Eletroquimica Parte1 resolucao

PAGQuímica – Eletroquímica
Atenção: detectamos que em diversos exercícios a resolução
escaneada e colada após o enunciado não corresponde à
resolução correta. Agradecemos que tais exercícios nos
sejam comunicados via fórum e, se alguém dispuser de uma
resolução correta e compreensível e desejar compartilhá-la
com o grupo poderá fazê-lo através da ferramenta “Carregar
Arquivo” disponível abaixo. Desde já agradecemos
Equipe PAGQuímica
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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 ! de cada uma?
d) Qual delas é espontânea?
1.
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2. a) qual a constante de equilíbrio para a reação Fe(s) + Cd2+(aq) " Fe2+(aq) + Cd(s)?
b) se a concentração de Cd2+ for mantida em 0,1 mol/L, qual a concentração mínima de
Fe2+ capaz de inverter o sentido da reação?
2.
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3. a) qual o melhor agente redutor? Ni ou Al? Justifique.
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b) dado o diagrama de potenciais padrão de redução (#°) para as espécies de rênio em
meio básico, calcular os valores de #° indicados.
ReO4-
0,89 V ReO3 0,45 V
?
0,76 V
?
ReO2
?
Re2O3
0,33 V
Re
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4. Quantos gramas de ácido nítrico são necessários para se oxidar 100 g de cobre? A
reação é HNO3 (aq) + Cu (s) " Cu(NO3)2 (aq) + NO (g)
4
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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.
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6. Calcule a constante de equilíbrio da reação não balanceada abaixo, dizendo se ela é
viável ou não a 25o C:
Br - + MnO4 - " Mn 2+ + Br2 (l) (meio ácido)
6
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1,47x1075
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7. Com a semi-reação Ag2CrO4 (s) + 2 e- " 2 Ag (s) + CrO42- (aq) cujo #o = 0,446 V e
uma outra a ser retirada da tabela de potenciais, calcule o KPS do cromato de prata.
9.7.
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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 semi-células
em que os dois potenciais de redução são negativos. Justifique.
d) no mar não se encontra o íon sulfeto (S2-). Todo o enxofre encontra-se na forma de
sulfato (SO42-). 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?
8.
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9. a) explique a diferença entre uma célula galvânica e uma célula eletrolítica.
Cite exemplos.
b) comente os sinais de # e !G para as reações em cada tipo de célula.
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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.
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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-
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11. O que acontece quando se mergulha uma placa de cobre metálico num recipiente
contendo 1,0 mol/L de Zn2+ ? E quando se mergulha uma placa de zinco metálico num
recipiente contendo uma solução 1,0 mol/L Cu2+? Justifique suas respostas.
11.
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12. Responda, conhecendo os potenciais padrão de redução para as semi-reações
abaixo: Ag+ + e- " Ag e Cu2+ + 2 e- " Cu
a) numa mistura de Ag+ (1 mol/L), Ag, Cu2+ (1 mol/L) e Cu, quem se oxida e quem se
reduz? Em que proporção?
b) quem cede e quem recebe elétrons?
12.
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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)?
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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.
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14. Os metais possuem diferentes tendências de sofrer corrosão, um processo natural
de oxidação. A corrosão pode ser relacionada com a facilidade de obter 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.
Gabarito: V/V/F/V
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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 Hg22+ (aq) + 4 Ag (s) + 6 e- " 2 Ag2Hg3 (s), cujo eo 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
15.
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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 H2S. Esse
H2S é oxidado a SO2 (o subproduto é água) na presença de quantidades controladas de
O2. É então feita a mistura gasosa H2S/SO2 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.
16.
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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 K2SO4 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.
f) é possível o funcionamento de uma pilha galvânica formada por duas semi-células em
que os dois potenciais de redução são negativos.
17.
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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 #ored seja positivo a soluções 1 mol/L de H+.
j) o ouro (#ored = 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 #ored positivos, formando H2 e
OH-.
g
h
i
j
k
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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 Zn2+.
l
m
n
o
p
q
l
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q) quanto mais positivo for o potencial de redução de uma espécie, menor o seu
m oxidante.
poder
r) quanto maior o potencial de uma célula, maior é a energia-livre do processo
redox envolvido.
n
s) em uma molécula diatômica heteronuclear, o elemento mais eletronegativo tem
nox positivo.
o célula Zn (s) | Zn2+ (aq) || Zn2+ (aq) | Zn (s) nunca poderá produzir corrente
t) uma
elétrica.
u) para reduzir um mol de Zn+2 a Zn é preciso que um mol de elétrons circule na
p
célula.
q
r
s
t
u
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v) uma célula Cu (s) | Cu2+ (aq) || Cu2+ (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.
v)
w)
x)
y)
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z) adicionando-se Cr (s) e Zn (s) a uma solução contendo Cr3+ e Zn2+ 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) | Cu2+ (aq) || Cu2+ (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.
z)
aa)
ab)
ac)
reagentes
m
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n em uma molécula diatômica heteronuclear, o elemento mais eletronegativo tem nox
ad)
negativo.
o toda célula galvânica pode ser transformada em eletrolítica, mediante aplicação de
ae)
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
p mesmo sal na forma de solução aquosa.
do
ag) para reduzir um mol de Cu+2 a Cu é preciso que um mol de elétrons circule na
célula.
q
rad)
s
ae)
t
af)
u
ag)
aa)
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18. Dada a célula Pt/Cr2O72- (0,0245 mol/L), H+ (0,85 mol/L), Cr3+ (0,0272 mol/L)//
NaBr (0,050 mol/L)/Br2(l)/Pt(s).
a) Faça um desenho da célula, indicando o ânodo e o cátodo
b) calcule o potencial dessa pilha.
18.
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