I - Todas as moléculas de H2 O2 são reduzidas.
II - Todas as moléculas de H2 O2 são oxidadas.
III - A variação da energia livre de Gibbs é positiva.
IV - Metade das moléculas de H2 O2 é reduzida e a outra metade é oxidada.
Qual das opções a seguir se refere à(s) afirmação(ões) CORRETA(S)?
a) I.
b) II.
c) III.
d) IV.
e) III e IV.

Passo 1

Primeiro, vamos entender o que está sendo pedido na questão. Temos quatro afirmações sobre o comportamento das moléculas de H2O2 (peróxido de hidrogênio) em reações químicas. Precisamos identificar quais dessas afirmações estão corretas. Vamos usar conceitos de reações de oxidação e redução e energia livre de Gibbs para resolver isso.

Passo 2

Vamos falar sobre reações de oxidação e redução (ou redox). Em uma reação redox, uma substância perde elétrons (oxida) e outra ganha elétrons (reduz). Às vezes, uma mesma substância pode tanto oxidar quanto reduzir, agindo como agente oxidante e agente redutor ao mesmo tempo. Isso é chamado de disproporção.

Passo 3

Aplicando isso ao H2O2: essa molécula pode se decompor em H2O (água) e O2 (oxigênio). Nesse processo, parte do H2O2 é reduzida (ganha elétrons) formando água, e outra parte é oxidada (perde elétrons) formando oxigênio. Então, metade das moléculas de H2O2 é reduzida e a outra metade é oxidada, confirmando a afirmação IV.

Passo 4

Agora, analisando as afirmações:
  • I. Todas as moléculas de H2O2 são reduzidas. Isso está errado porque, como vimos, metade é reduzida e a outra metade é oxidada.
  • II. Todas as moléculas de H2O2 são oxidadas. Também está errado pelos mesmos motivos.
  • III. A variação da energia livre de Gibbs é positiva. A decomposição de H2O2 geralmente ocorre de forma espontânea, o que implica que a variação da energia livre de Gibbs ( De) é negativa, não positiva.
  • IV. Metade das moléculas de H2O2 é reduzida e a outra metade é oxidada. Essa afirmação está correta, como explicamos.

Resposta

d) IV.

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