Questão de Química — Eletroquímica: Oxirredução, Potenciais Padrão de Redução, Pilha, Eletrólise e Leis de Faraday. — INSTITUTO AOCP 2021
Química›Eletroquímica: Oxirredução, Potenciais Padrão de Redução, Pilha, Eletrólise e Leis de Faraday.
Código
qq661248
Banca
INSTITUTO AOCP
Órgão
ITEP-RN
Ano
2021
Nível
Superior
Cargo
ITEP - RN - Perito Criminal - Área Geral
Sob condições adequadas e na presença de oxigênio, a prata metálica pode ser oxidada, de acordo com a reação que segue:4 Ag(s) + O₂(g) + 4 H+ (aq) → 4 Ag+ (aq) + 2 H₂O(l)Com base nessa reação, o valor da variação de energia livre de Gibbs padrão (ΔG⁰) é, aproximadamente, igual aDados: E⁰ Ag+/Ag⁰ = −0,80 V; E⁰ O₂(g)/H₂O = 1,23 V; Constante de Faraday (F) = 96500 C mol-¹
A83 kJ mol-¹
B1,7x10⁵ kJ mol-¹
C− 7,8x10⁵ J mol-¹
D− 170 kJ mol-¹
E− 83 kJ mol-¹
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GabaritoC — − 7,8x10⁵ J mol-¹
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Eletroquímica: Cálculo de ΔG° a partir de potenciais padrão
Gabarito: C. A variação de energia livre de Gibbs padrão (ΔG°) é obtida pela relação ΔG° = -nFE°_cell. Com base nos dados fornecidos, o valor é aproximadamente -7,8×10⁵ J/mol, que corresponde à alternativa C.
Resolução passo a passo
A reação global é: 4 Ag(s) + O₂(g) + 4 H⁺(aq) → 4 Ag⁺(aq) + 2 H₂O(l)
O potencial padrão da célula é: E°_cell = E°_cátodo - E°_ânodo = 1,23 V - (−0,80 V) = 2,03 V
Número de elétrons transferidos: n = 4 (cada Ag perde 1 elétron, total 4).
Constante de Faraday: F = 96500 C/mol
ΔG° = − n F E°_cell = −4 × 96500 × 2,03 = −783580 J/mol ≈ −7,84×10⁵ J/mol
O valor negativo indica reação espontânea nas condições padrão.
1Identificar semirreações
2E°_cell = E°_cátodo − E°_ânodo
3n = 4 elétrons
4ΔG° = −n·F·E°_cell
5ΔG° ≈ −7,8×10⁵ J/mol
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Análise das alternativas
Alternativa A — ❌ Incorreta (83 kJ/mol = 8,3×10⁴ J/mol, positivo). Ignora o sinal negativo e a magnitude correta.
Alternativa B — ❌ Incorreta (1,7×10⁵ kJ/mol = 1,7×10⁸ J/mol, positivo). Erro grosseiro de ordem de grandeza e sinal.
Alternativa C — ✅ Correta ⟵ GABARITO (−7,8×10⁵ J/mol). Exato resultado do cálculo.
Alternativa D — ❌ Incorreta (−170 kJ/mol = −1,7×10⁵ J/mol). Valor absoluto muito menor que o correto ( ≈ 780 kJ).
Alternativa E — ❌ Incorreta (−83 kJ/mol = −8,3×10⁴ J/mol). Valor absoluto ainda menor.
PEGA ESSA DICA!
Lembre-se de que ΔG° = −nFE°_cell, com n igual ao número de elétrons da reação balanceada. O sinal do potencial dado deve ser usado conforme fornecido – aqui o E° Ag⁺/Ag é negativo, mas o cálculo do potencial da célula subtrai o potencial do ânodo (menos negativo resulta em soma). Verifique a estequiometria para obter n corretamente.