LISTA DE EXERCÍCIOS Eletroquímica

DISCIPLINA: Química Geral e Inorgânica PERÍODO: LISTA DE EXERCÍCIOS Eletroquímica CURSO: Engenharia de Produção e sistemas 1. Indique o número de oxidação de cada átomo nos compostos abaixo: a) CO; C: +2 e O: 2 b) CO 2 ; C: +4 e O: 2 c) O 2 ; zero d) HCl; H: +1 e Cl: 1 e) H 2 SO 4 ; H: +1; S:+6 ; O: 2 f) PbO 2 ; Pb: +4 e O: 2 g) Zn 2+ ; +2 h) Mg zero 2. Classifique cada uma das semireações abaixo como oxidação ou redução: a) Ca (s) Ca 2+ (aq) oxidação b) Fe 3+ (aq) Fe 2+ (aq) redução c) NO 3 (aq) NO (g) redução d) OH (aq) O 2(g) oxidação e) Cl 2(g) Cl (aq) redução 3. Para cada uma das reações abaixo, indique a substância que contém o átomo que foi reduzido (espécie reduzida) e o que foi oxidado (espécie oxidada). a) Cr 2 O 3(s) + Al (s) Cr (s) + Al 2 O 3(s) Espécie reduzida: Cr 2 O 3 Espécie oxidada: Al b) NO 3 (aq) + Sn 2+ + H + (aq) NO 2(g) + H 2 O + Sn 4+ (aq) Espécie reduzida: NO 3 Espécie oxidada: Sn 2+ c) Fe 3+ (aq) + I (aq) Fe 2+ (aq) + I 2(s) Espécie reduzida: Fe 3+ Espécie oxidada: I d) FeO (s) + CO (g) Fe (s) + CO 2(g) Espécie reduzida: FeO Espécie oxidada: CO e) CO 2(g) + C (s) CO (g) Espécie reduzida:co 2 Espécie oxidada: C Potencial de Eletrodo e Equação de Nerst

4. Usando a série eletroquímica (apresentada ao final dos exercícios), decida se: a) Fe (s) será oxidado a Fe 2+ por tratamento com ácido clorídrico (HCl), 1,0 mol/l; Semireação de oxidação: Fe (s) Fe 2+ (aq) + 2 e E = +0,44 Semireação de redução: 2 H + (aq) + 2 e H 2(g) E = 0 Reação total: Fe + 2 H + Fe 2+ + H 2 E = +0,44 E > 0 Reação espontânea b) Cu (s) será oxidado a Cu 2+ por tratamento com ácido clorídrico (HCl), 1,0 mol/l; Semireação de oxidação: Cu (s) Cu 2+ + 2 e E = 0,34 Semireação de redução: 2 H + (aq) + 2 e H 2(g) E = 0 Reação total: Cu + 2 H + Cu 2+ + H 2 E = 0,34 E < 0 Reação não é espontânea c) Cu (s) será oxidado a Cu 2+ por tratamento com ácido nítrico (HNO 3 ), 1,0 mol/l. Semireação de oxidação: 3Cu (s) 3Cu 2+ + 6 e E = 0,34 Semireação de redução:2no 3 (aq) + 8H + (aq) + 6e 2NO (g) + 4H 2 O (l) E = 0,96 Reação total: 3Cu + 2NO 3 + 8H + 3Cu 2+ + 2NO + 4H 2 O E = 0,62 E > 0 Reação espontânea 5. Calcule o potencial padrão (E 0 ) de cada reação abaixo: a) Al (s) + NO 3 (aq) + 4 H + (aq) NO (g) + 2 H 2 O + Al 3+ (aq) Semireação de oxidação: Al (s) Al 3+ (aq) + 3 e E = 1,66 Semireação de redução: NO 3 (aq) + 4H + (aq) + 3e NO (g) + 2H 2 O (l) E = 0,96 Reação total: Al + NO 3 + 4H + Al 3+ + NO + 2H 2 O E = 2,62 b) Fe (s) + 2 H 2 O Fe(OH) 2(s) + H 2(g) Semireação de oxidação: Fe (s) Fe 2+ (aq) + 2 e E = +0,44 Semireação de redução: 2 H 2 O (l) + 2 e H 2(g) + 2OH (aq) E = 0,83 Reação total: Fe + H 2 O Fe 2+ + 2OH + H 2 E = 0,39 6. Para a pilha galvânica Zn (s) + 2 H + (aq) Zn 2+ (aq) + H 2(g), responda as seguintes questões: a) Estabeleça a equação de Nerst para esta pilha, relacionando o potencial (E) com o potencial padrão (E 0 ). Sendo que:, constantes e E 0 é dado pela soma dos E 0 de cada semireação: Semireação de oxidação: Zn (s) Zn 2+ (aq) + 2 e E 0 ox = +0,76 Semireação de redução: 2 H + + 2 e H 2(g) E 0 red = 0 Reação total: Zn + 2H + Zn 2+ + H 2 E 0 = +0,76

Equação de Nerst para essa reação será:, sendo que para T = 298 K, b) Calcule a diferença de potencial quando temos as seguintes concentrações: [Zn 2+ ] = 1,0 mol/l [H + ] = 1,0.10 3 mol/l [H 2 ] = 1,0 atm Aplicando a equação desenvolvida acima: 7. Calcule a diferença de potencial das células eletroquímicas formadas pelas reações indicadas abaixo: a) Fe (s) + Cu 2+ (0,10 mol/l) Cu (s) + Fe 2+ (0,010 mol/l) Semireação de oxidação: Fe Fe 2+ + 2 e E 0 ox = +0,44 Semireação de redução: Cu 2+ + 2 e Cu E 0 red = +0,34 Reação total: Fe + Cu 2+ Fe 2+ + Cu E 0 = +0,78 [Cu 2+ ] = 0,10 mol/l; [Fe 2+ ] = 0,010 mol/l b) Cu (s) + 2 H + (0,10 mol/l) Cu 2+ (0,0010 mol/l) + H 2 (1 atm) Semireação de oxidação: Cu Cu 2+ + 2 e E 0 ox = 0,34 Semireação de redução: 2 H + + 2 e H 2 E 0 red = 0 Reação total: Cu + 2H + Cu 2+ + H 2 E 0 = 0,34 [Cu 2+ ] = 0,0010 mol/l; [H + ] = 0,10 mol/l 8. Uma célula de concentração é formada por dois pares redox idênticos, no catodo e no anodo, em diferentes concentrações de íons nos respectivos compartimentos. Calcule o potencial gerado pelas seguintes células de concentração: a) Uma barra de Cu(s) mergulhada numa solução contendo 0,0010 mol/l de Cu 2+ em contato elétrico com outra barra de Cu(s) em mergulhada numa solução contendo 0,010 mol/l de Cu 2+.

Para determinar quem vai oxidar ou reduzir, é necessário calcular o potencial fora das condições padrão para o Cu 2+ com concentrações 0,0010 mol/l e 0,010 mol/l. Cu 2+ + 2 e Cu E 0 red = +0,34 e Para [Cu 2+ ]=0,0010: Para [Cu 2+ ]=0,010: Se E 2 > E 1, a semireação 2 tem maior tendência em sofrer redução que a semireação 1, assim: Semireação de oxidação: Cu Cu 2+ (0,0010mol/L)+ 2 e E 0 ox = 0,25 Semireação de redução: Cu 2+ (0,010mol/L) + 2 e Cu E 0 red = + 0,28 Reação total: Cu 2+ (0,010mol/L) Cu 2+ (0,0010mol/L) E 0 = (0,25 + 0,28) = +0,03 b) Um metal inerte, como a platina (Pt), mergulhada numa solução ácida de ph = 4,0, em contato elétrico com outro eletrodo de platina mergulhado numa solução ácida de ph = 3,0. Ambas soluções contem H 2 sob pressão de 1 bar. Dica: ph = log [H + ] Neste caso, o par redox é H + /H 2. Para determinar quem vai oxidar ou reduzir, é necessário calcular o potencial fora das condições padrão para o ph = 4 e ph = 3. 2 H + + 2 e H 2 E 0 red = 0 e Para ph = 4; [H + ]= 10 4 mol/l : Para ph = 3; [H + ] = 10 3 mol/l: Se E 2 > E 1, a semireação 2 tem maior tendência em sofrer redução que a semireação 1, assim: Semireação de oxidação: H 2 2 H + (ph = 4) + 2 e E 0 ox = +0,23 Semireação de redução: 2 H + (ph = 3) + 2 e H 2 E 0 red = 0,17 Reação total: H + (ph = 3) H + (ph = 4) E 0 = (+0,23 0,17) = +0,06 Eletrólise 9. Uma carga total de 96,5 kc passa através de uma célula eletrolítica. Determine a quantidade de substância produzida em cada caso: a) massa (em gramas) do metal prata a parir de uma solução de nitrato de prata. Ag + + 1e Ag (1 mol de e produz 1 mol de Ag) Q = i.t = n e.f Q = 96500 C; F = 96485 C/mol ~96500 C/mol mol; n Ag = 1 mol

b) volume de gás cloro (em litros, a 273 K e 1,0 atm) a partir de uma solução de salmoura (solução concentrada de NaCl). 2 Cl Cl 2 + 2e (2 mol de e são liberados quando forma 1 mol de Cl 2 ) n e = 1 mol (calculado acima) n Cl2 = 0,5 mol Considerando Cl 2 como um gás perfeito, nessas condições de p e T, 1 mol de gás perfeito tem = 22,4 L. Assim, 0,5 mol de Cl 2 terá 11,2 L. c) massa (em gramas) de cobre a partir de uma solução de CuCl 2. Cu 2+ + 2e Cu (2 mol de e formam 1 mol de Cu) n e = 1 mol (calculado acima) n Cu = 0,5 mol 10. Quanto tempo é necessário para depositar, por galvanização, 1,50 g de prata a partir de uma solução de AgNO 3 (nitrato de prata), usando uma corrente de 13,6 ma? m Ag = 1,50g; mol Ag + + 1e Ag (para produzir 1 mol de Ag é necessário 1 mol de e) n e = n Ag = 0,0139 mol Q = i.t = n.f; s ~1s 11. Utilizando os dados do exercício acima, qual é a massa de cobre depositada a partir de uma solução de CuSO 4 (sulfato de cobre II), utilizandose a mesma corrente e o mesmo tempo de eletrólise? n e = 0,0139 mol (exercício anterior) Cu 2+ + 2e Cu (é preciso 2 mol de e para formar 1 mol de Cu) n Cu = ½n e = 0,00695 mol 12. Em 1980, 82 pesquisadores do Nacional Bureau of Standarts publicaram um novo valor para a constante de Faraday, obtida por meio da eletrólise da prata e uma nova massa atômica para a mesma. Num dos experimentos, verificouse que 4.999,5612 mg de prata foram depositados por uma corrente de 0,20383818 A por um período de 21.939,2099 s. A nova massa atômica da prata é igual a 107,86815 g/mol. Use estes dados para calcular o novo valor da constante de Faraday. mol e n Ag = n e ; então C/mol