quim 2

químicA 2 – VolumE 4

Gabarito – Volume 4

GABArito

iÔnico

iii

01. Resposta E.
Reação em equilíbrio:

05. Resposta D.
Reação: CO2(aq) + H2O(l)  H2CO3(aq)  H+(aq) +
HCO–3(aq)
I.

CO2(g) + H2O(l)  H2CO3(aq)  H

+

(aq)

+ HCO 3(aq)
–

I.

Verdadeiro. O tampão possui estoque de íons
necessários para impedir uma variação brusca
de pH, após a adição de soluções ácidas e básicas, à mesma.
II. Verdadeiro. Se a concentração de íons bicarbonatos (HCO–3) aumentar, haverá deslocamento
do equilíbrio para a esquerda, consumindo H+,
consequentemente o pH aumenta.
III. Verdadeiro. O aumento da concentração de gás
carbônico (CO2) desloca o equilíbrio para a direita, aumenta a concentração de H+, e o pH diminui.
02. Resposta E.
Reação: H3O+ + HCO–3  H2CO3 + H2O
A adição de ácido lático ao equilíbrio químico, aumena a concentração de H3O+, deslocando-o no
sentido da formação dos produtos.
03. Resposta C.
Ca(OH)2(aq) → é uma base → pH >7 (correta).
CH3COOH(aq) → é um ácido → pH<7 (incorreta).
NH3(aq) → é uma base → pH > 7 (correta).
NaCl(aq) → é um sal de ácido forte (HCl) e base
forte (NaOH) → pH = 7 (correta).
KNO3(aq) → é um sal de ácido forte (HNO3) e base
forte (KOH) → pH = 7 (correta).
NaHCO3(aq) → é um sal de ácido fraco (H2CO3) e
base forte (NaOH) → pH > 7 (incorreta).
H2SO4(aq) → é um ácido → pH < 7 (correta).
CO2(aq) → é um óxido ácido, em água produz ácido
→ pH < 7 (correta).
HCN(aq) → é um ácido → pH < 7 (correta).
04. Resposta A.
Sistemas químicos tampões são formados por ácidos
fracos e seus ânions, bases fracas e seus cátions.

A hiperventilação diminui a concentração de
CO2, desloca o equilíbrio para a esquerda, diminui a concentração de H+, e o pH aumenta.
II. O confinamento provoca o aumento da concentração de CO2 no sangue, o equilíbrio se
desloca para a direita, a concentração de H+
aumenta, e o pH diminui.
III. Uma solução aquosa de bicarbonato de sódio
(NaHCO3) tem caráter básico (OH–), os íons OH–
consomem H+ diminuindo sua concentração. O
equilíbrio desloca para a direita, e o pH aumenta.

AulA 17 – EquilíBrios
DE soluBiliDADE
01. Resposta D.
AgC

Ag(+aq) +

(s)

S(mol / L )
+

C

−
( aq )

S(mol / L )

−

K ps = [ Ag ][C ] ⇒ K ps = S . S ⇒ K ps = S2 ⇒
⇒ S = K ps

02. Resposta B.
Ag2C2O4  2 Ag+ + C2O2−
4
2

K ps =  Ag+  C2O2− 
4 

 
K ps = ( 2S) ( S)
2

K ps = 4S3
AgSCN  Ag+ + SCN− 


S
S
K ps =  Ag+  SCN− 



K ps = S2
Conclusão: Para que os dois valores de Kps sejam
iguais, é necessário que:
 Ag+  >  Ag+  e C2O2−  > SCN− 
4 

1 
2 



1

química 2

AulA 16 – EquilíBrio

03. Resposta B.

Primeiro vamos calcular a solubilidade do CaCO3
em mol/L.
S = 13 mg/L
M(CaCO3) = 100 g/mol
(1g)
(1 mol)
= (13mg de CaCO3 ) ×
×
1000mg) (100g)
(

Reação global: 2 NiOOH + 2 H2O + Cd  Ni(OH)2
+ Cd(OH)2
Pela reação global verifica-se que para 2 mols de
NiOOH é consumido 1 mol de Cd, e o níquel sofre
redução passando do Nox = +3 para Nox = + 2.

02. Resposta B.

Pelas semirreações de redução:

= 13 × 10−5 mol

E0 = + 0,799 V
Ag+ + 1e– → Ag0
E0 = – 0,763 V
Zn2+ + 2e– → Zn0
Podemos concluir que a prata, por possuir maior potencial formará o cátodo, enquanto o zinco formará
o ânodo.

S = 1 3 × 10−4
,
+
CaCO3( s )  Ca(2aq)

2
CO3(−aq)

+

S (mol / L )

S(mol / L )

2

K ps = Ca2+  CO3 −  ⇒ K ps = S2 ⇒ K ps = (1 3 × 10−4 )
,



K ps = 1 69 × 10−8
,

2

04. Resposta C.
+
Ca3 (PO4 )2( s )  3 Ca(2aq) + 2 (PO4 )( aq)
3−

3

= Ca2+  ⋅ PO3− 

  4 

2

−12

Semirreação catódica (+): O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e– →
4 OH–(aq) E0 = + 0,40 V

−6 2

−9

03. Resposta E.

(
) ⋅ (5 × 10 )
= (8 × 10 ) ⋅ ( 25 × 10 )

= 2 × 10

2

−3 3

Semirreação anódica (–): 2 Zn (s) + 4 OH –(aq) →
2 Zn(OH)2(s) + 4e– E0 = + 1,25 V

Reação global: 2 Zn(s) + O2(g) + 2 H2O(l) → 2 Zn(OH)2(s)
∆E0 = + 1,65 V

= 200 × 10 −21

química 2

= 2, 0 × 10 −19 > K ps → ocorre precipitação do
fosfato
2+
( aq )

CaC2O4( s )  Ca

2
+ C2O4(−aq)

2
= Ca2+  C2O4 − 




(

)(

= 2 × 10 −3 1 × 10 −7

04. Resposta B.

)

= 2, 0 × 10 −10 < K ps → não ocorre precipitação
do oxalato.

05. Resposta C.
CaC

2( s )

2+
( aq )

Ca

+

0, 005 mol / L
Na2CO3( s )

2C

−
( aq )

+
2 Na(2aq)

+

2
CO3(−aq)

0
0
Cu2+ + 2e− → Cu E0 = +0, 34 V ∆E0 = Ered > −Ered <

2
= Ca2+  CO3 − 




0
0
ECu2+ / Cu > ECd2+ / Cd e os dois têm potencial de redução
menor que o da prata (metal nobre)

= ( 5 × 10−3 ) ( 2 × 10−2 )
= (10 × 10−5 )

Aula 19 – Eletroquímica II
01. Resposta D.

Aula 18 – Eletroquímica I

0
0
∆E0 = Ered > −Ered <

∆E0 = +0, 80 − 0, 34

01. Resposta B.
(NiOOH + H2O + e– → Ni(OH)2 + OH–) × 2
Redução – cátodo – polo positivo
Cd0 + 2 OH– → Cd(OH)2 + 2e–
Oxidação – ânodo – polo negativo

2
Cd0 + + 2e− → Cd E0 = −0, 40 V ∆E0 = +0, 34 − ( −0, 40 ) ⇒ ∆E0 =
0
0
∆E = Ered > −Ered <

∆E0 = +0, 34 − ( −0, 40 ) ⇒ ∆E0 = +0, 74 V

0, 02 mol / L

= 10−4 < K ps

Para se obter uma pilha com a maior ddp, entre as
semirreações de oxidação citadas na questão deveremos escolher o de maior potencial para formar o
ânodo, e o de menor potencial para formar o cátodo.

05. Resposta B.

2 × 0, 005 mol / L

2 × 0, 02mol / L

A solução presente no ânodo (ZnSO4) se concentra,
a massa de Zn diminui, enquanto a solução no cátodo (AgNO3) se dilui, enquanto a massa da placa
de prata aumenta.

â
∆E0 = 0, 46 V ⇒ ∆E0 > 0 Reação espontânea

02. Resposta E.

1. Verdadeiro. O ânodo de sacrifício sofre oxidação.

2. Verdadeiro. Isso é possível pois o potencial de
oxidação do zinco é maior que o do ferro.

II. Polo negativo, para onde migram os cátions, onde
ocorre redução, cátodo → Placa de chumbo.

3. Falso. O cobre tem menor tendência a se reduzir
e mais a se oxidar que a prata.

III. Amperímetro.

4. Verdadeiro. Quem sofre oxidação é agente redutor.
03. Resposta E.
Deveremos escolher o metal que apresente o menor
potencial de redução, no caso o titânio.

03. Resposta A.
Falso. O eletrodo onde ocorre oxidação é denominado ânodo, tanto nas células voltaicas, quanto nas
eletrolíticas.
04. Resposta C.
Eletrólise ígnea do Al2O3:

04. Resposta B.

2Al2O3(l) → 4 Al3+(l) +6 O2–(l)

∆E0 = +0, 04 V
+
+
Cd(2aq) + Fe( s ) → Cd( s ) + Fe(2aq) ∆E0 = 0, 04 V
0
EFe2+ / Fe = −0, 44 V
0
ECd2+ / Cd = ?

Semirreação catódica: 4 Al3+(l) + 12e– → 4Al(s)
Semirreação anódica: 6 O2–(l) + 12e– → 3 O2(g)
Reação global: 2 Al2O3(l) → 4 Al(s) + 3 O2(g)

0, 04 = E

0
Cd / Cd2+

− ( −0, 44)

0
Cd / Cd2+

= 0, 04 − 0, 44 ⇒

0
Cd / Cd2+

= −0, 40 V

E
E

E0 = – 3,05 V (oxidação – ânodo)

I2 + 2e– → 2 I– E0 = + 0,54 V (redução – cátodo)
I.

I.

III.
IV.

Falso. Ocorre a oxidação do Li.

II. Falso. ∆E0 = + 3,59 V.
III. Verdadeiro. O iodo tem maior potencial de redução.
IV. Verdadeiro. Quem sofre redução é agente oxidante.

AulA 20 – ElEtrÓlisE i:
AsPEctos quAlitAtiVos
01. Resposta D.
I.

Falso. O ânodo é para onde migram os ânions. O
gás hidrogênio se forma a partir da migração do
H+ (cátodo).
II. Verdadeiro. No cátodo é produzido o gás hidrogênio (inflamável).
III. Verdadeiro.
2 H2O( l ) → 2 H2(g) + O2(g) ou
2 H(+aq) + 2 OH(−aq) → 2 H2( g) + O2( g)

02. Resposta E.
I.

05. Resposta E.

II.

05. Resposta E.
Li+ + e– → Li

No ânodo ocorre o processo de oxidação.

Polo positivo, para onde migram os ânions, onde
ocorre oxidação, ânodo → Placa de prata.

V.

Falso. O polo positivo é o eletrodo de onde partem os elétrons (ânodo).
Verdadeiro. O ânodo é o polo de onde saem os
elétrons.
Falso. A eletrólise é uma reação não espontânea
e apresenta ∆E0 < 0.
Verdadeiro. Os íons H+ possuem prioridade de
descarga sobre o Na+, daí ocorre a produção de
gás hidrogênio.
Verdadeiro. Os íons Cl– possuem prioridade de
descarga sobre os íons OH–, daí ocorre a produção de gás cloro.

AulA 21 – ElEtrÓlisE i:
AsPEctos quAntitAtiVos
01. Resposta A.
t = 5 min. ⇒ t = 300s
Q = 579 C
i = 1 93 A
,
mCu = 0,18g → %R = ?
MCu = 63, 5 g/mol
Cu(2a+q) + 2e − → Cu( s )
2 × 96.500 C → 63, 5g
579 × 63, 5
m=
g
579 C
→
m
2 × 96.500
m = 0,19g
0,19g → 100%
0,18g → %R
%R = 94, 5%

3

química 2

0
0
∆E0 = Ered > −Ered <

02. Resposta B.
Q = 19.300 C
MgCl 2(l) → Mg(2l+ + 2 Cl −l)
)
(
Mg(2l+ + 2e − → Mg(s)
)
2 × 96.500 C → 24g
19.300 C

→

x

x=

19.300 C ⋅ 24g
2 × 96.500 C

x = 2, 4g de Mg
2Cl

−
(l )

−

− 2e → Cl 2(g)
g
2 × 96.500 C → 71
g
19.300 C ⋅ 71
y=
→ y
2 × 96.500 C

19.300 C

y = 7,1 de Cl 2
g

03. Resposta E.

“Numa eletrólise feita em série, a quantidade de carga
que passa no circuito é a mesma.”
+
Cu(2aq) + 2e − → Cu( s )

2 × 96.500 C → 64g
2 × 96.500 × 0, 64
Q=
Q → 0, 64g
64

4

Q = 1930 C
+
( aq )

química 2

Ag

−

e
+ 1 → Ag( s )
96.500 C → 108g
1930 × 108
mAg =
g
19.300 C → mAg
96.500
mAg = 2,16g

04. Resposta C.

Num processo de galvanização (prateação), a peça
a ser recoberta deverá ser colocada no cátodo, sendo
o processo não espontâneo.

05. Resposta C.
+
MgCl 2(l) → Mg(2aq) + 2 Cl (−aq)
+
Mg(2aq) + 2e − → Mg( s )

2 × 96.500 C → 24g
50.000 × 24g
x=
50.000 C → x
193.000
x = 6, 29g de Mg
2Cl

−
( aq )

→ Cl 2( g) + 2e

−

71 → 2 × 96.500C
g
g
71 × 50.000 C
y=
y → 50.000C
193.000 C

y = 18, 4g de Cl 2

Anotações

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