PAGQuímica 2011/1 Exercícios de Eletroquímica

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1 PAGQuímica 2011/1 Exercícios de Eletroquímica 1. a) Que tipo de transformação faz uma célula galvânica e uma célula eletrolítica? b) Qual o sinal de G de cada uma? c) Qual o sinal de e de cada uma? d) Qual delas é espontânea? 2. a) Qual a constante de equilíbrio para a reação Fe(s) + Cd 2+ (aq) Fe 2+ (aq) + Cd(s)? b) Se a concentração de Cd 2+ for mantida em 0,1 mol/l, qual a concentração mínima de Fe 2+ capaz de inverter o sentido da reação? 3. a) Qual o melhor agente redutor? Ni ou Al? Justifique. b) Dado o diagrama de potenciais padrão de redução (ε ) para as espécies de rênio em meio básico, calcular os valores de ε indicados. - ReO 0,89 V 4 ReO 0,45 V 3 ReO? 0,33 V 2 Re 2 O 3 Re? 0,76 V? 4. Quantos gramas de ácido nítrico são necessários para se oxidar 100 g de cobre? A reação é HNO 3 (aq) + Cu (s) Cu(NO 3 ) 2 (aq) + NO (g) 5. Um parafuso de níquel prende uma porca de cobre. Este sistema foi colocado em um recipiente que contém uma solução 1 mol/l de ácido clorídrico, conforme a figura abaixo: Nesse recipiente ocorre uma reação de oxidação/redução. Para decidir quais são as semi-reações apropriadas, consulte os potenciais de redução apresentados junto com o formulário. a) escreva a equação balanceada da reação global que está ocorrendo no recipiente. b) calcule o valor do potencial padrão dessa reação. Deixe seus cálculos registrados, de modo a explicitar seu raciocínio. c) cite duas evidências experimentais que indicam a ocorrência de reação química no processo descrito acima. 6. Calcule a constante de equilíbrio da reação não balanceada abaixo, dizendo se ela é viável ou não a 25 0 C: Br MnO 4 Mn 2+ + Br 2 (l) (meio ácido)

2 7. Com a semi-reação Ag 2 CrO 4 (s) + 2 e - 2 Ag (s) + CrO 4 2- (aq) cujo ε o = 0,446 V e uma outra a ser retirada da tabela de potenciais, calcule o K ps do cromato de prata. 8. a) qual a função de uma ponte salina em uma pilha? b) o que é o potencial padrão de uma pilha? c) é possível o funcionamento de uma pilha galvânica formada por duas semicélulas em que os dois potenciais de redução são negativos? Justifique. d) no mar não se encontra o íon sulfeto (S 2- ), todo o enxofre encontra-se na forma de sulfato (SO 4 2- ). O que pode ser dito sobre o caráter oxidante ou redutor da água do mar? e) como se pode prever se um determinado metal pode ser mergulhado em uma solução de H + 1 mol/l sem ser oxidado? 9. a) explique a diferença entre uma célula galvânica e uma célula eletrolítica. Cite exemplos. b) comente os sinais de ε e G para as reações em cada tipo de célula. c) diga qual semi-reação (oxidação ou redução) ocorre em cada eletrodo (cátodo ou ânodo) em uma célula galvânica e em uma célula eletrolítica e identifique os sinais dos eletrodos em cada tipo de célula. d) explique de que forma uma determinada célula pode funcionar como célula galvânica ou como célula eletrolítica. e) explique a finalidade da ponte salina em uma célula eletroquímica. 10. Justifique qual o melhor redutor em cada par: a) Li x Mg b) Ag x Ni c) Ag x Br - d) Br - x Cl O que acontece quando se mergulha uma placa de cobre metálico num recipiente contendo 1,0 mol/l de Zn 2+? E quando se mergulha uma placa de zinco metálico num recipiente contendo uma solução 1,0 mol/l Cu 2+? Justifique suas respostas. 12. Responda, conhecendo os potenciais padrão de redução para as semireações abaixo Ag + + e - Ag e Cu e - Cu a) numa mistura de Ag + (1 mol/l), Ag, Cu 2+ (1 mol/l) e Cu, quem se oxida e quem se reduz? Em que proporção? b) quem cede e quem recebe elétrons? c) por que há reação redox se ambos os potenciais de redução são positivos? d) o que aconteceria com esses metais se colocados em uma solução ácida (de [H + ] = 1 mol/l)? 13. Determine o número de oxidação do íon de cromo em um sal desconhecido se, a eletrólise de uma amostra deste sal por 1,50 h com uma corrente de 10,0 A deposita 9,71 g do metal cromo no cátodo. 14. Os metais possuem diferentes tendências de sofrer corrosão, um processo natural de oxidação. A corrosão pode ser relacionada com a facilidade de obter

3 os metais a partir de seus minérios. Essas informações estão representadas no diagrama, para alguns metais: Facilidade de redução dos íons Zn Fe Ni Cu Ag Pt Au Facilidade de oxidação dos metais Com relação ao exposto, atribua a expressão verdadeiro ou falso a cada uma das sentenças abaixo, justificando: a) a maior facilidade de um metal sofrer corrosão corresponde a uma maior dificuldade para obtê-lo a partir de seu minério. b) a prata, a platina e o ouro são considerados metais nobres pela sua dificuldade de oxidar-se. c) os metais com maior facilidade de oxidação são frequentemente encontrados na natureza na forma de substâncias simples. d) o zinco metálico é o mais reativo entre os metais listados. 15. O amálgama dentário, uma solução sólida de Ag e Sn em mercúrio, é usado para preencher cavidades de dentes. Uma das semi-reações que podem acontecer nesse preenchimento é: 3 Hg 2 2+ (aq) + 4 Ag (s) + 6 e - 2 Ag 2 Hg 3 (s), cujo e o é + 0,85 V Sugira uma razão pela qual, quando você acidentalmente morde um papel de alumínio com um dente que contenha uma obturação de Ag, você pode sentir dor. Escreva alguma equação química balanceada para registrar sua sugestão 16. A REFAP possui em sua planta em Canoas a URE (Unidade Recuperadora de Enxofre), que retira compostos contendo enxofre do petróleo, na forma de H 2 S. Esse H 2 S é oxidado a SO 2 (o subproduto é água) na presença de quantidades controladas de O 2. É então feita a mistura gasosa H 2 S/SO 2 na proporção de dois volumes de um dos componentes para um volume do outro e a mesma é passada por um catalisador apropriado, reagindo entre si e formando enxofre elementar e água. a) proponha as duas reações que ocorrem (é possível fazê-lo por tentativas), justificando a proporção 2:1. Qual dos reagentes deve estar presente em maior volume? b) identifique as espécies que sofrem reação redox, explicitando o número de oxidação de cada uma. 17. Assinale se é verdadeiro (V) ou falso (F), justificando sua resposta: a) quanto mais negativo for o potencial de redução de uma espécie, maior o seu poder oxidante. b) quanto maior o potencial de uma célula, menor é a energia-livre do processo redox envolvido. c) a eletrólise de uma solução aquosa de K 2 SO 4 entre eletrodos inertes produz um meio ácido. d) o ácido nítrico é um melhor oxidante para o zinco do que para o ferro. e) o papel da ponte salina em uma célula eletroquímica é fechar o circuito eletrônico, permitindo o fluxo de elétrons através dela.

4 f) é possível o funcionamento de uma pilha galvânica formada por duas semicélulas em que os dois potenciais de redução são negativos. g) quanto mais positivo for o potencial de redução de uma espécie, maior o seu poder oxidante. h) em uma célula eletrolítica, os ânions migram para o ânodo e os elétrons fluem do ânodo para o cátodo, através da ponte salina. i) pode-se obter hidrogênio gasoso em laboratório mediante a adição de chapas de metais cujo ε o red seja positivo a soluções 1 mol/l de H +. j) o ouro (ε o red = 1,69 V) pode ser oxidado, em solução ácida, por íons permanganato, mas não por íons dicromato, quando as concentrações destas espécies forem unitárias. k) a água é capaz de oxidar metais cujos cátions possuam ε o red positivos, formando H 2 e OH -. l) o ácido nítrico é um melhor oxidante para a prata do que para o níquel. m) a função da ponte salina em uma célula é acelerar a velocidade da reação redox, pois mantém as soluções eletricamente neutras. n) em uma pilha de Daniell, o eletrodo de Cu pode ser substituído por um eletrodo inerte de grafite. o) os produtos da eletrólise ígnea de um sal são sempre os mesmos da eletrólise do mesmo sal na forma de solução aquosa. p) o Na + é mais redutor que o Zn 2+. q) quanto mais positivo for o potencial de redução de uma espécie, menor o seu poder oxidante. r) quanto maior o potencial de uma célula, maior é a energia-livre do processo redox envolvido. s) em uma molécula diatômica heteronuclear, o elemento mais eletronegativo tem nox positivo. t) Uma célula Zn (s) Zn 2+ (aq) Zn 2+ (aq) Zn (s) nunca poderá produzir corrente elétrica. u) para reduzir um mol de Zn +2 a Zn é preciso que um mol de elétrons circule na célula. v) uma célula Cu (s) Cu 2+ (aq) Cu 2+ (aq) Cu (s) nunca poderá produzir corrente elétrica. w) a soma de duas semireações redox é sempre uma reação global redox. x) ao se mergulhar uma chapa de Zn em uma solução de Cu +2 ocorre circulação de elétrons, que pode ser utilizada para acender uma lâmpada. y) alumínio metálico não pode ser produzido pela eletrólise de soluções aquosas de sais de alumínio. z) adicionando-se Cr (s) e Zn (s) a uma solução contendo Cr 3+ e Zn 2+ nada ocorre, pois os potenciais de redução dos dois cátions são negativos. aa) uma reação não espontânea nas condições padrão pode ser realizável, desde que se aumente as concentrações dos produtos. ab) uma célula Cu (s) Cu 2+ (aq) Cu 2+ (aq) Cu (s) nunca poderá produzir corrente elétrica. ac) em uma pilha de Daniell, o eletrodo de Cu não pode ser substituído por um eletrodo inerte de grafite. ad) em uma molécula diatômica heteronuclear, o elemento mais eletronegativo tem nox negativo.

5 ae) toda célula galvânica pode ser transformada em eletrolítica, mediante aplicação de uma força contraeletromotriz ligeiramente superior e contrária à força eletromotriz, af) os produtos da eletrólise ígnea de um sal nem sempre são os mesmos da eletrólise do mesmo sal na forma de solução aquosa. ag) para reduzir um mol de Cu +2 a Cu é preciso que um mol de elétrons circule na célula Dada a célula Pt/Cr 2 O 7 (0,0245 mol/l), H + (0,85 mol/l), Cr 3+ (0,0272 mol/l)// NaBr (0,050 mol/l)/br 2 (l)/pt(s). a) Faça um desenho da célula, indicando o ânodo e o cátodo b) calcule o potencial dessa pilha. 19. Uma semicélula A, consistindo em uma tira de manganês mergulhada em uma solução de Mn 2+ (1 mol/l), e uma semicélula B, consistindo em uma tira de zinco mergulhada em uma solução de Zn 2+ (1 mol/l), foram ligadas sucessivamente, através de um fio condutor e por meio de ponte salina, a uma semicélula-padrão de hidrogênio a 25º C. a) qual a fem de cada célula no momento em que o contato é estabelecido? b) entre as espécies químicas Mn (s), Mn 2+ (aq, 1 mol/l), Zn (s), Zn 2+ (aq, 1 mol/l), H 2 (g, 1 atm) e H + (aq, 1 mol/l) qual é o redutor mais forte e qual o oxidante mais forte? c) caso as semicélulas A e B sejam ligadas entre si, eletricamente e por meio de ponte salina, que reações se produzirão e qual será a fem da pilha? 20. Uma célula eletrolítica é construída colocando-se eletrodos inertes de Pt em 200 ml de solução aquosa de KCl 1 mol/l, a 25 o C e 1 atm de pressão. a) desenhe a célula eletrolítica, indicando ânodo, cátodo, fluxo de elétrons, b) represente o diagrama de célula. c) escreva as semi-reações anódica, catódica e a reação total da célula. Calcule o potencial padrão desta célula. Qual o valor mínimo da fcem que deve ser fornecida para que ocorra a eletrólise? d) se uma corrente média de 0,5 A flui durante a eletrólise durante 1 hora e 20 minutos, qual o volume de gás produzido em cada eletrodo nas CNTP? e) para as mesmas condições, qual o ph da solução no final da eletrólise? 21. a) sabendo que o potencial padrão de redução da semi-reação Cr(OH) e - Cr (s) + 3 OH - é 1,33 V, calcule o potencial da célula-padrão níquelcromo abaixo representada, classificando-a como galvânica ou eletrolítica e indicando os polos positivo e negativo: Cr (s) / Cr(OH) 3 (s) / OH (1 mol/l) / NiO 2 (s) / Ni(OH) 2 (s) b) calcule o potencial da célula acima para um ph 10. c) compare os resultados obtidos nos dois casos e proponha uma explicação. 22. Um volume de 200 ml de solução de NiSO 4 1,0 mol/l foi eletrolisada entre eletrodos inertes de platina, pela passagem de uma corrente de 3 A durante 1,8 horas.

6 a) escreva as semi-reações anódica, catódica e a reação total da célula. Calcule o potencial padrão desta célula. Qual o valor mínimo da fcem que deve ser fornecida para que ocorra a eletrólise? b) desenhe a célula eletrolítica, indicando ânodo, cátodo, fluxo de elétrons, c) represente o diagrama da célula. d) calcule a massa da substância produzida em cada eletrodo. e) calcule o ph da solução no final da eletrólise. f) calcule a concentração final da solução de NiSO 4 após a eletrólise. 23. Um excesso de Hg líquido foi adicionado a uma solução 10-3 mol/l de Fe 3+. Foi encontrado que 4,6 % do ferro permaneceu como Fe 3+ em equilíbrio a 25 o C. Calcule o potencial padrão da semi-célula Hg/Hg 2 2+, assumindo que a única reação que ocorre é: 2 Hg (l) + 2 Fe 3+ Hg Fe Uma célula eletrolítica é construída colocando-se eletrodos inertes de Pt em 500 ml de solução aquosa de AlBr 3 1 mol/l, a 25 o C e 1 atm de pressão. a) desenhe a célula eletrolítica, indicando ânodo, cátodo, fluxo de elétrons, b) represente o diagrama de célula. c) escreva as semi-reações anódica, catódica e a reação total da célula. d) se uma corrente média de 8 ma flui durante a eletrólise durante 1 dia inteiro, qual o volume de gás produzido em cada eletrodo (quando houver) nas CNTP? e) para as mesmas condições, qual o ph da solução no final da eletrólise? 25. Uma corrente de 0,5 A foi passada através de 250 ml de uma solução aquosa de NiSO 4 entre eletrodos inertes de Pt. a) escreva as semi-reações anódica, catódica e a reação global da célula. b) calcule o potencial-padrão da célula. c) desenhe a célula eletrolítica, indicando ânodo, cátodo, fluxo de elétrons, d) represente o diagrama da célula. e) quanto tempo é requerido para depositar 547 mg de níquel? f) qual o volume de gás produzido durante a eletrólise, nas CNTP? g) qual o ph da solução após decorrido o tempo de eletrólise calculado no item e? 26. Uma célula eletrolítica é construída colocando-se eletrodos inertes de Pt em 200 ml de solução aquosa de LiCl 1 mol/l, a 25 o C e 1 atm de pressão: a) desenhe a célula eletrolítica, indicando ânodo, cátodo, fluxo de elétrons, b) represente o Diagrama de Célula. c) escreva as semi-reações anódica, catódica e a reação total da célula. d) calcule ε o e G o da célula. Qual o valor mínimo da fcem que deve ser fornecida para que ocorra a eletrólise? e) se uma corrente média de 0,5 A flui durante a eletrólise durante 1 hora e 20 minutos, qual o volume de gás produzido em cada eletrodo nas CNTP? f) para as mesmas condições, qual o ph da solução no final da eletrólise?

7 27. Um volume de 200 ml de solução de CoSO 4 1,0 mol/l foi eletrolisada entre eletrodos inertes de platina, pela passagem de uma corrente de 3 A durante 1 hora e 10 minutos. a) desenhe a célula eletrolítica, indicando ânodo, cátodo, fluxo de elétrons, b) escreva as semi-reações anódica, catódica e a reação total da célula. Calcule o potencial padrão desta célula. Qual o valor mínimo da fcem que deve ser fornecida para que ocorra a eletrólise? c) calcule a massa da substância produzida em cada eletrodo. e) calcule o ph da solução no final da eletrólise. f) calcule a concentração final da solução de CoSO 4 após a eletrólise. 28. Indique as semi-reações catódica e anódica para a eletrólise dos seguintes sistemas. Justifique sua resposta. a) CaCl 2 (aq) b) K 2 SO 4 (aq) c) NaOH (l) d) Al(OH) 3 (l) e) CuSO4 (aq) f) CsI (aq) 29. a) calcule a fem da célula de níquel-cádmio abaixo representada, operando nas condições padrão, dizendo se o sistema está sofrendo carga ou descarga e indicando o ânodo e o cátodo: Cd (s) /Cd(OH) 2 (s) /OH (1 mol/l)/nio 2 (s) /Ni(OH) 2 (s) b) calcule a fem da célula acima para uma concentração de OH igual a 0,010 mol/l. c) compare os resultados obtidos nos dois casos e proponha uma explicação. 30. Para as seguintes células eletroquímicas, operando a 25 o C: i) escreva as semi-reações de oxidação, de redução e a reação total de cada célula. ii) calcule ε o, ε e G de cada célula. iii) classifique-as em galvânicas ou eletrolíticas, justificando sua resposta. iv) calcule a constante de equilíbrio da reação envolvida a) Pt (s) Ti 2+ (2 mol/l), Ti 3+ (0,01 mol/l) Cr 3+ (0,50 mol/l), Cr 2 O 7 2- (4 mol/l), H + (1,0 mol/l) Pt (s) b) Ag (s) AgBr (s) Br - (0,010 mol/l) Cl - (10-6 mol/l) AgCl (s) Ag (s) c) Pb (s) PbSO 4 (s) SO 4 2- (aq, 0,5 mol/l) Br - (aq, 0,2 mol/l) AgBr (s) Ag (s) d) Ag (s) Ag + ( 0,10 mol/l) Cr 2 O 7 2- (1,5 mol/l), Cr 3+ (0,75mol/L), H + (ph = 0,60) Pt (s) e) Pt (s) Cl 2 (g, 0,80 atm) Cl - (0,20 mol/l) Cl - (0,10 mol/l) Hg 2 Cl 2 (s) Hg (l) f) Pt (s) Co 2+ (2 mol/l), Co 3+ (0,01 mol/l) Cr 3+ (0,50 mol/l), Cr 2 O 7 2- (4 mol/l), H + (1,5 mol/l) Pt (s) g) Zn (s) Zn 2+ (1 mol/l) Zn 2+ (0,15 mol/l) Zn (s) h) Pt (s) H 2 (g, 1,0 atm) H + (aq, ph 4) Cl - (aq, 0,80 mol/l) Hg 2 Cl 2 (s) Hg (s) i) Pt(s) Cr 2 O 7-2 (aq, 0,10 mol/l), H + (ph 1), Cr 3+ (aq, 0,010 mol/l) I - (aq, 0,10 mol/l) AgI(s) Ag (s) j) Pt (s) Co 2+ ( 2 mol/l), Co 3+ (0,01 mol/l) Cr 3+ (0,50 mol/l), Cr 2 O 7 2- (4 mol/l), H + (1,5 mol/l) Pt (s) k) Pt (s) H 2 (g, 0,75 atm) HCl (aq., 0,25 mol/l) Sn 2+ (aq., 1,50 mol/l), Sn 4+ (aq., 0,60 mol/l) Pt (s)

8 l) Pt (s) Mn 2+ ( 0,10 mol/l), MnO 4 - (1,0 mol/l), H + (ph = 0,30) Cu 2+ (0,10 mol/l) Cu (s) m) Pt (s) Fe 2+ (1,0 mol/l), Fe 3+ (2,0 mol/l) Cr 2 O 7 2- (0,50 mol/l), Cr 3+ (0,70 mol/l), H + (ph = - 0,50) Pt (s)