escrever uma única reação globa.

IV. As pilhas secas não podem ser recarregadas e, portanto, têm um tempo de vida relativamente longo, como, por exemplo, quando comparadas com a bateria de chumbo e a pilha de níquel-cádmo que são recarregáveis.

V. No ânodo, o zinco é reduzido, enquanto que, no cátodo, a mistura de MnO₂/NH₄CI sofre oxidação, para dar uma mistura complexa de produtos.

Assinale a alternativa que contenha APENAS as afirmações corretas.

A joia de prata escurece devido a um processo chamado oxidação. Quando a prata é exposta ao are à umidade, ela pode reagir com o enxofre presente no ambiente, formando sulfeto de prata, (Ag₂S), que é um composto escuro e fica na superfície da prata, esse é o principal agente responsável pelo escurecimento da Ag. Além disso, fatores como o suor, produtos químicos e poluição também podem acelerar esse processo. Para remover este escurecimento, manchas, em vez de usar líquidos e panos de limpeza, que podem retirar apenas uma parte deste escurecimento, é possível limpar colocando as peças de prata em um recipiente de alumínio com uma solução diluída de soda cáustica, de modo que o objeto fique totalmente imerso. Forma-se uma célula eletrolítica, em que o íon prata passa a prata metálica. Desse modo, a superfície da peça de prata tornar-se-á limpa.

Este processo de limpeza do objeto de prata é representado pela reação:

3 Ag₂S_{(s) ​} + 2 Al_(s) ​ + 2 NaOH_(aq) ​ + 2 H₂O_(I) ​ ⟶ 6Ag(s) ​+ 3 H₂S_(aq) ​ + 2 NaAlO₂(aq)

A partir da equação, indique qual o elemento oxidado e o elemento reduzido?

Considere a reação química de oxirredução a seguir, já devidamente balanceada:

$10\mathrm{F}\mathrm{e}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4+2\mathrm{K}\mathrm{M}\mathrm{n}{\mathrm{O}}_4+8{\mathrm{H}}_2\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4\to 5\mathrm{F}{\mathrm{e}}_2(\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4{)}_3+{\mathrm{K}}_2\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4+2\mathrm{M}\mathrm{n}\mathrm{S}{\mathrm{O}}_4+8{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$

São feitas as seguintes afirmações:

I) O número de oxidação (NOX) do Ferro (Fe) varia de +3 no reagente para +2 no produto nessa reação química.

II) O Permanganato de Potássio (KMnO₄) atua como Agente Oxidante nessa reação química.

III) Para cada 1,519 kg de FeSO₄ consumidos nessa reação química, aproximadamente 1,999 kg de Fe₂(SO₄)₃ são gerados.

IV) Para cada 7,846 kg de H₂SO₄ consumidos nessa reação química, aproximadamente 1,441 kg de H₂O são gerados.

Dessas afirmações,

Durante uma sequência didática que envolvia Química e Tecnologia, uma turma da 3ª série da Ensino Médio analisou processos de corrosão em ambientes marinhos. Os estudantes discutiram sobre o uso de metais de sacrifício em cascos de navios em plataformas de petróleo como estratégia de proteção catódica na oxidação do ferro. Em laboratório, simularam esse processo utilizando placas metálicas (Fe, Zn, Cu e Mg) imersas em solução salina (NaCl 0,5 mol . L^-1).

Sabe-se que os potenciais padrão de redução (E°) dos metais são:

• Cu²+ /Cu = +0,34 V

• Fe²+ /Fe = -0,44 V

• Zn²+ /Zn = -0,76 V

• Mg²+ /Mg = -2,37 V

BROWN, T.; LEMAY, H. E.; BURSTEN, B. E. Química:

a ciência central. São Paulo: Prentice-Hall, 2005.

Qual alternativa representa o raciocínio que explica a proteção catódica com base nos conceitos de eletroquímica?