20 (FGV-SP) Sobre as pilhas eletrolíticas são feitas as afirmações:
I. Transformam energia química em energia elétrica.
II. Cada meia célula é formada por um metal mergulhado em uma solução de um de seus sais.
III. O contato entre duas meias células é feito por uma membrana porosa (semipermeável); ou por uma ponte salina.
IV. No ânodo (polo positivo) ocorre redução e no cátodo (polo negativo) ocorre oxidação.
Sobre as afirmativas, estão erradas:
a) todas.
b) nenhuma.
c) apenas I e II.
d) apenas IV.

Passo 1

O enunciado apresenta quatro afirmativas sobre “pilhas eletrolíticas” e pede identificar quais delas estão erradas entre as alternativas (a)–(d). As afirmativas são:
I. Transformam energia química em energia elétrica.
II. Cada meia célula é formada por um metal mergulhado em uma solução de um de seus sais.
III. O contato entre duas meias células é feito por uma membrana porosa (semipermeável); ou por uma ponte salina.
IV. No ânodo (polo positivo) ocorre redução e no cátodo (polo negativo) ocorre oxidação.
O que se pede: indicar quais das afirmativas estão erradas (uma alternativa única).

Passo 2

Entender a ideia básica por trás das pilhas (explicação didática, com um exemplo concreto).
  • Uma pilha (ou célula galvânica/voltaica) é um dispositivo que converte energia química em energia elétrica por meio de reações de oxirredução espontâneas. Um exemplo clássico é a célula de Daniell, com eletrodos de zinco e cobre. As meias reações típicas são:
\mathrm{Zn} \to \mathrm{Zn}^{2+} + 2e^-
\mathrm{Cu}^{2+} + 2e^- \to \mathrm{Cu}
  • No circuito externo os elétrons fluem do eletrodo onde ocorre a oxidação (ânodo) para o eletrodo onde ocorre a redução (cátodo). Esse fluxo de elétrons é a corrente elétrica fornecida pela pilha. Portanto, o enunciado I afirma que a pilha transforma energia química em elétrica — isso corresponde ao funcionamento descrito acima.

Passo 3

Analisando a afirmativa I com mais didática:
  • O que significa “transformam energia química em energia elétrica”? Significa que, à medida que as espécies químicas reagem (oxidação de um metal e redução do cátion do outro), há liberação de energia que se manifesta como energia elétrica (elétrons circulando pelo circuito).
  • No exemplo da célula de Daniell a reação global é:
\mathrm{Zn} + \mathrm{Cu}^{2+} \to \mathrm{Zn}^{2+} + \mathrm{Cu}
essa reação espontânea gera elétrons que podem fazer trabalho elétrico.
Conclusão: a afirmativa I é verdadeira para pilhas (células galvânicas/voltaicas).

Passo 4

Analisando a afirmativa II com didática:
  • O que é uma meia-célula? É uma das duas metades da pilha, cada uma contendo um eletrodo e uma solução que participa do par redox. Um caso muito comum é um metal imerso numa solução contendo seus íons (por exemplo, eletrodo de zinco em solução de \mathrm{Zn}^{2+}, eletrodo de cobre em solução de \mathrm{Cu}^{2+}).
  • Observação técnica: existem meias-células que usam eletrodos inertes (por exemplo, platina) quando a espécie redutora/oxidante está apenas em solução (como pares \mathrm{Fe}^{2+}/\mathrm{Fe}^{3+}), mas a descrição do enunciado (metal mergulhado em solução de seu sal) é a forma típica e corretamente descreve muitos pares metal/íon.
    Conclusão: a afirmativa II é essencialmente verdadeira (aceita como correta no contexto de pilhas comuns).

Passo 5

Analisando a afirmativa III com didática:
  • Por que precisamos de contato iônico entre as meias-células? Porque durante a reação ocorrem fluxos de cargas (elétrons pelo circuito externo e íons internamente) e sem um caminho iônico que mantenha a neutralidade elétrica as reações parariam rapidamente.
  • Duas soluções práticas para esse contato iônico são: uma membrana porosa (que permite a migração de íons) ou uma ponte salina (um tubo em U contendo uma solução inerte de eletrólito que completa o circuito iônico). Ambas são usadas em pilhas para permitir a condução iônica sem misturar totalmente as soluções.
    Conclusão: a afirmativa III é verdadeira.

Passo 6

Analisando a afirmativa IV com didática detalhada:
  • Primeiro, qual é a regra geral sobre onde ocorrem oxidação e redução? Oxidação sempre ocorre no ânodo; redução sempre ocorre no cátodo. Essa é uma regra de sinais de reação, independente de a célula ser galvânica (pilha) ou eletrolítica.
  • O que muda entre pilha (galvânica) e célula eletrolítica é o sinal (potencial) dos eletrodos: numa pilha galvanica o ânodo é o polo negativo (porque libera elétrons para o circuito externo) e o cátodo é o polo positivo; numa célula eletrolítica (onde se aplica uma fonte externa) é invertido o sinal dos terminais, mas mesmo aí a oxidação continua no ânodo e a redução no cátodo.
  • A afirmativa IV afirma: “No ânodo (polo positivo) ocorre redução e no cátodo (polo negativo) ocorre oxidação.” Isso troca as reações (redução ↔ oxidação) e também atribui sinais invertidos. Em pilhas normais (galvânicas) o ânodo é negativo e é onde ocorre oxidação; o cátodo é positivo e é onde ocorre redução. Mesmo em célula eletrolítica as reações não trocam de lugar (oxidação no ânodo, redução no cátodo), apenas os sinais dos polos externos são invertidos pelo uso de fonte externa. Portanto a afirmativa IV está errada: ela inverte tanto os processos quanto os sinais.
  • Exemplo concreto (Daniell): ânodo (zinco) — oxidação \mathrm{Zn} \to \mathrm{Zn}^{2+} + 2e^- e é o polo negativo; cátodo (cobre) — redução \mathrm{Cu}^{2+} + 2e^- \to \mathrm{Cu} e é o polo positivo. Isso contradiz diretamente a afirmativa IV.

Passo 7

Conclusão final com base nas análises: as afirmativas I, II e III são corretas; a afirmativa IV está errada. Portanto, entre as alternativas, a que corresponde a “estão erradas: apenas IV” é a alternativa (d).

Resposta

d) apenas IV.

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