O documento apresenta questões sobre eletroquímica envolvendo baterias, células a combustível e outros processos eletroquímicos. A primeira questão descreve como uma bateria comum produz tensão através da separação de soluções salinas com cargas elétricas diferentes dentro de uma célula eletroquímica, gerando uma corrente elétrica. A segunda questão aborda as reações que ocorrem em uma bateria do tipo níquel-cádmio durante a descarga. A terceira questão trata da utilização

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1 EletroQUÍMICA de boa!
Questão 01
Uma bateria comum produz tensão, ou diferença de potencial elétrico, quando duas soluções salinas
com cargas elétricas diferentes são separadas dentro de uma célula eletroquímica. Cargas opostas se
atraem e o movimento resultante cria uma corrente elétrica.
(Adaptado de Scientific American Brasil. Setembro 2007. p. 36)
Nas baterias recarregáveis do tipo níquel-cádmio, o cátodo é coberto de hidróxido de níquel e o ânodo,
coberto de material sensível ao cádmio. Ambos são isolados por um separador, imersos, geralmente,
numa solução de hidróxido de potássio (KOH). A reação global que representa a descarga dessa bateria,
acompanhada da tensão elétrica padrão, é representada por:
Dados:
Potenciais padrão de redução, E
o
(V):
NiO2(s) + 2H2O + 2e
–
→ Ni(OH)2(s) + 2OH
–
E = +0,49
Cd(OH)2(s) + 2e
–
→ Cd(s) + 2OH(aq) E = –0,76
a) NiO2(s) + 2H2O(l) + Cd(s) → Ni(OH)2(s) + Cd(OH)2(s); Eº = –1,25 V
b) NiO2(s) + 2H2O(l) + Cd(s) → Ni(OH)2(s) + Cd(OH)2(s); Eº = +1,25 V
c) NiO2(s) + 2H2O(l) + Cd(s) → Ni(OH)2(s) + Cd(OH)2(s); Eº = +2,50 V
d) Ni(OH)2(s) + Cd(OH)2(s) → NiO2(s) + 2H2O(l) + Cd(s); Eº = +1,25 V
e) Ni(OH)2(s) + Cd(OH)2(s) → NiO2(s) + 2H2O(l) + Cd(s); Eº = –2,50 V
Questão 02
Jeremy Nicholson, ao estudar a absorção do cádmio, um metal que provoca câncer, pelas células
vermelhas do sangue, observou os metabólitos – assinaturas de todas as reações químicas que ocorrem
no organismo. Descobriu, também, que os microrganismos do intestino representam um papel crucial
na saúde e nas doenças humanas.
(Adaptado de Jeremy Nicholson. Scientific American. Brasil. Agosto, 2007)
O metal cádmio, apesar de ser cancerígeno, é utilizado como revestimento de certos parafusos. Mas não
pode ser utilizado próximo de outros metais capazes de oxidá-lo. Das espécies químicas da tabela, não
se deve utilizar próximo de parafusos de cádmio;
Considere a seguinte tabela de potenciais padrão de redução:
Semirreações E
o
(V)
Al
3+
+ 3e
–
→ Al –1,67
Fe
2+
+ 2e
–
→ Fe –0,44
Cd
2+
+ 2e
–
→ Cd –0,40
Co
2+
+ 2e
–
→ Co –0,28
H
+
+ e
–
→ ½ H2 0,0
a) Al
3+
e Fe
2+
b) Fe
2+
e Co
2+
c) Fe
2+
e H
+
d) Co
2+
e Al
3+
e) Co
2+
e H
+
Questão 03
Recifes de corais artificiais estão sendo usados para acelerar o processo de restauração dos recifes
naturais. Para isso, a Biorock Inc. utiliza armações de aço que são energizadas por uma corrente elétrica
de baixa voltagem. Isto faz com que os minerais da água do mar nelas se prendam, formando uma fina
camada de calcário. Desse modo, pode-se prender pequenos pedaços de coral nas armações, que ficam
seguras devido ao calcário acumulado.
(BBC Knowledge, out. de 2009, p. 9)

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A armação de aço, citada no texto, é utilizada para
a) impedir a captura de elétrons pelos íons da água do mar.
b) que os íons do aço aumentem a condutibilidade elétrica da água do mar.
c) usar matéria-prima de recursos renováveis.
d) que os corais se alimentem do ferro contido no aço.
e) permitir boa condução de eletricidade por toda a estrutura metálica.
Questão 04
Recifes de corais artificiais estão sendo usados para acelerar o processo de restauração dos recifes
naturais. Para isso, a Biorock Inc. utiliza armações de aço que são energizadas por uma corrente elétrica
de baixa voltagem. Isto faz com que os minerais da água do mar nelas se prendam, formando uma fina
camada de calcário. Desse modo, pode-se prender pequenos pedaços de coral nas armações, que ficam
seguras devido ao calcário acumulado.
(BBC Knowledge, out. de 2009, p. 9)
Considerando uma corrente elétrica de 1,0 Ma (1.10
-3
A), o tempo gasto, em segundos, para depositar
20 g de Ca
+2
, considerando somente esta reação no cátodo, é, aproximadamente,
Dados:
Constante de Faraday: 9,65 × 10
4
C mol
−1
Massa molar (g mol
−1
): Ca = 40,0
a) 9,7 × 10
7
b) 1,0 × 10
6
c) 9,0 × 10
5
d) 15 × 10
5
e) 19 × 10
3
QUESTÃO 05
A expressão “célula a combustível” designa um novo conceito de geração de energia. Em princípio, é
uma bateria de funcionamento contínuo que produz corrente contínua, por meio da combustão
eletroquímica, a frio, de um combustível gasoso.
Um esquema simplificado de uma célula a combustível de H2 / O2 é:
Quando os eletrodos A e B estão em equilíbrio, Ε°red = 0,00 V, para A, e Ε°red = 1,23 V, para B, sendo
Ε°red o potencial padrão de redução. Nesta célula combustível, o processo é;
DADO: Sabendo-se que a reação global de tal célula possui ΔH° = –286 KJ/mol, a 25°C,
a) não espontâneo que absorve calor.
b) espontâneo que absorve calor.
c) não espontâneo que libera calor.
d) espontâneo que libera calor.
e) espontâneo sem haver trocar de calor.

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Questão 06
A expressão “célula a combustível” designa um novo conceito de geração de energia. Em princípio, é
uma bateria de funcionamento contínuo que produz corrente contínua, por meio da combustão
eletroquímica, a frio, de um combustível gasoso.
Um esquema simplificado de uma célula a combustível de H2 / O2 é:
Considerando-se o esquema anterior, a opção de resposta que descreve o sentido do fluxo de elétrons
no instante em que o circuito é fechado e a diferença de potencial ΔΕ°, em condições-padrão, é:
a) de A para B, e ΔΕ° = +1,23 V.
b) de B para A, e ΔΕ° = +0,66 V.
c) de A para B, e ΔΕ° = –0,66 V.
d) de B para A, e ΔΕ° = –1,23 V
e) de A para B, e ΔΕ° = –2,46 V
Questão 07
As células galvânicas comerciais, que conhecemos como baterias, são no momento objeto de pesquisa
entre os cientistas, que veem seu potencial para resolver problemas de meio ambiente, saúde,
comunicação e transporte. Entre elas, encontra-se a célula de sódio e enxofre, cuja aplicação mais
comum é em veículos elétricos. Esta é uma das baterias mais surpreendentes. Possui reagentes líquidos
(sódio e enxofre) e eletrólito sólido (uma cerâmica porosa de óxido de alumínio). Esta bateria é a fonte
de energia do Ecostar, o carro elétrico da Ford. A reação global de descarga de uma bateria de sódio e
enxofre pode ser representada por:
16 Na(l) + S8(l) → 16 Na
+
(solução) + 8 S
2−
(solução)
Nesta reação,
a) o sódio não apresenta variação de nox.
b) o sódio é o agente oxidante.
c) o enxofre sofre oxidação.
d) o material do cátodo é constituído do metal sódio.
e) o enxofre recebe elétrons do sódio.
QUESTÃO 08
As naves espaciais utilizam pilhas de combustível, alimentadas por oxigênio e hidrogênio, as quais, além
de fornecerem a energia necessária para a operação das naves, produzem água, utilizada pelos
tripulantes. Essas pilhas usam, como eletrólito, o KOH(aq), de modo que todas as reações ocorrem em
meio alcalino. A troca de elétrons se dá na superfície de um material poroso. Um esquema dessas pilhas,
com o material poroso representado na cor cinza, é apresentado a seguir.

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Escrevendo as equações das semirreações que ocorrem nessas pilhas de combustível, verifica-se que,
nesse esquema, as setas com as letras a e b indicam, respectivamente, o sentido de movimento dos
a) íons OH
–
e dos elétrons.
b) elétrons e dos íons OH
–
.
c) íons K
+
e dos elétrons.
d) elétrons e dos íons K
+
.
e) elétrons e dos íons H
+
.
Questão 09
Baterias de níquel-hidreto metálico, MH, são empregadas em aparelhos eletrônicos como telefones,
máquinas fotográficas etc. Considere que a reação global desse tipo de bateria seja
MH + NiO(OH) → M + Ni(OH)2
com uma diferença de potencial de saída de 1,35 V. Teoricamente, a tensão mínima, em volts, que se
deve aplicar para recarregar essa bateria é de:
a) –0,5
b) –1,0
c) +0,5
d) +1,0
e) +1,5
Questão 10
Em que pese o risco acarretado pela utlização do chumbo, que é tóxico, a bateria usada em automóveis,
inventada pelo francês Gaston Piantei em 1860, ainda é considerada bastante segura e
economicamente viável. Ela é uma associação de pilhas ligadas em série em cujo interior ocorrem as
reações:
• 2 H2SO4(l) + 2 H2O(l) → 2 HSO4
–
(aq) + 2 H3O
+
(aq)
• Pb(s) + HSO4
–
(aq) + H2O(l) → PbSO4(s) + H3O
+
(aq) + 2 e
–
• PbO2(s) + 3 H3O
+
(aq) + HSO4
–
(aq) + 2e
–
→ PbSO4(s) + 5H2O(l)
Sobre a bateria de automóvel um estudante escreveu as seguintes considerações:
I. O ânodo é o chumbo e o cátodo é o dióxido de chumbo.
II. Quando a bateria descarrega, a densidade da solução aumenta.
III. No ânodo ocorre a redução do chumbo.
IV. Ao ser carregada, o sulfato de chumbo se transforma em chumbo e dióxido de chumbo.

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É correto o que se afirma apenas em
a) I e II.
b) II e III.
c) II e IV.
d) I e IV.
e) III e IV
Questão 11
Na produção de alumínio, uma indústria utiliza 15 cubas eletrolíticas em série. Sabendo que a corrente
aplicada é 120 kA, qual a massa, em kg, de alumínio produzida por hora?
Dados: Constante de Faraday (F) = 96 500 C · ; Massa molar Al = 27,0 g · .
a) 604.
b) 201.
c) 1812.
d) 400.
e) 150.
Questão 12
O escurecimento de objetos de prata, como baixelas e talheres, é muito comum. Ao se cozinhar
demasiadamente os ovos, as proteínas da clara, que contêm átomos de enxofre, liberam o ácido
sulfídrico, que na forma gasosa e na presença de oxigênio, na água de cozimento, pode levar à oxidação
do objeto de prata, com formação de uma fina camada insolúvel de sulfeto de prata (Ag2S). O mesmo
ocorre quando se cozinha alimentos como o repolho, que contém compostos sulfurados como a
cisteína, estrutura representada na figura, que sofre decomposição durante o cozimento, liberando o
H2S. As principais reações envolvidas nesse fenômeno são apresentadas nas equações:
Ag2S(s) + 2e
–
2 Ag(s) + S
2–
(aq) E
o
= – 0,69 V
O2(g) + 4 H
+
(aq) + 4e
–
2 H2O(l) E
o
= + 1,23 V
(www.qnesc.sbq.org.br/online/qnesc30/11-EEQ-4407.pdf. Adaptado)
A diferença de potencial (ddp) para a reação global que representa o fenômeno do escurecimento dos
objetos de prata tem valor igual a
a) – 2,61 V.
b) – 1,92 V.
c) + 0,54 V.
d) + 1,92 V.
e) + 2,61 V.
Questão 13

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O etanol pode ser utilizado como combustível em Células a Combustível de Etanol Direto (CCED). A CCED
é uma célula galvânica que utiliza a oxidação de etanol no anodo e a redução de oxigênio no catodo
para gerar energia elétrica, conforme as reações abaixo:
Anodo: CH3CH2OH + 3 H2O → 12 e
–
+ 12 H
+
+ 2 CO2
Catodo: 3 O2 + 12 e
–
+ 12 H
+
→ 6 H2O
Global: CH3CH2OH + 3 O2 → 2 CO2 + 3 H2O
Caso uma CCED tenha 40% de eficiência na conversão de energia química em energia elétrica, qual a
quantidade de matéria (mol) de etanol mínima para que essa célula mantenha funcionando um
computador portátil, que consome 2,8 A de corrente, por um período de 10h?
Dados:
F = 100.000 C mol
–1
a) 2,3 × 10
5
b) 3,4 × 10
3
c) 2,8 × 10
2
d) 2,1 × 10
–1
e) 3,4 × 10
–2
Questão 14
O ferro é um dos metais mais abundantes do planeta, e devido à facilidade de redução dos seus
minérios é um dos mais baratos, tendo por isso larga aplicação na construção civil, indústria automotiva,
em eletrodomésticos etc. No entanto, sofre com o problema da corrosão, sendo necessária a utilização
de estratégias para evitar esse processo.
Uma das técnicas empregadas é a utilização de metais de sacrifício que, em contato com o ferro
impedem sua oxidação. Considere os dados referentes aos potenciais de redução de alguns metais:
Fe
2+
+ 2 e
–
→ Feº Eº = – 0,44 V
Mg
2+
+ 2 e
–
→ Mgº Eº = – 2,37 V
Cu
2+
+ 2 e
–
→ Cuº Eº = + 0,34 V
Pode-se afirmar que
a) o ferro será melhor protegido pelo cobre, que possui um potencial de redução maior que o do
ferro.
b) o ferro será melhor protegido pelo magnésio, que possui maior tendência a reduzir do que o
ferro.
c) nenhum dos metais oferece proteção ao ferro, que será oxidado em presença de qualquer um
deles.
d) o magnésio, tendo um potencial de redução menor que o do ferro, sofrerá oxidação mais
facilmente, protegendo o ferro da oxidação.
e) os dois metais protegem o ferro, pois o mesmo possui um potencial de redução intermediário.
Questão 15
O mar contribui com a maior parte da produção industrial de magnésio metálico. O elemento é
precipitado como Mg(OH)2. Em seguida, esse material é convertido em MgCl2, pela reação com HCl. O
cloreto de magnésio seco é misturado a outros sais para que possa ser fundido e, então, sofrer eletrólise

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7 EletroQUÍMICA de boa!
para obtenção do metal. Supondo que o rendimento seja 100%, para cada tonelada de magnésio
metálico produzido por eletrólise, a carga elétrica necessária, em faradays, é
Dados:
1 faraday = carga elétrica de 1 mol de elétrons
Massa molar do Mg = 24 g/mol
a) 2.
b) 8 x 10
4
.
c) 2 x 10
6
.
d) 1 x 10
24
.
e) 5 x 10
28
.
Questão 16
A eletrólise é um processo que separa, na cela eletrolítica, os elementos químicos de uma substância,
através do uso da eletricidade. Esse processo é um fenômeno físico-químico de reação de oxirredução
não espontânea. Uma importante aplicação industrial da eletrólise é a obtenção de sódio metálico, com
eletrodos inertes, a partir de cloreto de sódio fundido.
A respeito desse processo industrial, é correto afirmar que além da obtenção do sódio metálico,
também se observa a formação
a) de hidróxido de sódio fundido, basificando a cela eletrolítica
b) de moléculas de gás cloro no ânodo e de gás hidrogênio no cátodo.
c) de moléculas de gás cloro no ânodo da cela eletrolítica.
d) de moléculas de gás hidrogênio no cátodo da cela eletrolítica.
e) de moléculas de gás oxigênio no cátodo da cela eletrolítica.
Questão 17
A primeira pilha elétrica produzida pelo italiano Alessandro Volta em 1800 consistia em discos de Zn e
Ag metálicos, separados por discos de papelão molhados com solução aquosa de cloreto de sódio.
Desde então, vários outros modelos e combinações de elementos foram sendo propostos. Uma das
pilhas mais simples é a de Daniell, a qual é obtida da montagem adequada das semicélulas Cu
2+
/ Cu
0
e
Zn
2+
/ Zn
0
.
Considerando as informações, assinale a alternativa correta.
a) O potencial padrão da pilha é de -1,10 v.
b) O potencial padrão da pilha é de 0,76 v.
c) O anodo de cobre tem polaridade negativa.
d) O potencial E
o
(Cu/Cu
2+
) é 0,34 v.
e) O anodo é formado pela semicélula do zinco.
Questão 18

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Para a proteção contra corrosão de tubos metálicos, é comum o uso de eletrodos de sacrifício (blocos
metálicos conectados à tubulação). Esses blocos metálicos formam com a tubulação uma célula
eletroquímica que atua como ânodo de sacrifício, fornecendo elétrons aos tubos metálicos para impedir
sua corrosão, conforme representado na figura abaixo.
Semirreação de redução E°(V)
Zn
2+
(aq) + 2e
–
→ Zn(s) –0,76
Fe
2+
(aq) + 2e
–
→ Fe(s) –0,44
Cu
2+
(aq) + 2e
–
→ Cu(s) +0,34
Ag
+
(aq) + e
–
→ Ag(s) +0,80
Usando a tabela de potenciais-padrão de redução, considere as seguintes afirmativas:
1. A reação química que ocorre no ânodo de sacrifício é a reação de oxidação.
2. Se a tubulação (metal 1) for de ferro, o ânodo de sacrifício (metal 2) pode ser feito de zinco.
3. Se a tubulação (metal 1) for de cobre, o ânodo de sacrifício (metal 2) pode ser feito de prata.
4. O metal usado no eletrodo de sacrifício será o agente redutor na reação eletroquímica.
Assinale a alternativa correta.
a) Somente a afirmativa 1 é verdadeira.
b) Somente a afirmativa 3 é verdadeira.
c) Somente as afirmativas 1 e 2 são verdadeiras.
d) Somente as afirmativas 2, 3 e 4 são verdadeiras.
e) Somente as afirmativas 1, 2 e 4 são verdadeira
Questão 19
Uma tubulação de aço enterrada em solo de baixa resistividade elétrica é protegida catodicamente
contra corrosão, pela aplicação de corrente elétrica proveniente de um gerador de corrente contínua.
Considere os seguintes parâmetros:
I. Área da tubulação a ser protegida: 480 m
2
;
II. Densidade de corrente de proteção: 10 mA/m
2
Considere que a polaridade do sistema de proteção catódica seja invertida pelo período de 1 hora.
Assinale a opção que expressa a massa, em gramas, de ferro consumida no processo de corrosão,
calculada em função de íons Fe
2+
(aq). Admita que a corrente total fornecida pelo gerador será consumida
no processo de corrosão da tubulação.
a) 1 × 10
–3
b) 6 × 10
–2
c) 3 × 10
–1
d) 5
e) 20
Questão 20
A corrosão é um processo de oxidorredução que ocorre em metais. Este problema é frequentemente
observado em canalizações de água e lataria de automóveis. Em automóveis, por exemplo, a lataria
(constituída de ferro) é oxidada facilmente quando exposta à maresia. A corrosão pode ser evitada pelo
uso de revestimentos de proteção, como tintas, graxas ou alguns metais de sacrifício, tornando a lataria
mais resistente ao processo oxidativo. A tabela a seguir apresenta as semirreações e o potencial padrão
(E
0
) para cinco metais.

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De acordo com os dados apresentados, conclui-se que os metais mais indicados para proteger o ferro e,
consequentemente, retardar sua corrosão são:
a) Mg e Pb
b) Mg e Zn
c) Zn e Pb
d) Sn e Mg
e) Sn e Pb
Questão 21
A energia que consumimos em nossos organismos pode ser representada como sendo oriunda da
respiração, através da reação da glicose com o oxigênio, na seguinte reação: C6(H2O)6 + 6 O2 6 CO2 + 6
H2O. Se a mesma reação fosse realizada em uma célula eletroquímica, poderíamos dizer que:
a) o carbono atua como agente oxidante.
b) o oxigênio molecular estaria no cátodo.
c) o número de elétrons transferidos por mol de glicose é 6.
d) o número de oxidação do carbono na glicose é –4.
e) o hidrogênio atua como agente redutor.
Questão 22
As medalhas olímpicas não são de ouro, prata ou bronze maciços, mas sim peças de metal submetidas a
processos de galvanoplastia que lhes conferem as aparências características, graças ao revestimento
com metais nobres.
Este processo supracitado:
a) é espontâneo e gera energia elétrica no revestimento das peças metálicas, além de ser
ambientalmente correto.
b) consiste em revestir a superfície de uma peça metálica com uma fina camada de outro metal,
por meio de eletrólise aquosa de seu sal.
c) É um fenômeno físico, pois, no revestimento da peça metálica, ocorrem fenômenos que não
alteram a estrutura do material.
d) É realizado de modo que a peça submetida ao revestimento metálico atuará como ânodo e
será o eletrodo de sinal positivo.
e) é um processo eletroquímico semelhante ao funcionamento de uma pilha capaz de converter
energia química em elétrica.
Questão 23

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Baterias de íon-lítio empregam o lítio na forma iônica, que está presente no eletrólito pela dissolução de
sais de lítio em solventes não aquosos. Durante o processo de descarga da bateria, os íons lítio
deslocam-se do interior da estrutura que compõe o anodo (grafite) até a estrutura que compõe o
catodo (CoO2), enquanto os elétrons se movem através do circuito externo (figura).
Circuito externo.
Neste processo, o cobalto sofre uma alteração representada pela equação a seguir.
CoO2(s) + 1Li
+
(solv) + 1e
–
→ LiCoO2(s)
Com base no enunciado, assinale a alternativa correta.
a) Durante a descarga, o número de oxidação do cobalto aumenta.
b) O cobalto recebe elétrons, para haver a recarga da bateria.
c) No catodo, o cobalto é reduzido durante a descarga.
d) O íon de lítio se desloca para o catodo, durante a descarga, devido à atração magnética.
e) O solvente utilizado entre os polos deve ser um líquido orgânico apolar.
Questão 24
Energia portátil é o que podemos dizer de uma das maiores invenções da humanidade: a pilha elétrica.
Desenvolvida em 1800 por Alessandro Volta, a pilha é um dispositivo que transforma espontaneamente
a energia química armazenada nas ligações em energia elétrica. Sendo a primeira fonte de corrente
contínua desenvolvida pelo homem, permitiu a realização de um outro processo importante: a
eletrólise. Foi somente com o advento dessa técnica que se conseguiu isolar os metais alcalinos e
alcalino-terrosos (o sódio, por exemplo, foi isolado por Sir Humphry Davy em 1807, e o magnésio, em
1808, pelo mesmo cientista).
Na eletrólise ígnea do cloreto de magnésio (MgCl2), a reação que ocorre no cátodo pode ser
representada por
a) 2 Cl
–
→ Cl2 + 2 e
–
.
b) Mg → Mg
2+
+ 2 e
–
.
c) Cl2 + 2 e
–
→ 2 Cl
–
.
d) Mg
2+
+ 2 e
–
→ Mg.
e) 2 Mg
+
+ 2 e
–
→ Mg2.

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Questão 25
Na década de 1780, o médico italiano Luigi Galvani realizou algumas observações, utilizando rãs
recentemente dissecadas. Em um dos experimentos, Galvani tocou dois pontos da musculatura de uma
rã com dois arcos de metais diferentes, que estavam em contato entre si, observando uma contração
dos músculos, conforme mostra a figura:
Interpretando essa observação com os conhecimentos atuais, pode-se dizer que as pernas da rã
continham soluções diluídas de sais. Pode-se, também, fazer uma analogia entre o fenômeno observado
e o funcionamento de uma pilha.
Considerando essas informações, foram feitas as seguintes afirmações:
I. Devido à diferença de potencial entre os dois metais, que estão em contato entre si e em contato com
a solução salina da perna da rã, surge uma corrente elétrica.
II. Nos metais, a corrente elétrica consiste em um fluxo de elétrons.
III. Nos músculos da rã, há um fluxo de íons associado ao movimento de contração.
Está correto o que se afirma em
a) I, apenas.
b) III, apenas.
c) I e II, apenas.
d) II e III, apenas.
e) I, II e III.
GABARITO:
1) B
2) E
3) E
4) A
5) D
6) A
7) E
8) B
9) E
10) D
11) A
12) D

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13) D
14) D
15) B
16) C
17) E
18) E
19) D
20) B
21) B
22) B
23) C
24) D
25) E