Arquivo da categoria: Conceitos Químicos

Experimento lança dúvidas sobre Princípio da Incerteza de Heisenberg

http://www.inovacaotecnologica.com.br/noticias/noticia.php?artigo=duvidas-sobre-principio-incerteza-heisenberg&id=010130120911

Grandes Pensadores

O sábio fala porque tem alguma coisa a dizer; o tolo porque tem que dizer alguma coisa.,Platão – app ‘Grandes Pensadores’ Android – http://goo.gl/MHmzK

Grandes Pensadores

Os seres humanos são dotados de uma natureza tal que não deveriam apenas possuir bens materiais, mas deveriam antes possuir sustento espiritual. Sem o sustento espiritual, torna-se difícil adquirir e manter a paz de espírito.,Dalai Lama – app ‘Grandes Pensadores’ Android – http://goo.gl/MHmzK

Você está sentindo os efeitos das mudanças climáticas?

Você está sentindo os efeitos das mudanças climáticas? http://glo.bo/OMAj12 (via @Galileu Mobile)

Insetos geneticamente modificados podem ajudar agricultura brasileira

Insetos geneticamente modificados podem ajudar agricultura brasileira http://glo.bo/NM2lYK (via @Galileu Mobile)

Vídeo: 2299 planetas, observados pela sonda Kepler

Vídeo: 2299 planetas, observados pela sonda Kepler http://glo.bo/Oo5Jrv (via @Galileu Mobile)

Cientistas descobrem mamute incrivelmente preservado

Cientistas descobrem mamute incrivelmente preservado http://glo.bo/U7oQbx (via @Galileu Mobile)

Nasa descobre milhões de buracos-negros supermassivos

Nasa descobre milhões de buracos-negros supermassivos http://glo.bo/Uy7RRE (via @Galileu Mobile)

EXERCÍCIOS DE ELETROQUÍMICA–2ºA – ETEC

1. Com o passar do tempo, objetos de prata geralmente adquirem manchas escuras que são películas de sulfeto de prata (Ag2S) formadas na reação da prata com compostos que contém enxofre encontrados em vários alimentos. Um dos processos para limpar o objeto escurecido consiste em colocá-lo em um recipiente de alumínio contendo água e detergente e aquecer até a fervura. O detergente retira a gordura do objeto facilitando a reação do alumínio da panela com o sulfeto de prata, regenerando a prata com seu brilho característico.

2 Al + 3 Ag2S → Al2S3 + 6 Ag

Sobre o assunto relativo ao texto acima, escreva V para as afirmativas verdadeiras ou F para as afirmativas falsas.

( ) A prata ao adquirir manchas escuras sofre oxidação.

( ) Na reação entre alumínio e o sulfeto de prata, o alumínio é o ânodo do processo.

( ) A prata possui maior potencial de oxidação do que o alumínio.

( ) A presença do detergente na água diminui o potencial de oxidação do alumínio.

( ) O alumínio é menos reativo do que a prata.

2. Com base no diagrama da pilha:

Ba0 / Ba2+ // Cu + / Cu0

E nos potenciais-padrão de redução das semi-reacões:

Ba0 → Ba2+ + 2e– E0 = –2,90 volt

Cu0 → Cu+1 + 1e– E0 = +0,52 volt

Qual a diferença de potencial da pilha:

a) + 2,38 volts. b) – 2,55 volts. c) + 3,42 volts. d) – 3,42 volts. e) – 2,38 volts.

3. Pilhas são dispositivos nos quais energia química é convertida em energia elétrica, através de reações de oxi-redução. Sendo dada a série eletroquímica em ordem crescente de reatividade como se segue: ouro, prata, cobre, hidrogênio, níquel, ferro, zinco e manganês, analise as afirmativas abaixo.

I. espécies químicas situadas antes do hidrogênio têm caráter anódico em relação as que os seguem;

II. a maior diferença de potencial (ddp) na série dos elementos zinco e manganês;

III. a energia química da pilha Zn-Ni é maior do que da pilha Zn-Fe.

Dentre as afirmativas acima marque a opção correta:

a) apenas I é verdadeira; d) II e III são verdadeiras;

b) apenas II é verdadeira; e) apenas III.

c) I e II são verdadeiras;

4. Os fabricantes e importadores estão obrigados, por lei, a recolher as baterias usadas em telefones celulares por conterem metais pesados como o mercúrio, o chumbo e o cádmio. Assinale a afirmativa correta.

a) esses três metais são classificados como elementos de transição;

b) esses metais são sólidos à temperatura ambiente;

c) os elementos de massa molar elevada são denominados de metais pesados;

d) a pilha que não contém metais pesados pode ser descartada no lixo doméstico;

e) a contaminação da água por metais pesados ocorre devido a sua grande solubilidade neste solvente.

5. A corrosão eletroquímica opera como uma pilha. Ocorre uma transferência de elétrons quando dois metais de diferentes potenciais são colocados em contato. O zinco ligado à tubulação de ferro, estando a tubulação enterrada – pode-se, de acordo com os potenciais de eletrodo –, verificar que o anodo é o zinco, que logo sofre corrosão, enquanto o ferro, que funciona como cátodo, fica protegido.

Dados: potenciais-padrão de redução em solução aquosa:

Temperatura = 25ºC; pressão = 1 atm; concentração da solução no eletrodo = 1,0 M

Semi reação Δ Eº (volt)

Zn2+ + 2e → Zn(s) – 0,763 V

Fe2+ + 2e → Fe(s) – 0,440 V

Assinale a equação global da pilha com a respectiva ddp da mesma:

a) Fe2+ + 2e → Zn2+ + 2e ΔE = + 0,232V

b) Zn + Fe2+ → Zn2+ + Fe ΔE = + 0,323V

c) Fe2+ + Zn → Zn + Fe2+ ΔE = – 0,323V

d) Fe + Zn → Zn2+ + Fe2+ ΔE = + 0,323V

6.Dados os metais: Zn, Ag, Au, Mg com seus respectivos potenciais de redução

(– 0,76v), (+ 0,80v), (+ 1,50v) e (– 2,73v); e sabendo-se que 2H+ + 2e– → H2 E0 = 0,00 V:

a) indique os dois metais que têm possibilidade de reagir com ácidos para produzir hidrogênio (H2);

b) escreva uma reação de deslocamento, possível, usando o ácido sulfúrico.

7. Sobre a pilha esquematizada abaixo, assinale o que for correto:

a) Seu funcionamento diminuiu a concentração de íons B3+.

b) O eletrodo B sofre oxidação.

c) O eletrodo A é denominado cátodo.

d) A equação global é dada por 2B(s) + 3A2+(aq) → 2B3+(aq) + 3A(s).

e) O eletrodo B sofre corrosão.

9. FUVEST-SP I e II são equações de reações que ocorrem em água, espontaneamente, no

sentido indicado, em condições padrão.

I. Fe + Pb2+ → Fe+2 + Pb

II. Zn + Fe2+ → Zn2+ + Fe

Analisando tais reações, isoladamente ou em conjunto, pode-se afirmar que, em condições

padrão,

a) elétrons são transferidos do Pb2+ para o Fe.

b) reação espontânea deve ocorrer entre Pb e Zn2+.

c) Zn2+ deve ser melhor oxidante do que Fe2+.

d) Zn deve reduzir espontaneamente Pb2+ a Pb.

e) Zn2+ deve ser melhor oxidante do que Pb2+.

10.Uma célula eletrolítica foi construída utilizando-se 200 mL de uma solução aquosa 1,0 mol/L em NaCl com pH igual a 7 a 25 °C, duas chapas de platina de mesmas dimensões e uma fonte estabilizada de corrente elétrica. Antes de iniciar a eletrólise, a temperatura da solução foi aumentada e mantida num valor constante igual a 60 °C. Nesta temperatura, foi permitido que corrente elétrica fluísse pelo circuito elétrico num certo intervalo de tempo. Decorrido esse intervalo de tempo, o pH da solução, ainda a 60 °C, foi medido novamente e um valor igual a 7 foi encontrado. Levando em consideração os fatos mencionadosneste enunciado e sabendo que o valor numérico da constante de dissociação da água (Kw) para a temperatura de 60 °C é igual a 9,6 x 10–14, é correto afirmar que:

a) o caráter ácido-base da solução eletrolítica após a eletrólise é neutro.

b) o caráter ácido-base da solução eletrolítica após a eletrólise é alcalino.

c) a reação anódica predominante é aquela representada pela meia-equação:

4OH(aq) → 2H2O(l) + O2(g) + 4e– (CM).

d) a reação catódica, durante a eletrólise, é aquela representada pela meia-equação:

Cl2(g) + 2e– (CM) → 2Cl– (aq).

e) a reação anódica, durante a eletrólise, é aquela representada pela meia-equação:

H2(g) + 2OH(aq) → 2H2O(l) + 2e–(CM).

11. Um químico queria saber se uma amostra de água estava contaminada com um

sal de prata. Ag+ e para isso, mergulhou um fio de cobre, Cu, na amostra. Com relação a

essa análise, é correto afirmar que:

Dados: E0

Ag+= +0,80 V

E0cu+2 = +0,34 V

01. a amostra torna-se azulada e isso foi atribuído à presença de íons Cu+2;

02. a amostra doa elétrons para o fio de cobre;

04. o fio de cobre torna-se prateado devido ao depósito de prata metálica;

08. o fio de cobre doa elétrons para a amostra;

16. Ag+ é o agente oxidante da reação.

Dê, como resposta, a soma das alternativas corretas.

12. Os potenciais-padrão dos eletrodos de cobre e de prata são dados abaixo:

Cu+2 + 2e– à Cu E0 = 0,34 V

Ag+ + e– à Ag E0 = 0,80 V

A respeito, julgue as afirmações.

( ) A semi-reação de redução na célula eletroquímica resultante da combinação desses

dois eletrodos será Cu+2 + 2 e– → Cu(S).

( ) A reação e a voltagem da célula eletroquímica serão 2Ag+ + Cu(s) à 2Ag(s) + Cu+2

ΔE0 = 0,46 V.

( ) Se um fio de cobre for mergulhado numa solução de nitrato de prata, inicialmente

incolor, esta ficará azulada e haverá deposição de prata metálica sobre o fio.

14.As reações com substâncias capazes de gerar corrente elétrica têm permitido ao

homem construir pilhas cuja utilização é bastante ampla no mundo moderno.

Com base nos conhecimentos sobre eletroquímica, pode-se afirmar sobre o funcionamento

das pilhas:

( ) A diferença de potencial independe da concentração das soluções empregadas.

( ) Com o uso, a diferença de potencial se reduz.

( ) Os elétrons fluem em direção ao cátodo.

( ) No ânodo, ocorre redução.

( ) No eletrodo, onde ocorre oxidação, há aumento de massa.

16.A figura a seguir representa uma pilha de combustível hidrogênio-oxigênio, muito utilizada em veículos espaciais. Esse tipo de pilha tem por base as semi-reações apresentadas na tabela abaixo:

Considerando-se essas informações, pode-se afirmar:

01. A diferença de potencial da pilha é + 1,23V.

02. No cátodo da pilha, forma-se água e, no ânodo, OH (aq).

04. Na pilha, a água é o agente redutor.

08. A reação global da pilha é 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l).

16. Durante o funcionamento da pilha, acumula-se OH (aq).

32. Na pilha, a corrente de elétrons flui do ânodo para o cátodo.

64. Uma bateria formada por associação em série de 6 pilhas de combustível hidrogênio – oxigênio fornece 6,0 V de tensão.

Dê, como resposta, a soma das alternativas corretas.

17. O contato com certos metais (como o cobre e o estanho) pode acelerar a corrosão do ferro e torná-la mais intensa, enquanto o contato com metais (como zinco e o magnésio) pode impedir ou retardar a formação de ferrugem. Levando-se em conta os valores dos potenciais (E0) das semi-reações abaixo,

Mg++(aq) + 2e– → Mg(s) – 2,37 V

Zn++ (aq) + 2e– → Zn(s) – 0,76 V

Fe++ (aq) + 2e– → Fe(s) – 0,44 V

Sn++ (aq) + 2e– → Sn(s) – 0,14 V

Cu++ (aq) + 2e– → Cu(s) + 0,36 V

1/2 O2(g) + 2e– + H2O(l) → 2OH (aq) + 0,41 V

a) calcule o ΔE0 da pilha formada por ferro e oxigênio em meio aquoso e ΔE0 da pilha formada por ferro e zinco em meio aquoso;

b) explique o fato de o oxigênio ser o oxidante mais forte da série apresentada.

18.O potencial padrão de redução de uma célula galvânica constituída por um eletrodo

de Ag e outro de Cu é 0,46 V. Nesta célula ocorre a seguinte reação:

2 Ag+ (aq) + Cu(s) → 2 Ag(s) + Cu2+ (aq)

Sabendo-se que o potencial de redução do par Cu2+/Cu0 é 0,34 V pode-se afirmar que o potencial de redução do par Ag+/Agº é:

a) 0,12 V b) 0,24 V c) 0,68 V d) 0,80 V e) 0,92 V

Semi-reação Potencial Padrão de Redução, Eº (V)

2H2O(l) + 2e– à H2(g) + 2OH(aq) Eº = – 0,83

O2(g) + 2H2O(l) + 4e– à 4OH(aq) Eº = 0,40

19.A água oxigenada é um produto químico que, entre outras aplicações, é utilizado como anti-séptico e como alvejante de alguns materiais. A água oxigenada se decompõe em água e gás oxigênio, como representado pela equação a seguir:

I. 2 H2O2(líq) → 2 H2O(líq) + O2(g)

É encontrada no comércio como solução aquosa de peróxido de hidrogênio (massa molar

igual a 34 g); o rótulo do frasco costuma indicar a sua concentração em termos de volume de oxigênio liberado; por exemplo, água oxigenada a 10 volumes significa que 1 L da solução libera 10 L de oxigênio nas condições do ambiente (1 atm e 25,0ºC).

As equações a seguir representam reações de decomposição do peróxido de hidrogênio.

II. H2O2(aq) → O2(g) + 2H+ (aq) + 2 e– Eο = – 0,69 V

III. H2O2(aq) + 2H+ (aq) + 2 e– → 2H2O Eο = +1,77 V

Com base nas informações acima, é incorreto afirmar:

a) A equação I indica que se trata de uma reação de oxirredução, na qual o oxigênio é o

oxidante e o hidrogênio é o redutor.

b) A equação I pode ser obtida a partir das equações II e III; o Eº da reação I é igual a +1,08V.

c) Na equação II, o peróxido de hidrogênio atua como agente redutor.

d) Na equação I, o peróxido de hidrogênio atua como agente oxidante e como agente redutor.

e) Uma solução a 3% em massa de peróxido de hidrogênio corresponderia a uma solução

de peróxido de hidrogênio inferior a 20 volumes (considere a densidade da solução igual a 1 e o volume molar de um gás igual a 24,5 L).

20. “A partir dos dados a seguir, assinale o que for correto:

I. I2(aq) é colorido; I (aq) é incolor

II. Zn2+ (aq) + 2e– → Zn(s) Eo = – 0,76 V

III. I2(aq) + 2e– → 2I (aq) Eo = + 0,54 V

IV. Ni2+(aq) + 2e– → Ni(s) Eo = – 0,20 V

V. ClO + H2O + 2e– → Cl (aq) + OH (aq) Eo = + 0,84 V

VI. Ag+(aq) + e– → Ag(s) Eo = + 0,80 V

VII. 2H+ (aq) + 2e– → H2(g) Eo = 0,00 V

01. A coloração de uma solução de iodo desaparece com a adição de Zn metálico a essa

solução.

02. Quando se adiciona Ag metálica a uma solução de iodo, a coloração da solução não

desaparece.

04. Quando se adiciona Ni metálico a uma solução de iodeto, a solução permanece incolor.

08. Quando se adiciona Ag metálica a uma solução de iodeto, a solução fica colorida.

16. Quando se adiciona Ni metálico a uma solução de iodo, a coloração não desaparece.

32. Ao ser adicionada, à uma solução de iodeto, uma solução de alvejante doméstico –

solução de Hipoclorito (ClO) –, a solução resultante é colorida.

Dê, como resposta, a soma das afirmativas corretas.

21.O alumínio é produzido a partir do minério bauxita, do qual é separado o óxido de alumínio que, em seguida, junto a um fundente, é submetido à eletrólise. A bauxita contém cerca de 50%, em massa, de óxido de alumínio. De modo geral, desde que o custo da energia elétrica seja o mesmo, as indústrias de alumínio procuram se estabelecer próximas a:

a) zonas litorâneas, pela necessidade de grandes quantidades de salmoura para a eletrólise.

b) centros consumidores de alumínio, para evitar o transporte de material muito dúctil e

maleável e, portanto, facilmente deformável.

c) grandes reservatórios de água, necessária para separar o óxido de alumínio da bauxita.

d) zonas rurais, onde a chuva ácida, que corrói o alumínio, é menos freqüente.

e) jazidas de bauxita, para não se ter de transportar a parte do minério (mais de 50%) que

não resulta em alumínio.

22.Considerando a pilha Mg0 / Mg2+ / Fe2+ / Fe0 e sabendo que o magnésio

cede elétrons espontaneamente para os íons Fe2+, é correto afirmar que:

a) o Mg0 é o oxidante. b) o Fe2+ se oxida. c) o Fe0 é o anodo.

d) a solução de Mg2+ se diluirá. e) o eletrodo positivo ou catodo terá a sua massa aumentada.

23.A reação entre o peróxido de hidrogênio e íons iodeto em solução aquosa ácida

conduz à formação do íon complexo triiodeto (I3). O potencial de eletrodo padrão (E0)

para os dois sistemas envolvidos é:

I3 + 2e– à 3 I E0 = 0,536 V

H2O2 + 2 H+ + 2 e– à 2 H2O E0 = 1,776 V

Em relação a esse quadro, julgue as afirmações.

( ) A semi-reação de oxidação pode ser representada por 3I → I 3 + 2 e–.

( )O H2O2 atua como agente redutor na reação direta.

( ) A equação balanceada para a reação de oxirredução descrita é

2 H2O2 + 9 I → 3I3 + 2 H2O + O2

( ) O valor de ΔE0 para a reação de oxirredução espontânea é de 1,24 V.

24. As pilhas alcalinas níquel/cádmio são constituídas por um ânodo formado por

uma liga contendo cádmio e um cátodo de oxihidroxi de níquel, imersos em uma solução

aquosa de hidróxido de potássio. Essas pilhas caracterizam-se por apresentar correntes

altas e vida útil longa. No entanto, pelo fato de empregarem cádmio em sua composição,

elas são consideradas as de maior prejuízo ambiental. Os valores dos potenciais de redução

para esse tipo de pilha são:

I. Cd(OH)2(aq) + 2e– → Cd(s) + 2OH (aq), E0 = –0,82 V,

II. 2[NiO.OH](s) + 4H2O + 2e– → 2[Ni(OH)2.H2O](s) + 2OH (aq), E0 = 0,52 V.

Com base nessas informações, calcule, em volts, a diferença de potencial entre o ânodo e o cátodo nesse tipo de pilha. Multiplique o valor calculado por 50 e despreze a parte fracionária de seu resultado, caso exista.

25.Os halogênios são agentes oxidantes de variadas aplicações. Por exemplo, o flúor, como fluoreto, é adicionado à água de beber para redução da cárie dentária; o Cloro é utilizado no tratamento de água para o consumo humano, e como branqueador na indústria têxtil e de celulose; o Bromo é usado na síntese do dibromoetileno, um poderoso inseticida; e o Iodo encontra aplicação na dieta alimentar para prevenção de doenças da tireóide.

O poder oxidante dos halogênios F2, Cl2, Br2 e I2, pode ser avaliado pelos potenciais de redução das semi-reações:

F2 (g, 1 atm) + 2e– → 2F (aq, 1M) E0 = 2,87 V

Cl2 (g, 1 atm) + 2e– → 2Cl (aq, 1M) E0 = 1,36 V

Br2 (l) + 2e– → 2Br (aq, 1M) E0 = 1,07 V

I2 (s) + 2e– → 2I (aq, 1M) E° = 0,53 V

Dessa forma, pode-se afirmar que a adição de Cl2(g) a uma solução aquosa de NaF, NaBr e NaI, a 25ºC causará:

a) oxidação de Cl2 e I d) redução de Cl2 e I–.

b) redução de F e oxidação de Br. e) oxidação de F–, Br e I–.

c) oxidação de Br e I.

26. I. Zn/Zn2+(lmol/L) // Ag+(1mol/L)/Ag ΔE = +1,56 V

II. Zn/Zn2+(lmol/L) // Cu2+(1mol/L)/Cu ΔE = +1,10 V

III. Zn/Zn2+(lmol/L) // No2+(1mol/L)/Ni ΔE = +1,01 V

Considerando-se as pilhas com as suas respectivas diferenças de potencial, a 25ºC, é

correto afirmar:

a) Ocorre deposição de zinco nas três pilhas.

b) O zinco é oxidado apenas pela prata.

c) O níquel possui maior capacidade de receber elétrons.

d) A prata é o oxidante mais enérgico.

e) Apenas os eletrodos de Cu e Ni aumentam de massa.

27. Considere uma pilha de prata/magnésio e as semi-reações representadas abaixo, com seus respectivos potenciais de redução.

Mg2+ + 2e– → Mg E° = – 2,37 V

Ag1+ + e– → Ag E°= + 0,80 V

O oxidante, o redutor e a diferença de potencial da pilha estão indicados. respectivamente, em:

a) Mg, Ag+, + 3,17 d) Mg+2, Ag, – 3,17

b) Mg, Ag+, + 3,97 e) Ag+, Mg, + 3,17

c) Ag+, Mg, + 1,57

28. Observe os potenciais-padrão de redução de eletrodos químicos, indicados no

quadro abaixo. Se uma mistura, contendo cobre e cromo, reage com ácido clorídrico liberando hidrogênio, qual dos dois metais é responsável pela reação? Justifique sua resposta através de equações.

30. Conhecidos os pontos normais de oxidação:

Zn → Zn++ + 2 e– Eo = + 0,76 V Cu → Cu++ + 2 e– Eo = – 0,34 V

Fe → Fe++ + 2 e– Eo = + 0,44 V Ag → Ag+ + 1 e– Eo = – 0,80 V

considere as reações:

I. Fe + Cu++ → Fe++ + Cu II. Cu + Zn++ → Cu++ + Zn

III. 2Ag + Cu++ → 2Ag+ + Cu IV. Zn + 2Ag+ → Zn++ + 2 Ag

Dessas reações, na construção de pilhas, são utilizadas:

a) I e II b) II e III c) II e IV d) I e IV e) III e IV

31.Considere as semi-reações representadas pelas semi-equações abaixo e seus

respectivos potenciais padrão de eletrodo:

Fe(c) → Fe2+(aq) + 2e–(CM); E0 = –0,44 V

1/3 I(aq) + 2OH–(aq) → 1/3 IO–3(aq) + H2O(l) + 2e–(CM); E0 = 0,26 V

2 Ag(c) → 2 Ag+(aq) + 2e–(CM); E0 = 0,80 V

Com base nas informações acima, qual das opções abaixo é a relativa à equação química

de uma reação que deverá ocorrer quando os reagentes, nas condições padrão, forem

misturados entre si?

a) Fe2+(aq) + 1/3 I(aq) + 2 OH(aq) → Fe(c) + 1/3 IO3(aq) + H2O(l)

b) 2 Ag(c) + 1/3 IO3(aq) + H2O(l) → 2 Ag+(aq) + 1/3 I(aq) + 2 OH(aq)

c) 1/3 I(aq) + 2 OH(aq) + 2 Ag+(aq) → 2 Ag(c) + 1/3 IO3(aq) + H2O(l)

d) Fe(c) + 1/3 I(aq) + 3 H2O(l) → Fe2+(aq) + 1/3 IO3(aq) + 2 OH(aq) + 2 H2(g)

e) 2 Ag(c) + 1/3 I(aq) + 3 H2O(l) → 2 Ag+(aq) + 1/3 IO3(aq) + 2 OH(aq) + 2 H2(g)

32. Pilhas de combustão utilizadas em naves espaciais geram energia elétrica por meio da reação entre hidrogênio e oxigênio:

2 H2 + O2 → 2 H2O + energia

O funcionamento da pilha se deve às reações de redução do O2 (no catodo) e de oxidação

do H2 (no anodo) em meio aquoso (emprega-se uma solução de KOH). A semi-reação

que ocorre no anodo é descrita pela equação:

2 H2 + 4 OH– → 4 H2O + 4 e–

Considerando-se a equação global e a que representa o que ocorre no anodo, pode-se

representar a semi-reação que ocorre no catodo por:

a) 2 O2 + 4 e– → 4 O b) 1/2 O2 + 4 H+ + 4 e– → H2 + H2O

c) O2 + H2 + 2 e– → 2 OH d) O2 + H2O + 6 e– → H2 + 3 O2–

e) O2 + 2 H2O + 4 e– → 4 OH

33.O esquema de corrosão do ferro é descrito nas equações abaixo

ânodo: Fe(S) → Fe+2(aq) + 2e–

Fe+2(aq) → Fe+3 + e–

cátodo: 2H2O(I) + O2(g) + 4e– → 4OH(na presença de O2)

reação global: 2Fe(S) + 3H2O(I) + 3/2O2(g) → 2Fe(OH)3(s)

O recobrimento do material com uma camada de tinta é uma das ações que diminui a ferrugem contra ação da corrosão, porque a tinta

a) sendo ácida, reage com a ferrugem, neutralizando-a;

b) promove um aumento da energia de ativação da reação de oxidação, dificultando-a;

c) possui potencial de oxidação maior que o ferro, oxidando-se no lugar dele;

d) evita que o ferro se oxide, isolando-o do contato com o oxigênio e a água;

e) absorve energia solar, aumentando a energia de ativação da reação, dificultando-a.

34.Alguns trocadores de calor utilizam tubos de alumínio por meio dos quais passa a água utilizada para a refrigeração. Em algumas indústrias, essa água pode conter sais de cobre. Sabendo que o potencial padrão de redução para o alumínio (Al3+ para Al0) é de –1,66 V e, para o cobre (Cu2+ para Cu0), é de + 0,34 V, julgue os itens a seguir.

( ) A água contendo sais de cobre acarretará a corrosão da tubulação de alumínio do trocador de calor.

( ) Na pilha eletroquímica formada, o cobre é o agente redutor.

( ) Se a tubulação do trocador fosse feita de cobre, e a água de refrigeração contivesse sais de alumínio, não haveria formação de pilha eletroquímica entre essas espécies metálicas.

( ) O valor, em módulo, do potencial padrão para a pilha eletroquímica formada é igual a 1,32 V.

35.As pilhas de níquel-cádmio, que viabilizaram o uso de telefones celulares e computadores portáteis, são baseadas na seguinte reação:

Cd(s) + NiO2(s) + H2O(l) → Cd(OH)2(s)+Ni(OH)2(s).

Considerando este processo, quantos mols de elétrons são produzidos por mol de cádmio consumido?

a) 0,5 b) 1 c) 2 d) 3 e) 4

36.Uma das grandes preocupações das entidades esportivas diz respeito ao estado de deterioração dos estádios, provocado pelo fenômeno espontâneo da corrosão. Sabendo-se que entre os fatores que favorecem a velocidade de desgaste dos materiais, como o concreto e os ferros de suas armaduras, podem ser citadas a temperatura, a umidade relativa do ar, o grau de insolação e o teor de cloreto. Analise as afirmativas abaixo e marque a opção correta.

a) num processo espontâneo, a variação de entropia é menor do que zero;

b) quanto maior a temperatura, maior a corrosão, por ser maior a energia de ativação;

c) uma alta umidade relativa do ar favorece a formação de eletrólito de uma célula eletroquímica;

d) a célula eletroquímica espontânea da corrosão da armadura do concreto é de natureza eletrolítica;

e) quanto maior a concentração de cloreto, maior é a velocidade de redução do ferro.

37. Um acumulador de chumbo é uma pilha galvânica que funciona através

das semi-reações abaixo apresentadas.

PbSO4(s) + H+ + 2e– → Pb + HSO4–1 Eº = – 0,300V

PbO2(s) + 3H+ + HSO4–1 + 2e– → PbSO4(s) + 2H2O Eº = 1,630V

Através desses dados é correto afirmar que:

a) o dióxido de chumbo é oxidado a sulfato de chumbo II;

b) o ácido sulfúrico funciona como catalisador;

c) o dióxido de chumbo é empregado na constituição do ânodo;

d) a ddp dessa pilha é de 1,270 V;

e) há deposição de sulfato de chumbo II nos dois eletrodos.

38. Observe o esquema abaixo representado e responda:

Dados:

* Zn2+ + 2e– → Zn Eº = – 0,76 V

* Cu2+ + 2e– → Cu Eº = – 0,34 V

a) Sabendo-se que o béquer da esquerda contém solução de ZnSO4 1 mol/L (solução incolor) e o béquer da direita contém solução de CuSO4 1 mol/L (solução azul), o que se observa quando os dois eletrodos entram em contato com as soluções, após certo tempo de funcionamento da pilha galvânica?

b) Qual a função da ponte salina neste processo químico?

c) Identifique a espécie redutora e a oxidante.

Redutora:

Oxidante:

39. Na eletrólise aquosa do Na2SO4(aq), com eletrodos inertes, obteremos no anodo e no cátodo, respectivamente?

a) H2(g) e SO2(g) d) Na(s) e O2(g)

b) Na(s) e SO2(g) e) O2(g) e H2(g)

c) O2(g) e Na(s)

40.Dados os potenciais:

Na0 → Na+ + 1e– E0 = –2,71 V

Ni0 → Ni2+ + 2e– E0 = – 0,25 V

Fe2+ → Fe3+ + 1e– E0 = + 0,77 V

Co2+ → Co3+ + 1e– E0 = + 1,84 V

Ag0 → Ag1+ + 1e– E0 = + 0,80 V

o agente reprodutor mais forte presente na tabela é o:

a) Na0 d) Ni2+

b) Ag0 e) Co2+

c) Fe2+

41. As células primárias são células galvânicas (pilhas) com os reagentes selados

dentro de um invólucro. Elas não podem ser recarregadas e quando descarregam-se são

descartadas, tornando-se um problema ao meio ambiente. Uma célula seca é um tipo de

célula primária mais popular, conhecida simplesmente por pilha. Nesta pilha, a região

cilíndrica de zinco serve como ânodo, e no centro fica o cátodo, um bastão de carbono. O

interior da pilha é forrado com papel que serve como barreira porosa. O eletrólito é uma

mistura pastosa e úmida de cloreto de amônio, NH4Cl, óxido de manganês (IV), MnO2,

carbono finamente pulverizado e um suporte inerte, usualmente goma. A amônia, NH3,

proveniente dos íons amônio, forma o complexo Zn(NH3)42+ com os íons Zn2+, e impede

seu aumento e conseqüentemente redução do potencial. Essas células secas são largamente

utilizadas em diversos aparelhos, tais como lanternas, brinquedos e relógios. Quanto à pilha citada, é correto afirmar que

a) produz energia através de um processo espontâneo.

b) o zinco metálico é reduzido a Zn2+.

c) o fluxo de elétrons parte do cátodo para o ânodo.

d) a diferença de potencial dessa pilha é um valor negativo.

e) no ânodo ocorre a oxidação do Zn2+.

42. Um método de obtenção de H2 (g), em laboratório, se baseia na reação de

alumínio metálico com solução aquosa de hidróxido de sódio.

a)Escreva a equação balanceada dessa reação, sabendo-se que o hidrogênio provém da redução da água e que o alumínio, na sua oxidação, forma a espécie aluminato, Al(OH)4

b) Para a obtenão do H2, foram usados 0,10 mol de alumínio e 100 mL de uma solução

aquosa de NaOH, de densidade 1,08 g/mL e porcentagem em massa (título) 8,0%.

Qual dos reagentes, Al ou NaOH, é o reagente limitante na obtenção do H2? Justifique,

calculando a quantidade, em mol, de NaOH usada. Dado: Massa molar do NaOH = 40 g/mol

43.A massa de sódio depositada, quando uma corrente de 15A atravessa uma certa

quantidade de NaCl fundido durante 20,0 minutos, é:

Dados carga de 1 mol de elétrons = 96500C

a) 42,9 g d) 66,2 g

b) 6,62 g e) 10,9 g

c) 4,29 g

44. A produção industrial de alumínio pela eletrólise da bauxita fundida é um processo industrial que consome grande quantidade de energia elétrica. A semi-reação de

redução do alumínio é dada por:

Al3+ + 3e- → Al

Para se produzirem 2,7 g de alumínio metálico, a carga elétrica necessária, em coulombs,

é:

a) 9650 d) 57900

b) 28950 e) 19300

c) 32160

45. Pretende-se obter cloro (Cl2) pela eletrólise da salmoura:

NaCl (salmoura) → ½ Cl2(g) + NaOH (aq) + ½ H2 (g)

Admitindo rendimento total, de acordo com a equação acima, quantos faradays são necessários para obter 100 g de solução aquosa de NaOH com 80%, em massa, desta substância?

Dado:

F = faraday = carga de 1 mol de elétrons

a) 1 F b) 2 F c) 3 F d) 4 F e) 5 F

46. A prateação pelo processo galvânico é de grande utilidade, tendo em vista que com um gasto relativamente pequeno consegue-se dar uma perfeita aparência de prata aos objetos tratados. A massa de prata (em gramas), depositada durante a prateação de uma pulseira de bijuteria, na qual foi envolvida uma carga equivalente a 4.825C, corresponde aproximadamente a:

a) 54 g b) 27 g c) 10,8 g d) 5,4 g e) 1,08 g

47.Metais como sódio (alcalino), magnésio (alcalino-terroso) e alumínio possuem baixos potenciais de redução, ou seja, não são facilmente reduzidos. O meio econômico de obtê-los é por meio de:

a) reações de deslocamento utilizando-se prata metálica e sais desses metais;

b) uma pilha, onde no ânodo ocorre a redução desses metais;

c) eletrólise ígnea de compostos contendo esses metais;

d) uma reação de dupla troca com ácidos fortes, como ácido sulfúrico ou nítrico;

e) uma reação de decomposição térmica de composto contendo esses metais, tais como

NaCl, MgCl2 e Al2O3.

50. Relacionando as reações:

a – 2 Ag0 + Pb+2 à 2 Ag+1 + Pb0

b – 2 Fe+2 + Cl2 à 2Fe+3 + 2Cl–1

Afirmamos:

1. a é espontânea; 2. b é espontânea; 3. a é não espontânea;

4. b é não espontânea; 5. nenhuma é espontânea.

Concluímos como alternativa correta que:

a) 1 é verdadeira. b) Somente 5 é verdadeira. c) Somente 4 é verdadeira.

d) 2 e 3 são verdadeiras. e) Nenhuma das respostas anteriores.

Dados:

2 Fe+2 à 2Fe+3 + 2e– Eº = – 0,77 v

Agº à Ag+ + e– Eº = – 0,80 v

Pbº à Pb+2 + 2e– Eº = + 0,13 v

2Cl à Cl2 + 2e– Eº = – 1,36 v

51.Um estudante apresentou um experimento sobre eletrólise na feira de ciências de

sua escola. O esquema do experimento foi representado pelo estudante em um cartaz como o reproduzido abaixo:

Em outro cartaz, o aluno listou três observações que realizou e que estão transcritas abaixo:

I. Houve liberação de gás cloro no eletrodo 1.

II. Formou-se uma coloração rosada na solução próxima ao eletrodo 2, quando se adicionaram gotas de solução de fenolftaleína.

III. Ocorreu uma reação de redução do cloro no eletrodo 1.

Quais observações são corretas?

a) Apenas I. d) Apenas I e II.

b) Apenas II. e) I, II e III.

c) Apenas III.

52.Considere o sistema eletrolítico composto por uma solução aquosa de Cu(NO3)2 (0,10 mol L–1) e por dois eletrodos que não sofrem modificações ao longo da eletrólise. Suponha que uma corrente i passa por este sistema em um intervalo de tempo igual a Δ t, provocando a eletrodeposição de x mols de cobre metálico em um dos eletrodos. Considere ainda que este sistema obedece à lei de Faraday (Q = n . Z . F) e que Q= i . Δ t, onde:

Q = carga elétrica total utilizada na eletrólise;

n = quantidade de matéria do produto (expressa em mol) que é gerado na eletrólise;

Z = número de elétrons transferidos por mol de produto obtido na eletrólise;

F = constante de Faraday.

Com base nas informações acima e supondo-se que a lei de Faraday seja obedecida em sistemas análogos, é correto afirmar:

( ) Se o intervalo de tempo Δt fosse dobrado e a corrente i fosse diminuída pela metade, a quantidade de cobre depositada cairia pela metade.

( ) Se a solução aquosa de Cu(NO3)2 fosse substituída por uma solução aquosa de AgNO3, de igual concentração, mantendo-se a corrente i e o intervalo de tempo Δt inalterados, haveria a deposição de 2x mol de prata metálica.

( ) Se a corrente i e o intervalo de tempo Δt fossem dobrados, a massa de cobre eletrodepositado também seria aumentada em duas vezes.

( ) O cobre metálico seria depositado sobre o cátodo, onde ocorre um processo de redução.

( ) Se a solução de Cu(NO3)2 fosse substituída por uma solução aquosa de Cr(NO3)3, de igual concentração, mantendo-se a corrente i e o intervalo de tempo Δt inalterados, haveria a deposição de 1,5x mol de cromo metálico.

( ) A constante de Faraday é igual a carga de um mol de elétrons.

( ) O processo de eletrólise ocorre espontaneamente.

GABARITO

1. V – V – F – F – F 2. c 3. e 4. e 5. b

6. a) os metais que deslocam o H do ácido são: Zn e Mg.

b) Zn + H2SO4 –> ZnSO4 + H2O

Mg + H2SO4à MgSO4 + H2

7. 02 + 04 + 08 + 16 = 30 8. c 9. d 10. b

11. 01 + 04 + 08 + 16 = 29 12. F – V – V 13. d 14. c

15. V – V – V – F – F 16. c

17. a) Semi-reações:

oxidação: Fe(s) –> Fe++(aq) + 2e– Eº = + 0,44 V

redução: 1/2 O2(g) + 2e– + H2O(l) –> 2OH(aq) Eº = + 0,41 V

ÄE0 = + 0,44 + 0,41 = + 0,85 V

Semi-reações:

oxidação: Zn++(aq) + 2e– Eº = + 0,76 V

redução: Fe++(aq) + 2e– –> Fe(s) Eº = – 0,44 V

ÄE0 = + 0,76 + (– 0,44) = + 0,32 V

18. d 19. a 20. 01 + 02 + 04 + 32 = 39 21. e

22. e 23. C – E – E – C 24. 67 25. 01 + 08 + 32 = 41

26. c 27. e

28. Considerando os potenciais dados, o menor potencial de redução sofrerá oxidação. Logo:

Cr3+ + 3e– –> Cr Eº = – 0,71 V (eletrodo com menor potencial de redução).

A reação espontânea será:

3H+ + 3e– à 3/2 H2 E = 0,00V

Cr –> Cr3+ + 3e– E = + 0,71

Cr + 3H+ –> Cr3+ + 3/2 H2 ÄE° = + 0,71V

29. c 30. d 31. c 32. e 33. d

34. C – E – C – E 35. d 36. c 37. e

38. a) Sabendo-se que o processo é espontâneo, após certo tempo de funcionamento da pilha, observa-se no béquer da direita o descoloramento da solução de sulfato de cobre (II) até perda total da cor e depósito de cobre metálico na superfície do eletrodo. No béquer na esquerda observa-se um desgaste do eletrodo de zinco, pois neste eletrodo está ocorrendo oxidação do zinco que passa para solução como íon zinco (II).

b) Permitir a passagem do fluxo de íons.

c) redutora: zinco metálico oxidante: cobre (II)

39. e 40. e 41. a

42. a) Oxidação: 2 Al0(s) + 80H(aq) –> 2 Al(OH)4(s) + 6e–

Redução: 6 H2O(l) + 6e– ­­à 3 H2 + 6 OH

eq. global: 2 Al0(s) + 6 H2O(l) + 2 NaOH(aq) –> 2 Al(OH)4(s) + 3 H2(g) + 2 Na+(aq)

b) nNaOH = 100mL solução • 1,08 g solução 1 mL solução

8 g NaOH • 1 mol NaOH = 0,216 mol NaOH 100 g solução 40 g NaOH

Cálculo do reagente limitante:

0,216 mol NaOH • 2 mol Al = 0,216 mol Al 2 mols NaOH

O alumínio é o reagente limitante.

43. c 44. c 45. b 46. d 47. c

48. b 49. d 50. d 51. d

52. F – V – F – V – F – V – F

Quando os LIVROS de Química estão ERRADOS.

Nem sempre o livro-texto diz a verdade. QMCWEB apresenta alguns exemplos.

Na Sala.de.Aula desta edição, o QMCWEB apresenta um alerta: o bom professor de Química deve estar atento aos sacrilégios cometidos por muitos dos livros de Química disponíveis no mercado.
Quando seguimos fielmente as doutrinas pregadas nos livros-textos, estamos correndo sérios riscos de acabar falando besteiras, ou nonsenses. Nem sempre tudo o que o autor nos diz está correto – e nós, graças à formação que possuímos, somos aptos a desviar destas armadilhas. Ou não somos?!
Nesta reportagem, QMCWEB apresenta alguns exemplos de erros comumente vistos mesmo nos melhores livros de Química. Mas não se iluda: esta é apenas a ponta de um longo iceberg…

Patinação no gelo x Diagrama de Fase da água

Corrija os seus livros...O QMCWEB já publicou um artigo sobre a água – um líquido com várias propriedades bizarras. Uma delas é o fato do seu sólido, o gelo, ter um volume molar 10% maior do que o seu líquido. Uma das consequências facilmente observadas é que o gelo boia sobre a água, por ser menos denso. Outra consequência é que o aumento de pressão sobre o gelo leva-o para a fase de menor volume; no caso, a água líquida. Uma rápida olhada no diagrama de fases da água mostra que, ao contrário da grande maioria das substâncias, o aumento de pressão sobre o estado sólido favorece o estado líquido, isto é, diminui a temperatura de fusão do gelo.

É aí que entra o conceito errado comumente visto em livros de ensino médio: autores clamam esta propriedade para justificar o fato de que patinadores conseguem deslizar sobre o gelo. O aumento da pressão, causada pelo peso do patinador sobre uma fina lâmina de gelo, provocaria a diminuição da temperatura de fusão do gelo e, momentaneamente, uma delgada camada de líquido entre o gelo e as lâmina de seus patins. Em geral, aceitamos este exemplo sem maiores problemas, e acabamos utilizando-o em sala de aula com nossos alunos.
Entrentanto, tudo isto é um engano tremendo…
diagrama de fases da águaVamos supor que o patinador pese 75 Kg, e que a lâmina do skate tenha 3mm de largura e 20cm de comprimento. Assumindo g=10m/s2, temos que a pressão exercida por este patinador é de cerca de 12 atm. Parece bastante, mas se computarmos isto no diagrama de fases da água, veremos que para a diminuição de apenas 1 oC são necessárias 121 atm de pressão! Ou seja, com 12 atm, apenas, a diminuição é de alguns décimos de grau celsius. Como a pista de patinação se encontra, geralmente, a temperaturas abaixo de -10 oC, este gelo não irá derreter por esta causa. Ou seja: o efeito da pressão não é o culpado pelo sucesso da patinação sobre o gelo.
Os livros estão errados…

Não obstante, os patinadores, de fato, patinam sobre o gelo. Deve haver, então, uma outra razão para explicar este fenômeno. Os cientistas se debateram muito para conseguir explicar esta observação, até que, recentemente, um grupo de químicos descobriu um fenômeno hoje conhecido como “surface melting”, ou derretimento superficial.

O gelo possui uma disposição bem orientada das moléculas de água, quase cristalino. Entretanto, este arranjo é muito diferente na superfície, próximo à interface com o ar. Como não há moléculas de água acima desta linha superficial, as moléculas da superfície distorcem o arranjo cristalino na tentativa de prolongar o contato com as moléculas inferiores. Este comportamento é chamado de “surface reconstruction”. Já foi comprovado experimentalmente que as moléculas da superfície de um sólido podem ir ao estado desorganizado (líquido) a temperaturas inferiores do resto do sólido – este é o surface melting. O contato entre duas superfícies parece aumentar esta anomalia – como no caso da lâmina do skate. Além disso, existe a fricção do skate sobre o gelo, que pode gerar calor suficiente para fundir as moléculas da superfície.
Mais informações sobre este fenômeno podem ser encontradas em:
J. G. Dash, H. Y. Fu, and J. S. Wettlaufer, “The premelting of ice and its environmental consequences,” Rep. Prog. Phys. 58, 115 (1995).

Q10: A velocidade da reação
NÃO dobra se T = T + 10

Este é um dos erros mais comuns e mais propagados da história da Química. Praticamente todos os livros de Química Geral apresentam esta afirmação: se a temperatura de uma reação aumentar em 10 oC, a velocidade será igual ao dobro da inicial. Os livros de bioquímica chegam a “inventar” um termo para este equívoco: Q10, referindo-se a uma (pseudo) constante do aumento da velocidade.
Entretanto, esta afirmação é, infelizmente, um grande erro. Como veremos, a vida “química” não é, assim, tão simples…
Para começar, vejamos a equação de Arrhenius.
A velocidade de uma reação do tipo A + B -> produtos pode ser expressa empiricamente por:

velocidade = k[A]x[B]y

onde k é a constante de velocidade, A] e [B] são as concentrações molares das espécies reagentes A e B e x e y são as ordens da reação em relação a A e B.
As concentrações molares, em regimes diluídos, praticamente não mudam com o aumento de temperatura: o termo que muda é a constante k. Por isso, todos os experimentos para a determinação de k devem ser feitos a temperatura constante.
Arrhenius descreveu a dependência de k em relação à temperatura por:

ln (k2/k1) = (Ea/R) (1/T1 – 1/T2)

onde k2 e k1 são as constantes de velocidade nas temperaturas T2 e T1, em Kelvin. Ea é a energia de ativação para a reação, dada J.mol-1, e R é a constante dos gases ideais, 8.314 J K-1 mol-1. Nenhuma destas constantes muda com a variação da temperatura. O termo criado pelos bioquímicos, Q10, refere-se à relação k2/k1; para os bioquímicos, esta relação deveria ser sempre igual a dois cada vez que T2 = T1 + 10.

Entretanto, basta olhar para a equação de Arrhenius que rapidamente percebemos duas particularidades:
a) k2/k1 depende da Ea
b) k2/k1 depende da temperatura, isto é, Q10 não é constante.
Vamos exemplificar, fazendo um pouco de cálculo. Inicialmente, iremos encontrar o valor de Ea para uma reação cuja velocidade dobre (k2/k1 = 2) para uma variação de temperatura de T1 = 0 oC a T2 = 10 o C.

Para a determinação de Ea, então, utilizaremos k2/k1 = 2, T1 = 273 K, T2 = 283 K, R = 8.314 J K-1 mol-1:

Arrhenius:
ln (k2/k1) = (Ea/R) (1/T1 – 1/T2)

Portanto::
ln (k2/k1) / (1/T1 – 1/T2) = Ea/R

Substituindo os valores:
(8.314 x ln 2) / (1/273 – 1/283) = Ea

e então:
(8.314 x 0.693) / (1/273 – 1/283) = Ea

Q10 não existe!Facilmente, mostramos que Ea = 44,500 J mol-1 = 44.5 kJ mol-1.
Agora, utilizando este valor de Ea, vamos calcular qual seria o valor de k2/k1 para uma outras variação de temperatura na faixa de 10 oC.
ln (k2/k1) = (44,500/8.314) (1/T1 – 1/T2)

T1/K      T2/K       k2/k1

273          283       2.00

373          383       1.45

473          483       1.26

Como vemos, Q10 não é constante e nem sempre é igual a dois.
Mesmo sendo tão óbvio, livros teimam em ensinar a existência de uma constante fantasma chamada Q10. Cabe a nós, professores, desmascarar estes autores…

Solução neutra não significa pH = 7 !!!

Se perguntarmos a qualquer aluno da sala (ou mesmo a alguns professores) em qual pH temos uma solução aquosa neutra, certamente ouviremos: pH=7. Este conceito, equivocado, vai além das salas de aula de química e, mesmo nas ruas, somos capazes de encontrar pessoas que “sabem” que com um pH=7 qualquer solução ou líquido é neutro.
Vejamos:

uma solução aquosa é neutra quando a concentração de íons hidrônio é exatamente igual à concentração de íons hidróxidos. Ou seja:

[H3O+] = [OH]

Na água, temos a seguinte relação entre estas duas entidades, dada pela auto-ionização:

[H3O+]x[OH]= Kw

Como pH = -log[H3O+], podemos assumir que, numa solução aquosa a neutralidade é atingida quando [H3O+] = (Kw)1/2, ou seja:

pH = -(logKw)/2

É exatamente neste ponto a origem da generalização equivocada. O valor de Kw depende, e muito, da temperatura da solução. Ocorre que, a 298 K, Kw = 1,0 x 10-14 M2. Neste caso, de fato, o pH de uma solução neutra é igual a 7,0. Todavia, basta mudar a temperatura, e o pH da solução neutra também muda.

Exemplo: O valor de Kw é 2,5 x 10-14 a 37oC. Qual é o pH de uma solução aquosa neutra, nesta temperatura?

Resposta: pH = 6,8

Em temperaturas maiores, o pH será menor ainda!

Portanto, tome cuidado ao dizer aos seus alunos que pH=7 é neutro… eles podem ser leitores do QMCWEB!

Estes são apenas alguns exemplos… existem ainda muitos outros enganos nos livros. Mas fique tranquilo: nós, do QMCWEB, estamos de olho!

Seguir

Obtenha todo post novo entregue na sua caixa de entrada.

Junte-se a 55 outros seguidores

%d blogueiros gostam disto: