Gabarito disponível
Constantes
Constante de Avogadro (N_A) = 6,02 x 10²³ mol⁻¹
Constante de Faraday (F) = 9,65 x 10⁴ C mol⁻¹ = 9,65 x 10⁴ A s mol⁻¹ = 9,65 x 10⁴ J V⁻¹ mol⁻¹
Volume molar de gás ideal = 22,4 L (CNTP)
Carga elementar = 1,60 x 10⁻¹⁹ C
Constante dos gases (R) = 8,21 x 10⁻² atm L K⁻¹ mol⁻¹ = 8,31 J K⁻¹ mol⁻¹ = 1,98 cal K⁻¹ mol⁻¹
Constante gravitacional (g) = 9,81 m s⁻²
Constante de Planck (h) = 6,63 x 10⁻³⁴ m² kg s⁻¹
Velocidade da luz no vácuo = 3,0 x 10⁸ m s⁻¹
Número de Euler (e) = 2,72
Definições
Pressão: 1 atm = 760 mmHg = 1,01325 x 10⁵ N m⁻² = 1,01325 bar
Energia: 1 J = 1 N m = 1 kg m² s⁻² = 6,24 x 10¹⁸ eV
Condições normais de temperatura e pressão (CNTP): 0° C e 760 mmHg
Condições ambientes: 25° C e 1 atm
Condições padrão: 1 bar; concentração das soluções = 1 mol L⁻¹ (rigorosamente: atividade unitária das espécies); sólido com estrutura cristalina mais estável nas condições de pressão e temperatura em questão.
(s) = sólido. (ℓ) = líquido. (g) = gás. (aq) = aquoso. (conc) = concentrado. (ua) = unidades arbitrárias.
u.m.a. = unidade de massa atômica. [X] = concentração da espécie química X em mol L⁻¹
ln X = 2,3 log X
Massas Molares (Elemento Químico — Número Atômico — Massa Molar em g mol⁻¹)
H — 1 — 1,01
C — 6 — 12,01
N — 7 — 14,01
O — 8 — 16,00
Na — 11 — 23,00
P — 15 — 30,97
S — 16 — 32,06
Cl — 17 — 35,45
K — 19 — 39,10
Cu — 29 — 63,55
Br — 35 — 79,90
Ag — 47 — 107,87
I — 53 — 126,90
Considere uma bateria de fluxo de hidrogênio gasoso (H₂) e bromo líquido (Br₂) operando nas condições padrão. Durante a descarga, a bateria converte H₂ e Br₂ em ácido bromídrico (HBr). As reações de meia célula e os respectivos potenciais-padrão de eletrodo, a 298 K, são:
Anodo, H₂ → 2H⁺ + 2e⁻ (Eº = 0 V)
Catodo, Br₂ + 2e⁻ → 2Br⁻ (Eº = 1,087 V)
A dissociação da água pode ser observada pelo efeito da seguinte semirreação:
O₂ + 4e⁻ + 4H⁺ → 2H₂O Eº = 1,229 V
A formação de complexos iônicos de polibrometo ocorre segundo as reações e suas respectivas constantes de equilíbrio:
Br₂ + Br⁻ ⇌ Br₃⁻ K₃ = 16,7
2Br₂ + Br⁻ ⇌ Br₅⁻ K₅ = 37,7
Sejam feitas as seguintes afirmações a respeito dessa bateria:
I. O potencial da célula pode ser aproximado pela equação: E_catodo − E_anodo = 1,087 + 0,06 pH.
II. O solvente (água) é termodinamicamente estável somente a pH < 2,4.
III. Recarregar a bateria com um potencial catódico inferior a 1,229 V garante a estabilidade do solvente.
IV. Durante a descarga da bateria, a concentração do HBr aumenta e podem formar complexos iônicos de Br₃⁻ e Br₅⁻.
Das afirmações acima, estão CORRETAS
Resolução comentada
Bateria H₂/Br₂: equação de Nernst com pH, estabilidade da água e formação de polibrometos.
I) O potencial do catodo é fixo, e o do anodo (H⁺/H₂) vale −0,059·pH·(n/n), o que dá E_célula ≈ 1,087 + 0,06 pH. II) A água é estável quando o potencial O₂/H₂O (1,229 − 0,059 pH) fica acima de 1,087 V, o que ocorre para pH < 0,142/0,059 ≈ 2,4. IV) Na descarga forma-se HBr, e o Br₂ com Br⁻ gera Br₃⁻ e Br₅⁻.
Análise das alternativas
III é falsa: 1,229 V é o potencial do par O₂/H₂O apenas em pH 0, e em pH maiores o limite para a oxidação da água é menor. Assim, ficar abaixo de 1,229 V não garante estabilidade do solvente. Por isso B, D e E estão erradas. C está errada por omitir a afirmação I, que é correta.
Referência: Eletroquímica; equação de Nernst; diagramas de Pourbaix.
Resolução comentada do VaiConcursos.