APRENDA O QUE É ELETROQUÍMICA

APRENDA O QUE É ELETROQUÍMICA

O qu e é

Eletroquímica?

Eletroquímica é a parte da Físico-Química responsável por estudar os

fenômenos de transformação de energia química em energia elétrica, bem como o processo inverso, e também estuda as reações em que há transferência de elétrons.

No caderno de Ciências da Natureza e suas tecnologias do ENEM, as questões de Química sempre são motivo de preocupação dos estudantes. Dentro dessa matéria, entender o que é Eletroquímica é essencial para responder questões que surgem sobre o tema.

Não deixe de conferir os exercícios sobre eletroquímica. Nesse artigo vamos falar sobre:

 O que é Eletroquímica;

 Reações de Oxirredução;

 Pilhas e Eletrólise.



O que é Eletroquímica?

Eletroquímica é o ramo da Físico-Química que tem como objetivo estudar as reações em que ocorre a transferência de elétrons, bem como a transformação de energia química em energia elétrica e vice-versa.

Existem muitas reações químicas que ocorrem naturalmente e que liberam energia elétrica, e muitas dessas reações são utilizadas em baterias e células de combustível para gerar energia elétrica. Por outro lado, existem muitas correntes elétricas que podem ser usadas para

ocasionar diversas reações químicas que não ocorrem de maneira espontânea. Mais à frente, iremos estudar cada um desses casos.

Conceitos Importantes

Energia Química

Energia química é a energia que se encontra armazenada em todas as matérias que

possuem ligações químicas, sendo liberada a partir da quebra dessas ligações.

A energia química também pode ser apontada como uma energia potencial, visto que ela se encontra contida em determinadas matérias. Para que a energia química seja liberada, é preciso que aconteça uma grande interferência sobre a matéria, alterando a condição de suas ligações químicas.

Energia Elétrica

É a energia obtida através de cargas elétricas das partículas subatômicas. Ao se deslocarem, as cargas geram corrente elétrica, criando o que pode ser chamado de eletricidade.

Células Eletroquímicas

São células que produzem energia elétrica a partir de energia química. Essas células são a base de baterias e células de combustível.

Reação Eletroquímica

Reações eletroquímicas são processos causados ou acompanhados por passagens de corrente elétrica, e abrangendo a transferência de elétrons entre duas substâncias.

Muitas reações químicas são acompanhadas pela liberação ou pela absorção de calor. No entanto, muitas reações químicas, quando entram em contato com condutores

elétricos, liberam a energia elétrica.

Condutores

Substâncias que são bons condutores de eletricidade podem ser classificadas em dois grupos:

 Metais: A passagem da corrente elétrica através deles produz aquecimentos e efeitos

magnéticos, mas sem alterações químicas;

 Condutores eletrolíticos (Eletrólitos): compreendem a maior parte dos ácidos, bases e

sais que têm a capacidade de conduzir correntes elétricas devido à presença de átomos eletricamente carregados ou grupos de átomos produzidos pela separação natural ou dissociação das moléculas da substância.

Na eletroquímica estuda-se as reações de oxirredução, que são caracterizadas pela perda e

ganho de elétrons. Ou seja, ocorre transferência de elétrons de uma espécie para outra. As

reações de oxirredução ocorrem em duas etapas:

 Oxidação: Ocorre a perda de elétrons. O elemento que provoca oxidação é chamado de

agente oxidante.

 Redução: Ocorre o ganho de elétrons. O elemento que provoca a redução é chamado de

agente redutor.

É importante conhecer o número de oxidação dos elementos, para saber quem ganha e quem perde elétrons. Exemplo:

O elemento zinco (Zn2+) sofre a oxidação, pois ele perde dois elétrons. Ele também ocasionou a redução do íon de hidrogênio, por esse motivo, ele é chamado de agente redutor.

O íon (H+) sofre redução, pois ganha um elétron. Por isso ele provoca a oxidação do zinco e é chamado de agente oxidante.

Pilhas e Eletrólise

As pilhas e a eletrólise estão dentro dos estudos da eletroquímica. A diferença entre os dois é a transformação de energia.

 A pilha converte energia química em energia elétrica, de maneira espontânea;

Pilhas

A pilha, também chamada de célula eletroquímica, é um sistema onde ocorre a reação de oxirredução. Ela é composta por dois eletrodos e por um eletrólito. Estes elementos, em conjunto, produzem energia elétrica. Quando conectamos duas ou mais pilhas, elas se tornam uma bateria.

O eletrodo é a superfície sólida condutora que possibilita a troca de elétrons.

 O eletrodo no qual ocorre a oxidação é chamado de ânodo, representa o pólo negativo da pilha;

 O eletrodo no qual ocorre a redução é catodo, o polo positivo da pilha.

Os elétrons são liberados no ânodo e seguem por um fio condutor até o catodo, onde ocorre a redução. Assim, o fluxo de elétrons segue de ânodo para o catodo.

O eletrólito ou ponte salina é a solução eletrolítica condutora dos elétrons, permitindo a sua circulação no sistema.

Eletrólise

A eletrólise é a reação de oxirredução que acontece de maneira não espontânea, provocada pela passagem de corrente elétrica vinda de fonte externa. A eletrólise pode

ser ígnea ou aquosa.

 A eletrólise ígnea é aquela que se processa a partir de um eletrólito fundido, ou seja, pelo processo de fusão.

 Na eletrólise aquosa, o solvente ionizante utilizado é a água. Em solução aquosa, a eletrólise pode ser realizada com eletrodos inertes ou eletrodos ativos (ou reativos).

Aplicações da Eletroquímica

Podemos notar a eletroquímica em diversos aspectos do nosso cotidiano, como por exemplo:

 Reações no corpo humano;

 Fabricação de diversos aparelhos eletrônicos;

 Carregamento de baterias;

 Galvanoplastia: revestimento de peças de ferro e aço com zinco metálico;

Equação de Nernst

A equação de Nernst possui a capacidade de indicar a voltagem durante o funcionamento de uma pilha, bem como medir o pH e o Kps de uma solução.

No século XIX, o físico-químico alemão Walther Herman Nernst desenvolveu uma equação matemática capaz de determinar o valor da diferença de potencial (ddp) ou variação do potencial de uma pilha em certo instante do seu funcionamento. Essa equação, que ficou conhecida como Equação de Nernst, é a seguinte:

ΔE = ΔEo _{– 0,059.log [C]}c_.[D]d n [A]a_.[B]b

 ΔE = variação do potencial da pilha em certo instante;

 ΔEo _{= variação do potencial padrão da pilha (voltagem total dela);}

 [C] e [D] = concentrações dos produtos da equação global da pilha, sendo c e d os coeficientes desses participantes na equação;

 [A] e [B] = concentrações dos reagentes da equação global da pilha, sendo a e b os coeficientes desses participantes na equação;

 n = número de elétrons envolvidos na oxidação e redução da pilha.

Durante o funcionamento da pilha, um metal sofre oxidação e um cátion sofre redução:

 Oxidação: um metal sólido oxida-se e torna-se um cátion aquoso, como na equação abaixo:

Me(s) → Me+_{(aq) + e}

 Redução: um cátion aquoso sofre redução e torna-se um metal (sólido), como na equação abaixo:

X+_{(aq) + e → X(s)}

Quando somamos as equações, temos a seguinte equação global: Me(s) + bX+_{(aq) → cMe}+_{(aq) + X(s)}

Como os componentes sólidos jamais participam dos cálculos por não sofrerem alteração, podemos reescrever a equação de Nernst da seguinte forma:

ΔE = ΔEo _{– 0,059.log [Me}+_]c n [X+_]b

Aplicações da equação de Nernst

Além de ser utilizada para determinar a voltagem de uma pilha em um dado momento do seu funcionamento, a equação de Nernst é utilizada em um equipamento denominado de potenciômetro (imagem de abertura deste texto). O potenciômetro é um equipamento utilizado em laboratório para realizar a medida do pH (quantidade de cátions hidrônio) em uma solução ou para determinar o produto de solubilidade (Kps) de um sal pouco solúvel presente em uma solução.

Vamos ver um exemplo?

Exemplo 1: Determine a variação de potencial de uma pilha formada por zinco e cobre (pilha essa com variação de potencial global de 1,1V) após certo tempo de funcionamento. Considere que a concentração em mol/L de Zn+2_{(aq) era de} 0,8 mol/L e a concentração em mol/L de Cu+2_{(aq) era de 0,2 mol/L. Tenha como} base a equação global da pilha fornecida a seguir:

Zn(s) + Zn+2_{(aq) → Zn}+2_{(aq) + Cu(s)} Resolução:

Dados fornecidos pelo exercício:

 ΔEo = 1,1 V

 ΔE =

 [Zn+2_{(aq)] = 0,8 mol/L}

 [Cu+2_{(aq)] = 0,2 mol/L}

 n = 2 (analisando a equação, observamos que 2 mol de elétrons estão envolvidos)

Aplicando os dados na equação de Nernst:

ΔE = ΔEo _{– 0,059.log [Zn}+2_(aq)] n [Cu+2_(aq)] ΔE = 1,1 – 0,059.log 0,8 20,2 ΔE =1,1 – 0,0295.log 4 ΔE = 1,1 – 0,0295.0,602 ΔE = 1,1 – 0,0177 ΔE = 1,082V

A equação de Nernst é utilizada no potenciômetro (representado na imagem), equipamento que mede o pH ou o Kps de uma solução

A Equação de Nernst, desenvolvida pelo químico e físico alemão Walther

Hermann Nernst, é a relação quantitativa que permite calcular a força eletromotriz de uma pilha, para concentrações de íons diferentes de uma unidade. Também usado para cálculos em titulação de oxidação-redução. A variação de energia livre, ΔG, de qualquer reação e variação de energia livre padrão, ΔG°, estão relacionadas por meio da seguinte reação:

Onde Q é a expressão da lei de ação das massas da reação. Para uma reação de oxido-redução, temos que:

e

Assim, para uma reação redox, temos:

− nFE = − nFE0 _{+ RTlnQ}

Sendo:

R = 8,315 J K-1 _mol-1_;

T = 298,2 K (25°C);

F = 96485 C mol-1

Substituindo na equação acima os valores de R, T e P, tem-se:

De forma alternativa, esta equação pode ser escrita em termos de logarítmo decimal:

Nessa equação, o significado de seus componentes é o seguinte: Eº é a força eletromotriz ou potencial normal da pilha correspondente (que se obtém a partir dos potenciais normais dos eletrodos); R é a constante universal dos gases; T é a temperatura em escala absoluta; F é a carga elétrica de um mol de elétrons; n é o número de elétrons transferidos; Q é o quociente de

reação. Esse quociente é o produto das concentrações das espécies ativas do segundo membro da reação de oxi-redução, elevadas a seus respectivos coeficientes estequiométricos (coeficientes que precedem as fórmulas na equação química equilibrada), e seu denominador é o produto análogo das concentrações dos reagentes.

Potenciais-padrão e constantes de equilíbrio

Quando um sistema atinge o equilíbrio, a energia livre dos produtos é igual à energia livre dos reagentes, ou seja, ΔG = 0. Quando este sistema pertence a uma célula galvânica, a célula não produz tensão, ou seja, "E" da célula é zero, pois não existe reação ocorrendo em nenhum dos sentidos. No

equilíbrio, a expressão Q da lei de ação das massas passa a ser igual a K. Sendo assim, nestas condições, a equação de Nernst passa a ser escrita como:

Que a 25°C, fica:

ou

Em qualquer uma destas formas, torna-se possível calcular E0 _{a partir de K,}

ou vice versa.

Agora vamos aplicar...

Exemplo 1

Vamos analisar a pilha de Daniell, a 25 o_{C. Temos que a reação global é:}

Zn(s) + Cu2+_{(aq) Zn}2+_{(aq) + Cu(s) ; ΔE° = 1,1 V}

Utilizando a equação de Nernst, temos:

Podemos fazer as seguintes observações:

Obs. 1: se a concentração de Zn2+ _{e de Cu}2+ _{forem iguais a 1M, temos:}

o que torna a ddp igual a 1,1V (ddp padrão)

Obs. 2: conforme a pilha é descarregada, temos que [Zn2+_{] aumenta e que}

pilha tende a diminuir. Podemos notar no gráfico abaixo como a ddp de uma pilha de Daniell, com concentração inicial dos íons 1M varia enquanto a pilha se descarrega.

A carga decresce assintoticamente enquanto [Cu2+_{] diminui e [Zn}2+_{] aumenta.}

Quando ΔE é zero, temos que a reação atinge o estado de equilíbrio. Não teremos mais corrente pelo circuito externo e a pilha está descarregada. Poderíamos iniciar a reação com quaisquer concentrações. Por exemplo,

utilizemos [Zn2+_{] = 1M e [Cu}2+_{] = 0,1M.}

Temos que:

Exemplo 2

Agora calcularemos a ddp do exemplo abaixo, utilizando a equação de Nernst.

Zn(s) | Zn2+ _{(0,024 M) || Zn}2+ _{(2,4 M) | Zn(s)}

Cátodo: Zn2+ _{(2,4 M) + 2 e}- _{ Zn}

Ânodo: Zn  Zn2+ _{(0,024 M) + 2 e}

Utilizando a equação de Nernst, temos:

- Nota-se que a ddp é positiva. A reação é espontânea e portanto é realmente uma pilha, como se esperava. Note que a espontaneidade é

confirmada se pensarmos que na reação final os íons Zn2+ _{se deslocam da}

solução concentrada para a solução diluída.

- Se tivéssemos a reação inversa, Zn2+_{(0.024M)  Zn}2+_{(2.4 M), a ddp seria –}

0,0592V, ou seja, a reação não seria espontânea.

- Se as concentrações se igualarem, teremos que ΔE = 0 e portanto a pilha para de funcionar (encontra o equilíbrio)

Esta é conhecida como uma pilha de concentração, ou seja, pilhas nas quais os dois eletrodos são iguais e estão mergulhados em soluções de seus íons, porém em concentrações diferentes.

Exemplo 3

Agora mostraremos que a ddp de uma pilha não é afetada pela multiplicação da reação por um número:

Imaginemos a seguinte pilha: Mg | Mg2+ _{|| Ag}+ _{| Ag}

Duas reações possíveis para essa pilha são:

Mg + 2 Ag+ _{ Mg}2+ _{+ 2 Ag}

2 Mg + 4 Ag+ _{ 2 Mg}2+ _{+ 4 Ag}

Utilizando a equação de Nernst:

EXEMPLO 4

Podemos ainda calcular, por exemplo, a concentração de uma célula em equilíbrio (pilha descarregada). Exemplifiquemos:

Dada a ddp padrão da reação Fe + Zn2+ _{ Zn + Fe}2+ _{igual a –0,353V. Se um}

pedaço de ferro é colocado em uma solução mantida a uma concentração

constante de 1 molar de Zn2+_{, qual seria a concentração de equilíbrio de}

Fe2+_?

Utilizando a equação de Nernst:

A equação de Nernst pode ser ainda aplicada às semi-reações que aparecem na Tabela dos Potenciais Padrão de eletrodo. Como o padrão hidrogênio tem Eº = 0, por convenção, a equação se simplifica para:

Assim considerada, por exemplo, a equação Zn2+ _{+ 2e}- _{ Zn Eº =-0,76V}

Tem potencial em função da concentração de Zn2+ _{igual a:}

Exercícios

1. Escreva a equação de Nernst e calcule ΔE para as seguintes reações (utilize a tabela de potenciais e log2=0,301):

a) Cu2+_{(0,1M) + Zn  Cu + Zn}2+_(1,0M)

b) Sn2+_{(0,5M) + Zn  Cu + Zn}2+_(0,01M)

c) F2(1atm) + 2Li  2Li+(1M) + 2F-(0,5M)

d) 2H+_{(0,01M) + Zn  H}

2(1atm) + Zn2+(1,0M)

e) 2H+_{(0,1M) + Fe  H}

f) 2 Al + 3 Ni2+_{(0,8M)  2 Al}3+_{(0,02M) + 3 Ni}

g) Cu+_{(0,05M) + Zn  Cu + Zn}2+_(0,01M)

h) PbO2 + SO42-(0,01M) + 4 H+(0,1M) +Cu PbSO4 + 2 H2O + Cu2+(0,001M)

2. Calcule a ddp da pilha Cr,Cr3+_(0,1M)|Sn2+_{(0,001M),Sn, Dados os potenciais}

padrão de redução. (Eº Sn = -0,14V e Eº Cr = -0,74V)

3. Calcule a ddp da seguinte pilha a 25o_C:

Fe, Fe

_(0,02M)|Cu

_{(0,2M), Cu}

Dados potenciais padrão de redução (Eº Fe = -0,44V e Eº Cu = +0,40V)

4. Calcule o potencial gerado por uma pilha de concentração consistindo em um par de eletrodo de ferro mergulhados em duas soluções, uma contendo

Fe2+ _{0,1M e a outra contendo Fe}2+ _0,001M.

5. Calcule o potencial de uma pilha de concentração contendo Cr3+ _0,002M

em um compartimento e Cr3+ _{0,1M no outro compartimento com eletrodos de}

Cr mergulhados em cada solução. (Utilize log2 = 0,3010)

6. Qual o potencial de redução de uma meia pilha composta de um fio de

cobre imerso em CuSO4, 2.10-4M? (Eº RED = 0,34V, log2=0,301)

7. Uma pilha foi construída usando-se o eletrodo padrão de hidrogênio

([H+_{]=1M e pH}

2=1atm) em um compartimento e um eletrodo de chumbo em

uma solução 0,1 M de K2CrO4 em contato com PbCrO4 não dissolvido. O

potencial da pilha foi medido como 0,51V, com o eletrodo de Pb servindo de

ânodo. Determine o valor de [Pb2+_].[CrO

42-], que é conhecido como produto

de solubilidade (KPS).

8. Uma pilha galvânica foi construída usando-se prata como um eletrodo

imerso em 200 cm3 _{de uma solução de AgNO}

3 0,1M e magnésio como outro

eletrodo, imerso em 250 cm3 _{de solução Mg(NO}

3)2 0,1M. Sabendo que:

Mg

_{+ 2e}

_{ Mg Eº = -2,36V}

a) qual o potencial da pilha?

b) Suponha que a pilha tenha ficado ligada o tempo necessário para que fosse depositado 1 g de prata no eletrodo de prata. Qual o potencial da pilha nesse momento?

9. (Olimpíada Brasileira de Química) Ouro metálico dissolve em água régia, uma mistura de ácido clorídrico e ácido nítrico concentrados e, na química do ouro, as seguintes reações são importantes:

Au3+_{(aq) + 3 e}- _{ Au(s) E° red = + 1,498 V}

AuCℓ4-(aq) + 3 e-  Au(s) + 4 Cℓ-(aq) E° red = + 1,002 V

Utilizando as semi-reações acima e a semi-reação:

NO3-(aq) + 4H+(aq) + 3e-  NO(g) + 2H2O(ℓ) E° red = + 0,96 V

Responda às questões (a), (b), (c) e (d)

a) Dê a equação equilibrada da reação entre o ouro e o ácido nítrico, para

formar Au3+ _{e NO(g) e calcule a fem-padrão (Eº) associada a esta reação. Esta}

reação é espontânea ?

b) Dê a equação da reação entre o ouro e o ácido clorídrico, formando

AuCℓ4- e H2(g) e calcule a fem-padrão (E° ) associada a esta reação. Esta

reação, em condições-padrão, é espontânea?

c) Dê a reação entre o ouro e a água régia para dar AuCℓ4- e NO(g) e calcule

a fem-padrão (E° ) associada a esta reação. Esta reação é espontânea? d) Utilizando a equação de Nerst, explique a razão da água régia ser capaz de dissolver o ouro .

O semi-elemento A contém uma solução aquosa, isenta de oxigênio, 0,3

mol.L-1 _{em Fe}2+ _{e 0,2 mol.L}-1 _{em Fe}3+_{. O semi-elemento B contém uma}

solução aquosa também isenta de oxigênio, 0,2 mol.L-1 _{em Fe}2+ _{e 0,3 mol.L}

-1 _{em Fe}3+_{. M é um condutor metálico (platina). A temperatura do elemento}

galvânico é mantida constante num valor igual a 25o_{C. A partir do instante}

em que a chave “S” é fechada, considere as seguintes afirmações:

I. O sentido convencional de corrente elétrica ocorre do semi-elemento B para o semi-elemento A

II. Quando a corrente elétrica for igual a zero, a relação [Fe3+_]/[Fe2+_{] tem o}

mesmo valor tanto no semi-elemento A como no semi-elemento B

III. Quando a corrente elétrica for igual a zero, a concentração de Fe2+ _no

semi-elemento A será menor do que 0,3 mol.L-1

IV. Enquanto o valor da corrente elétrica for diferente de zero, a diferença de potencial entre os dois semi-elementos será maior do que 0,118log(3/2) V. Enquanto corrente elétrica fluir pelo circuito, a relação entre as

concentrações [Fe3+_]/[Fe2+_{] permanece constante nos dois semielementos}

Das afirmações feitas, estão corretas a) apenas I, II e III b) apenas I, II e IV c) apenas III e V d) apenas IV e V e) todas

11. (ITA-2002) Um elemento galvânico é constituído pelos eletrodos abaixo especificados e separados por uma ponte salina.

ELETRODO I: placa de chumbo metálico mergulhada em uma solução aquosa 1 mol/L de nitrato de chumbo.

ELETRODO II: sulfato de chumbo prensado contra uma “peneira” de chumbo mergulhada em uma solução aquosa 1 mol/L de ácido sulfúrico.

Nas condições-padrão, o potencial de cada um destes eletrodos, em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio, é:

E Pb/Pb

_{= + 0,1264 V (ELETRODO I).}

E Pb/PbSO

, SO

= + 0,3546 V (ELETRODO II)

Assinale a opção que contém a afirmação correta sobre as alterações

ocorridas neste elemento galvânico quando os dois eletrodos são conectados por um fio de baixa resistência elétrica e circular corrente elétrica no

elemento.

a) A massa de sulfato de chumbo sólido na superfície do ELETRODO II aumenta.

b) A concentração de íons sulfato na solução aquosa do ELETRODO II aumenta.

c) O ELETRODO I é o pólo negativo. d) O ELETRODO I é o anodo.

e) A concentração de íons chumbo na solução aquosa do ELETRODO I aumenta.

12. (ITA-2002) Considere o elemento galvânico da QUESTÃO ANTERIOR, mas

substitua a solução aquosa de Pb(NO3)2 do ELETRODO I por uma solução

aquosa 1,00.10-5 _{mol/L de Pb(NO}

3)2, e a solução aquosa de H2SO4 do

ELETRODO II por uma solução aquosa 1,00.10-5 _{mol/L de H}

2SO4. Considere

também que a temperatura permanece constante e igual a 25ºC. a) Determine a força eletromotriz deste novo elemento galvânico. Mostre os cálculos realizados.

Agora, considerando que circula corrente elétrica no novo elemento galvânico, responda:

b) Qual dos eletrodos, ELETRODO I ou ELETRODO II, será o ânodo? c) Qual dos eletrodos será o pólo positivo do novo elemento galvânico? d) Qual o sentido do fluxo de elétrons que circula no circuito externo? e) Escreva a equação química balanceada da reação que ocorre neste novo elemento galvânico?

13. (ITA-2006) Um elemento galvânico é constituído pelos eletrodos abaixo especificados, ligados por uma ponte salina e conectados a um multímetro de alta impedância.

Eletrodo a: Placa de chumbo metálico mergulhada em uma solução aquosa 1

mol.L-1 _{de nitrato de chumbo.}

Eletrodo b: Placa de níquel metálico mergulhada em uma solução aquosa 1

mol.L-1 _{de sulfato de níquel.}

Após estabelecido o equilíbrio químico nas condições-padrão, determina-se a polaridade dos eletrodos. A seguir, são adicionadas pequenas porções de KI sólido ao Eletrodo a, até que ocorra a inversão de polaridade do elemento galvânico.

Dados eventualmente necessários:

Produto de solubilidade de PbI2: Kps (PbI2) = 8,5 x 10-9

Potenciais de eletrodo em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio nas condições-padrão:

Assinale a opção que indica a concentração CORRETA de KI, em mol L-1_{, a}

partir da qual se observa a inversão de polaridade dos eletrodos nas condições-padrão. a) 1 x 10-2 b) 1 x 10-3 c) 1 x 10-4 d) 1 x 10-5 e) 1 x 10-6

14. (ITA-2007) Considere a reação química representada pela equação abaixo e sua respectiva força de eletromotriz nas condições padrão:

O2(g) + 4 H+(aq) + 4 Br-(aq)  2 Br2(g) + 2 H2O(ℓ) ΔEº= 0,20 V

Agora, considere que um recipiente contenha todas as espécies químicas dessa equação, de forma que todas as concentrações sejam iguais às das condições-padrão, exceto a de H+. Assinale a opção que indica a faixa de pH na qual a reação química ocorrerá espontaneamente.

a) 2,8<pH<3,4 b) 3,8<pH<4,4 c) 4,8<pH<5,4 d) 5,8<pH<6,4 e) 6,8<pH<7,4

15. (ITA-2005) Considere o elemento galvânico representado por:

Hg(ℓ)| eletrólito || Cℓ− _{(solução aquosa saturada em KCℓ) | Hg}

2Cℓ2(s)|Hg(ℓ)

a)Preveja se o potencial do eletrodo representado no lado direito do elemento galvânico será maior, menor ou igual ao potencial desse mesmo eletrodo nas condições-padrão. Justifique sua resposta.

b)Se o eletrólito no eletrodo à esquerda do elemento galvânico for uma

solução 0,002 mol.L–1 _{em Hg}2+ _{(aq), preveja se o potencial desse eletrodo}

será maior, menor ou igual ao potencial desse mesmo eletrodo nas condições-padrão. Justifique sua resposta.

c)Faça um esboço gráfico da forma como a força eletromotriz do elemento galvânico (ordenada) deve variar com a temperatura (abscissa), no caso em que o eletrodo do lado esquerdo do elemento galvânico seja igual ao

eletrodo do lado direito nas condições-padrão.

16. (ITA-2006) Calcule o valor do potencial elétrico na escala do eletrodo de hidrogênio nas condições-padrão a semi-equação química

CuI(s) + e

_{(CM)  Cu(s) + I}

_(aq).

Dados eventualmente necessários: Produto de solubilidade do CuI(s):

Semi-equações químicas e seus respectivos potenciais elétricos na escala do eletrodo de hidrogênio nas condições-padrão (Eº):

I. Cu2+_{(aq) + e}-_{(CM)  Cu}+ _{(aq); E}

Iº =0,15V

II. Cu2+_{(aq) + 2e}-_{(CM)  Cu(s); E}

IIº =0,34V

III. Cu+_{(aq) + e}-_{(CM)  Cu(s); E}

IIIº =0,52V

IV. I2(s) + 2e-(CM)  2I-(aq); EIVº =0,54V