LISTA DE EXERCÍCIOS – Eletroquímica

DISCIPLINA: Química Geral e Inorgânica
PERÍODO:
CURSO: Engenharia de Produção
e sistemas
LISTA DE EXERCÍCIOS – Eletroquímica
1. Indique o número de oxidação de cada átomo nos compostos abaixo:
a) CO; C: +2 e O: -2
b) CO2; C: +4 e O: -2
c) O2; zero
d) HCl; H: +1 e Cl: -1
e) H2SO4; H: +1; S:+6 ; O: -2
f) PbO2; Pb: +4 e O: -2
g) Zn2+; +2
h) Mg zero
2. Classifique cada uma das semi-reações abaixo como oxidação ou
redução:
a) Ca(s)  Ca2+(aq) oxidação
b) Fe3+(aq)  Fe2+(aq) redução
c) NO3-(aq)  NO(g) redução
d) OH-(aq)  O2(g) oxidação
e) Cl2(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) Cr2O3(s) + Al(s)  Cr(s) + Al2O3(s)
Espécie reduzida: Cr2O3
Espécie oxidada: Al
b) NO3-(aq) + Sn2+ + H+(aq)  NO2(g) + H2O + Sn4+(aq)
Espécie reduzida: NO3Espécie oxidada: Sn2+
c) Fe3+(aq) + I-(aq)  Fe2+(aq) + I2(s)
Espécie reduzida: Fe3+
Espécie oxidada: Id) FeO(s) + CO(g)  Fe(s) + CO2(g)
Espécie reduzida: FeO
Espécie oxidada: CO
e) CO2(g) + C(s)  CO(g)
Espécie reduzida:CO2
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 Fe2+ por tratamento com ácido clorídrico (HCl),
1,0 mol/L;
Semi-reação de oxidação: Fe(s)  Fe2+(aq) + 2 e- E = +0,44 V
Semi-reação de redução: 2 H+(aq) + 2 e-  H2(g) E = 0
Reação total: Fe + 2 H+  Fe2+ + H2 E = +0,44 V
E > 0 – Reação espontânea
b) Cu(s) será oxidado a Cu2+ por tratamento com ácido clorídrico (HCl),
1,0 mol/L;
Semi-reação de oxidação: Cu(s)  Cu2+ + 2 e- E = -0,34 V
Semi-reação de redução: 2 H+(aq) + 2 e-  H2(g) E = 0
Reação total: Cu + 2 H+  Cu2+ + H2 E = -0,34V
E < 0 – Reação não é espontânea
c) Cu(s) será oxidado a Cu2+ por tratamento com ácido nítrico (HNO3),
1,0 mol/L.
Semi-reação de oxidação: 3Cu(s)  3Cu2+ + 6 e- E = -0,34 V
Semi-reação de redução:2NO3-(aq) + 8H+(aq) + 6e-  2NO(g) + 4H2O(l) E = 0,96V
Reação total: 3Cu + 2NO3- + 8H+ 3Cu2+ + 2NO + 4H2O E = 0,62 V
E > 0 – Reação espontânea
5. Calcule o potencial padrão (E0) de cada reação abaixo:
a) Al(s) + NO3-(aq) + 4 H+(aq)  NO(g) + 2 H2O + Al3+(aq)
Semi-reação de oxidação: Al(s)  Al3+(aq) + 3 e- E = 1,66 V
Semi-reação de redução: NO3-(aq) + 4H+(aq) + 3e-  NO(g) + 2H2O(l) E = 0,96V
Reação total: Al + NO3- + 4H+ Al3+ + NO + 2H2O E = 2,62 V
b) Fe(s) + 2 H2O  Fe(OH)2(s) + H2(g)
Semi-reação de oxidação: Fe(s)  Fe2+(aq) + 2 e- E = +0,44 V
Semi-reação de redução: 2 H2O(l) + 2 e-  H2(g) + 2OH-(aq) E = -0,83 V
Reação total: Fe + H2O  Fe2+ + 2OH- + H2 E = -0,39 V
6. Para a pilha galvânica Zn(s) + 2 H+(aq)  Zn2+(aq) + H2(g), responda as
seguintes questões:
a) Estabeleça a equação de Nerst para esta pilha, relacionando o
potencial (E) com o potencial padrão (E0).
Equação de Nerst:
Sendo que:
,
constantes e E0 é dado pela soma dos
E0 de cada semi-reação:
Semi-reação de oxidação: Zn(s)  Zn2+(aq) + 2 e- E0ox = +0,76 V
Semi-reação de redução: 2 H+ + 2 e-  H2(g)
E0red = 0
Reação total: Zn + 2H+  Zn2+ + H2 E0 = +0,76 V
Equação de Nerst para essa reação será:
, sendo que para T = 298 K,
b) Calcule a diferença de potencial quando temos as seguintes
concentrações:
[Zn2+] = 1,0 mol/L
[H+] = 1,0.10-3 mol/L
[H2] = 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) + Cu2+(0,10 mol/L)  Cu(s) + Fe2+(0,010 mol/L)
Semi-reação de oxidação: Fe  Fe2+ + 2 e- E0ox = +0,44 V
Semi-reação de redução: Cu2+ + 2 e-  Cu E0red = +0,34 V
Reação total: Fe + Cu2+  Fe2+ + Cu E0 = +0,78 V
Equação de Nerst:
[Cu2+] = 0,10 mol/L; [Fe2+] = 0,010 mol/L
V
b) Cu(s) + 2 H+(0,10 mol/L)  Cu2+(0,0010 mol/L) + H2(1 atm)
Semi-reação de oxidação: Cu  Cu2+ + 2 e- E0ox = -0,34 V
Semi-reação de redução: 2 H+ + 2 e-  H2 E0red = 0
Reação total: Cu + 2H+  Cu2+ + H2 E0 = -0,34 V
Equação de Nerst:
[Cu2+] = 0,0010 mol/L; [H+] = 0,10 mol/L
V
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 Cu2+ em contato elétrico com outra barra de Cu(s) em
mergulhada numa solução contendo 0,010 mol/L de Cu2+.
Para determinar quem vai oxidar ou reduzir, é necessário calcular o
potencial fora das condições padrão para o Cu2+ com concentrações
0,0010 mol/L e 0,010 mol/L.
Cu2+ + 2 e-  Cu E0red = +0,34 V e
Para [Cu2+]=0,0010:
V
Para [Cu2+]=0,010:
V
Se E2 > E1, a semi-reação 2 tem maior tendência em sofrer redução
que a semi-reação 1, assim:
Semi-reação de oxidação: Cu  Cu (0,0010mol/L)+ 2 e E ox = -0,25 V
2+
0
Semi-reação de redução: Cu (0,010mol/L) + 2 e  Cu E red = + 0,28 V
2+
2+
0
Reação total: Cu (0,010mol/L) Cu (0,0010mol/L) E = (-0,25 + 0,28) = +0,03V
2+
-
0
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 H2 sob pressão de 1 bar. Dica: pH = - log [H+]
Neste caso, o par redox é H+/H2. 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-  H2 E0red = 0 V e
Para pH = 4; [H+]= 10-4 mol/L :
V
Para pH = 3; [H+] = 10-3 mol/L:
V
Se E2 > E1, a semi-reação 2 tem maior tendência em sofrer redução
que a semi-reação 1, assim:
Semi-reação de oxidação: H2  2 H (pH = 4) + 2 e E ox = +0,23 V
+
0
Semi-reação de redução: 2 H (pH = 3) + 2 e  H2 E red = -0,17 V
+
+
0
Reação total: H (pH = 3)  H (pH = 4) E = (+0,23 - 0,17) = +0,06V
+
-
0
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 = ne.F
Q = 96500 C; F = 96485 C/mol ~96500 C/mol
mol; nAg = 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-  Cl2 + 2e (2 mol de e são liberados quando forma 1 mol de Cl2)
ne = 1 mol (calculado acima)
nCl2 = 0,5 mol
Considerando Cl2 como um gás perfeito, nessas condições de p e T,
1 mol de gás perfeito tem V = 22,4 L.
Assim, 0,5 mol de Cl2 terá 11,2 L.
c) massa (em gramas) de cobre a partir de uma solução de CuCl2.
Cu2+ + 2e  Cu (2 mol de e formam 1 mol de Cu)
ne = 1 mol (calculado acima)
nCu = 0,5 mol
10. Quanto tempo é necessário para depositar, por galvanização, 1,50 g de
prata a partir de uma solução de AgNO3 (nitrato de prata), usando uma
corrente de 13,6 mA?
mAg = 1,50g;
mol
Ag+ + 1e  Ag (para produzir 1 mol de Ag é necessário 1 mol de e)
ne = nAg = 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),
utilizando-se a mesma corrente e o mesmo tempo de eletrólise?
ne = 0,0139 mol (exercício anterior)
Cu2+ + 2e  Cu (é preciso 2 mol de e para formar 1 mol de Cu)
nCu = ½ne = 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, verificou-se 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 nAg = ne; então
C/mol