22.14.17: Capítulo 17
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(a) redução; (b) oxidação; (c) oxidação; (d) redução
(uma)(b)(c)(d)
Oxidado: (a) Sn 2+; (b) Hg; (c) Al; reduzido: (a) H 2 O 2; (b) PbO 2; (c)agente oxidante: (a) H 2 O 2; (b) PbO 2; (c)agente redutor: (a) Sn 2+; (b) Hg; (c) Al
Oxidado = agente redutor: (a)(b) Mn (OH) 2; (c) H 2; (d) Al; reduzido = agente oxidante: (a) Cu (OH) 2; (b) O 2; (c)(d)
Em solução básica, [OH −] > 110 −7 M > [H +]. O íon hidrogênio não pode aparecer como um reagente porque sua concentração é essencialmente zero. Se fosse produzido, reagiria instantaneamente com o excesso de íon hidróxido para produzir água. Assim, o íon hidrogênio não deve aparecer como um reagente ou produto na solução básica.
(uma)(b)(c)(d)
(uma)(b)
Espécie oxidada = agente redutor: (a) Al (s); (b) NO (g); (c) Mg (s); e (d) MnO 2 (s); Espécie reduzida = agente oxidante: (a) Zr 4+ (aq); (b) Ag + (aq); (c); e (d)
Sem a ponte de sal, o circuito estaria aberto (ou quebrado) e nenhuma corrente poderia fluir. Com uma ponte de sal, cada meia célula permanece eletricamente neutra e a corrente pode fluir pelo circuito.
Os eletrodos ativos participam da reação de redução da oxidação. Como os metais formam cátions, o eletrodo perderia massa se os átomos de metal no eletrodo se oxidassem e entrassem em solução. A oxidação ocorre no ânodo.
(a) +2,115 V (espontâneo); (b) +0,4626 V (espontâneo); (c) +1,0589 V (espontâneo); (d) +0,727 V (espontâneo)
+1,16 V; espontâneo
−1,259 V; não espontâneo
(a) 0 kJ/mol; (b) −83,7 kJ/mol; (c) +235,3 kJ/mol
(a) potencial celular padrão: 1,50 V, espontâneo; potencial celular sob condições estabelecidas: 1,43 V, espontâneo; (b) potencial celular padrão: 1,405 V, espontâneo; potencial celular sob condições estabelecidas: 1,423 V, espontâneo; (c) potencial celular padrão: −2,749 V, não espontâneo; potencial celular subdeclarado condições: −2,757 V, não espontâneas
(a) 1,710 −10; (b) 2,610 −21; (c) 4,69310 21; (d) 1,010 −14
(uma)(b) 3,510 15; (c) 5,610 −9 M
As baterias são autônomas e têm um suprimento limitado de reagentes para gastar antes de se esgotarem. Como alternativa, os subprodutos da reação da bateria se acumulam e interferem na reação. Como uma célula de combustível é constantemente reabastecida com reagentes e os produtos são expelidos, ela pode continuar funcionando enquanto os reagentes forem fornecidos.
A célula E, conforme descrito na equação de Nernst, tem um termo diretamente proporcional à temperatura. Em baixas temperaturas, esse termo é reduzido, resultando em uma menor voltagem da célula fornecida pela bateria ao dispositivo — o mesmo efeito de uma bateria descarregada.
Mg e Zn
Ambos os exemplos envolvem proteção catódica. O ânodo (sacrificial) é o metal que corrói (oxida ou reage). No caso do ferro (−0,447 V) e do zinco (−0,7618 V), o zinco tem um potencial de redução padrão mais negativo e, portanto, serve como ânodo. No caso do ferro e do cobre (0,34 V), o ferro tem o menor potencial de redução padrão e, portanto, corrói (serve como ânodo).
Embora o potencial de redução do lítio o torne capaz de proteger os outros metais, esse alto potencial também é indicativo de quão reativo é o lítio; ele teria uma reação espontânea com a maioria das substâncias. Isso significa que o lítio reagiria rapidamente com outras substâncias, mesmo aquelas que não oxidariam o metal que ele está tentando proteger. Uma reatividade como essa significa que o ânodo sacrificial se esgotaria rapidamente e precisaria ser substituído com frequência. (Motivo adicional opcional: risco de incêndio na presença de água.)
(uma)(b)(c)(d)
0,79 L