PRÁTICA COM QUESTÕES OFICIAIS

Questão 24 da UFPR 2006

1ª fase · Química: Pilhas e potencial de redução

A célula a combustível foi utilizada, inicialmente, como fonte de energia em cápsulas espaciais por ser eficiente e produzir água para os tripulantes. Durante o seu funcionamento, um fluxo de \ce{H2} gasoso é disponibilizado em um dos eletrodos, e, no outro, propicia-se um fluxo de \ce{O2} gasoso, ocorrendo a seguinte reação:

\ce{H2 (g) + 1/2 O2 (g) -> H2O (l)} \qquad \Delta\text{E} = + 1{,}23\text{ V (nas condições-padrão)}

Como eletrólito, é utilizada solução aquosa concentrada de KOH. Dados: \text{d}_{\ce{H2O}} = 1\text{ g mL}^{-1}; Massas atômicas: \text{H} = 1 e \text{O} = 16.

Com base nas informações sobre a célula a combustível, considere as afirmativas a seguir:

I. No catodo dessa célula ocorre o processo de oxidação do \ce{O2} gasoso.
II. Durante a reação de óxido-redução da célula, ocorre a transferência de 2 elétrons.
III. Considerando que em uma missão espacial são consumidos cerca de 90 kg de hidrogênio gasoso por dia, em 7 dias a quantidade de água produzida é igual a 5670 L.
IV. A célula a combustível é denominada célula eletrolítica, pois nela uma reação química espontânea gera energia.

Assinale a alternativa correta.

  1. A
    Somente as afirmativas I e II são verdadeiras.
  2. B
    Somente as afirmativas III e IV são verdadeiras.
  3. C
    Somente as afirmativas I, II e III são verdadeiras.
  4. D
    Somente as afirmativas II e III são verdadeiras.
  5. E
    Somente as afirmativas II, III e IV são verdadeiras.
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Resolução comentada

Vamos julgar cada afirmativa.

I (falsa). No catodo sempre ocorre redução. Aqui o \ce{O2} ganha elétrons; o \ce{H2} é que se oxida, no anodo.

II (verdadeira). O \ce{H2} passa de NOX 0 para +1, e cada molécula perde 2 elétrons. O \ce{1/2 O2} vai de 0 para -2, recebendo os mesmos 2 elétrons. Portanto, n = 2 elétrons na reação.

III (verdadeira). Calculamos a água formada em 7 dias:

  1. Hidrogênio consumido: 90\ \text{kg} \times 7 = 630\ \text{kg} = 630\,000\ \text{g}.
  2. Mols de \ce{H2} (massa molar 2\ \text{g/mol}): 630\,000 / 2 = 315\,000\ \text{mol}.
  3. Pela reação, 1 mol de \ce{H2} gera 1 mol de \ce{H2O}, então são 315\,000 mol de água.
  4. Massa de água (massa molar 18\ \text{g/mol}): 315\,000 \times 18 = 5\,670\,000\ \text{g}.
  5. Com d = 1\ \text{g/mL}, o volume é 5\,670\,000\ \text{mL} = 5670\ \text{L}.

IV (falsa). Célula eletrolítica é aquela em que se usa energia elétrica para forçar uma reação não espontânea. A célula a combustível é uma pilha (célula galvânica): a reação espontânea (\Delta E > 0) gera energia elétrica.

São verdadeiras somente II e III.

Alternativa D.

Pegadinha: A afirmativa IV engana ao descrever corretamente a espontaneidade da reação, mas chama a célula de eletrolítica, quando o correto é galvânica.

Por que as outras alternativas estão erradas

  • Aconsidera I verdadeira, mas no catodo ocorre redução do O2, não oxidação, e ignora que III é verdadeira.
  • BIII é verdadeira, mas IV é falsa: reação espontânea gerando energia caracteriza pilha (galvânica), não célula eletrolítica.
  • Cinclui I, que é falsa, pois o catodo é o local da redução.
  • Einclui IV, que confunde célula galvânica com eletrolítica.

Assuntos: Pilhas e potencial de redução, Cálculo estequiométrico.

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Fonte: UFPR 2006 · 1ª fase. Prova oficial ↗