As células galvânicas ou pilhas são dispositivos capazes de gerar energia elétrica por meio de uma reação redox, que converte energia química em energia elétrica.
Na tabela a seguir, são apresentadas semirreações de algumas células galvânicas.
Células galvânicas
Na tabela a seguir, são apresentadas semirreações de algumas células galvânicas.
1 | Anodo:
|
---|---|
2 | Anodo:
|
3 | Anodo:
|
4 | Anodo:
|
Analise as reações apresentadas na tabela e assinale a alternativa INCORRETA.
(a) Na célula galvânica 1, o zinco é o agente redutor e o dióxido de manganês é o agente oxidante.
(b) No catodo da célula galvânica 2, é necessária uma carga igual a 2 F (Faraday) para depositar 215,74 gramas de prata.
© Na célula galvânica 3, se o número de mol de e Cd dobrarem, a corrente elétrica e o potencial da pilha também dobram.
(d) No catodo da célula galvânica 4, o número de oxidação do chumbo varia de 4+ para 2+.
(a) Na célula galvânica 1, o zinco é o agente redutor e o dióxido de manganês é o agente oxidante.
(b) No catodo da célula galvânica 2, é necessária uma carga igual a 2 F (Faraday) para depositar 215,74 gramas de prata.
© Na célula galvânica 3, se o número de mol de
(d) No catodo da célula galvânica 4, o número de oxidação do chumbo varia de 4+ para 2+.
Passo 1
Então, mano, o exercício tá falando de células galvânicas (pilhas) e a gente tem quatro exemplos de semirreações (ânodo e cátodo) na tabela. O tema é reações redox em pilhas, e pra resolver precisamos:
- Identificar quem é agente redutor/oxidante em cada semi-reação.
- Calcular carga em Faradays para deposição de metais.
- Entender como variam corrente e potencial ao mudar quantidade de reagentes.
- Verificar mudanças de estado de oxidação do chumbo.
Passo 2
Análise da alternativa (a):
Na célula 1, ânodo:
Na célula 1, ânodo:
Zn perde elétrons ⇒ Zn é oxidado ⇒ Zn é agente redutor.
No cátodo:
MnO₂ ganha elétrons ⇒ MnO₂ é reduzido ⇒ é agente oxidante.
Logo, (a) está certinha.
Logo, (a) está certinha.
Passo 3
Análise da alternativa (b):
Célula 2, cátodo:
Célula 2, cátodo:
Cada 2 e⁻ geram 2 Ag ⇒ 1 mol e⁻ deposita 1 mol Ag.
Massa de prata a depositar: 215,74 g ⇒ n = 215,74 g / 107,87 g·mol⁻¹ ≈ 2,00 mol Ag.
Logo precisa de 2,00 mol e⁻ ⇒ 2 F (Faradays).
Então (b) também é correta.
Passo 4
Análise da alternativa ©:
Na célula 3, reações:
Na célula 3, reações:
ânodo:
cátodo:
Se dobrarmos o número de mols de reagentes, o total de carga que pode ser gerada (isto é, a capacidade da pilha) dobra, e a corrente máxima em uma descarga controlada também. Mas o potencial da pilha (o “voltagem”) NÃO depende da quantidade de reagente — só das concentrações e das constantes termodinâmicas (veja equação de Nernst). Então dizer que o potencial dobra tá errado.
Se dobrarmos o número de mols de reagentes, o total de carga que pode ser gerada (isto é, a capacidade da pilha) dobra, e a corrente máxima em uma descarga controlada também. Mas o potencial da pilha (o “voltagem”) NÃO depende da quantidade de reagente — só das concentrações e das constantes termodinâmicas (veja equação de Nernst). Então dizer que o potencial dobra tá errado.
Passo 5
Análise da alternativa (d):
No cátodo 4:
No cátodo 4:
Pb em PbO₂ tem nox +4; em PbSO₄ tem nox +2 ⇒ caiu de +4 para +2 ⇒ faz sentido ser redução de Pb(IV) para Pb(II). Logo, (d) está correta.
Resposta
A alternativa INCORRETA é a ©.