Resolução Lista 3 de Eletroquímica

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1. No intervalo de um jogo de futebol da seleção brasileira, para aliviar a tensão, 
Vinícius resolveu aplicar seus conhecimentos de química, e descobriu qual o desgaste 
da cápsula de zinco da pilha de seu rádio, durante os 90 minutos da partida. Dados: 
1F = 96500C e massa molar de Zn = 65,0 g/mol 
Considerando que a quantidade de carga envolvida é igual a 1930C, a cápsula de Zinco 
da pilha sofreu um desgaste de: 
a) 0,1625 g b) 0,1300 g c) 0,3275 g d) 0,6500 g e) 0,7630 g 
 
Como estamos atrás da massa de zinco que oxidou - sofreu desgaste - , podemos usar a 
seguinte expressão para conseguir ela: 
𝑛𝑍𝑛 =
𝑚
𝑀𝑀
⟹ 𝑚 = 𝑛𝑍𝑛. 𝑀𝑀 
Ela nos dá a massa 𝑚 a partir da massa molar do zinco que nos foi dada ( 𝑀𝑀 =
65,0 𝑔/𝑚𝑜𝑙) e do número de mols de zinco (𝑛𝑍𝑛). Para conseguir o número de mols de 
zinco, temos outra equação, que relaciona a constante de Faraday (𝐹 = 96500 𝐶/𝑚𝑜𝑙), 
a quantidade de carga que também nos foi dada (𝑄 = 1930) e o número de mols de 
elétrons liberados (𝑛𝑒−) 
𝑄 = 𝐹. 𝑛𝑒− ⟹ 𝑛𝑒− =
𝑄
𝐹
 
Substituindo os dados: 
𝑛𝑒− =
1930 𝐶
96500 𝐶. 𝑚𝑜𝑙−1
= 0,02 𝑚𝑜𝑙 
Agora, vamos lembrar da semirreação de oxidação do Zn: 
𝑍𝑛 ⟶ 𝑍𝑛+2 + 2𝑒− 
Como podemos ver, a cada dois elétrons liberados, temos um íon de zinco liberado, ou 
seja, sempre há duas vezes mais elétrons liberados do que íons de zinco. Portanto, o 
número de mols de zinco é sempre a metade do número de mols de elétrons: 
𝑛𝑍𝑛 =
𝑛𝑒−
2
=
0,02 𝑚𝑜𝑙
2
= 0,01 𝑚𝑜𝑙 
Agora, com o 𝑛𝑍𝑛 e o 𝑀𝑀, podemos calcular 𝑚 
𝑚 = 𝑛𝑍𝑛. 𝑀𝑀 
𝑚 = 0,01 𝑚𝑜𝑙. 65,0
𝑔
𝑚𝑜𝑙
= 0,65𝑔 
2. "Uma corrente de 0,100 ampere atravessa uma solução aquosa que contém íons 
níquel. Após 32 minutos e 10 segundos verifica-se no catodo um depósito de 0,0587g 
de níquel." 
O número de faradays que atravessou essa solução e o número da carga do íon níquel 
são, respectivamente: 
Dado: Ni = 58,7 
a) 1,00×10-3; 2 b) 2,00×10-3; 2 c) 3,00×10-2; 3 d) 2,00×10-3; 3 e) 3,00×10-2; 2 
 
O “número de faradays” que o enunciado se refere é o 𝑛𝑒−, da expressão: 
𝑄 = 𝐹. 𝑛𝑒− ⟹ 𝑛𝑒− =
𝑄
𝐹
 
Isso fica mais claro quando lembramos que: se temos 1 mol, temos 𝑛𝐹 = 1𝐹: se temos 3 
mols, logo 𝑛𝐹 = 3𝐹 etc. 
F nos foi dado na última questão, portanto precisamos de 𝑄 apenas. Para isso, 
recorreremos a equação que define a corrente elétrica (𝐼) 
𝐼 =
𝑄
∆𝑇
⟹ 𝑄 = 𝐼. ∆𝑇 
A corrente nos foi dada (𝐼 = 0,1 𝐴), mas precisamos converter o tempo em segundos: 
∆𝑇 = 32𝑚𝑖𝑛. 60 𝑠/𝑚𝑖𝑛 + 10𝑠 = 1930 𝑠. 
Podemos agora descobrir 𝑄 
𝑄 = 𝐼. ∆𝑇 
𝑄 = 0,01 𝐴. 1930 𝑠 = 193 𝐶 
Sabemos, portanto, 𝑛𝑒− 
𝑛𝑒− =
𝑄
𝐹
 
𝑛𝑒− =
193 𝐶
96500 𝐶. 𝑚𝑜𝑙−1
= 0,002 𝑚𝑜𝑙 = 2.10−3𝑚𝑜𝑙 
Agora que temos 𝑛𝑒− precisamos saber a carga do íon níquel. Como? Se olharmos o 
exercício anterior, vemos que tem uma relação entre o número de mols e a carga do íon. 
Como o íon zinco possui NOX = +2, e 1 zinco, por exemplo, libera 2 elétrons, o mol de 
elétrons liberados é sempre o dobro do de íons de zinco, ou seja: 𝑛𝑒− = 𝑛𝑍𝑛. 2. Se fosse 
o Alumínio com NOX = +3, o número mols de elétrons liberados é sempre o triplo do 
número de mols de íons alumínio 𝑛𝑒− = 𝑛𝑍𝑛. 3. Logo: 
𝑛𝑒− = 𝑛í𝑜𝑛|𝑁𝑂𝑋| ⟹ |𝑁𝑂𝑋| =
𝑛𝑒−
𝑛í𝑜𝑛
 
Portanto, para saber o |NOX|, precisamos do número de mols de íons de níquel. Vamos 
usar a massa molar (𝑀𝑀 = 58,7 𝑔/𝑚𝑜𝑙) e a massa de níquel dadas (𝑚 = 0,0587 𝑔). 
𝑛𝑁𝑖 =
𝑚
𝑀𝑀
⟹
0,0587 𝑔
58,7𝑔/𝑚𝑜𝑙
= 0,001 𝑚𝑜𝑙 
Portanto, o |NOX| é: 
|𝑁𝑂𝑋| =
𝑛𝑒−
𝑛í𝑜𝑛
 
|𝑁𝑂𝑋| =
0,002
0,001
= 2 
3. Em duas cubas eletrolíticas, ligadas em série, ocorrem as reações, cujas equações 
são mostradas a seguir, pela passagem de uma corrente elétrica de 1 Ampére: 
cuba A: Ag+ (aq) + e- → Ag0 (s) 
cuba B: 2 H+ (aq) + 2e- → H2 (g) 
 
Dados: 1A= 1C.s-1 Pede-se: 
a) o tipo de reação que está ocorrendo; 
b) a denominação do eletrodo onde ocorrem essas reações; 
c) o tempo necessário para que ocorra a deposição de 1,08g de prata; 
d) o volume, em litros nas CNTP, do hidrogênio produzido durante o tempo 
determinado na letra c. 
 
a) Como o potencial de redução do Ag (+0,80) é maior do que o do H (0), o Ag irá reduzir. 
Logo, as semirreações ficam: 
Cuba A: 𝐴𝑔+ + 𝑒− → 𝐴𝑔 
Cuba B: 𝐻2 → 2𝐻
+ + 2𝑒− 
b) Como a prata reduz, seu eletrodo é um cátodo; como o hidrogênio oxida, seu eletrodo 
é um ânodo. 
c) Para o descobrir o tempo: 
𝐼 =
𝑄
∆𝑇
⟹ ∆𝑇 =
𝑄
𝐼
 
Se temos o 𝐼 = 1 𝐴 precisamos do 𝑄. Para descobri-lo: 
𝑄 = 𝑛. 𝐹 
Se temos o 𝐹 = 96500 𝐶/𝑚𝑜𝑙, precisamos do 𝑛. Para descobri-lo: 
𝑛 =
𝑚
𝑀𝑀
 
Sendo 𝑚 = 1,08𝑔 e, procurando na tabela periódica, 𝑀𝑀 = 108 𝑔/𝑚𝑜𝑙, logo: 
𝑛 =
1,08
108
= 0,01 𝑚𝑜𝑙 
Logo, para 𝑄: 
𝑄 = 0,01 𝑚𝑜𝑙. 96500 𝐶/𝑚𝑜𝑙 = 965 𝐶 
Portanto, o ∆𝑇 será: 
∆𝑇 =
965 𝐶
1 𝐴
=
965 𝐶
1 𝐶. 𝑠−1
= 965 𝑠 
d) Se o volume molar de qualquer gás na CNTP é igual a 22,4 𝑚𝑜𝑙/𝐿 , logo, para 
0,01 𝑚𝑜𝑙: 
𝑉 = 22,4 𝑚𝑜𝑙/𝐿. 0,01 𝑚𝑜𝑙 = 0,224 𝐿 
 
4. Durante uma eletrólise, a única reação que ocorreu no catodo foi a deposição de 
certo metal. Observou-se que a deposição de 8,81 gramas de metal correspondeu à 
passagem de 0,300mols de elétrons pelo circuito. Qual das opções a seguir contém o 
metal que pode ter sido depositado? 
Dados: Massas atômicas 
Ni = 58,71; Zn = 65,37; Ag = 107,87; Sn = 118,69; Pb = 207,19 
a) Ni. 
b) Zn. 
c) Ag. 
d) Sn. 
e) Pb. 
Vamos tentar fazer do modo mais intuitivo possível. Atenção que o 0,3 mol é o mol de 
ELÉTRONS. Para saber a massa molar precisamos do mol de metal. Como fazemos isso? 
Checando a carga de cada íon de cada metal. Começando pelo 𝑁𝑖: 
𝑁𝑖 → 𝑁𝑖+2 + 2𝑒− 
Então, vemos uma relação 1 para 2 entre níquel e elétrons. Portanto, se 2 mols de elétrons 
equivalem a 1 mol de níquel, 0,3mol de elétrons serão 0,15mol de níquel. Usando este 
valor na equação para calcular a massa molar: 
𝑀𝑀 =
𝑚
𝑛
 
𝑀𝑀 =
8,81 𝑔
0,150 𝑚𝑜𝑙
= 58,73𝑔/𝑚𝑜𝑙 
Por sorte, o níquel é o metal certo. Se repetirmos o raciocínio para os outros veremos o 
quão distantes serão os resultados. 
 
5. Este teste se refere ao elemento galvânico esquematizado a seguir. Assinale a 
afirmação FALSA em relação ao que vai ocorrer quando a chave C é ligada: 
 
 
 
a) A corrente elétrica convencional vai circular no sentido anti-horário. 
b) Elétrons irão circular pelo fio da esquerda para a direita. 
c) Ânions nitrato vão migrar, através da membrana porosa, da direita para a 
esquerda. 
d) A concentração de ZnSO4 do lado esquerdo vai aumentar. 
e) Cátions de zinco vão migrar, através da membrana porosa, da esquerda para a 
direita. 
 
a) CORRETA: Essa pode confundir, mas atenção ao nome usado “corrente elétrica 
convencional”. O fluxo de elétrons vai do zinco para a prata. Show. Mas a sentido da 
corrente elétrica é convencionalmente oposto ao dos elétrons (reclamem com os 
estadunidenses, foi ideia deles) 
b) CORRETA: Como afirmado anteriormente 
c) CORRETA: O eletrodo de Zinco oxida e é o ânodo do sistema, portanto, ele receberá 
os ânions 
d) ERRADO: a concentração de 𝑍𝑛+2 vai aumentar, mas a concentração de sulfatos não 
vai sofrer nenhuma alteração, então não há como formar mais sulfato de zinco. 
e) CORRETO: o cátodo de prata recebe os cátions. 
 
6. (Ufpr 1995) Dados os potenciais de oxi-redução a seguir 
 
Ag+ + 1e-  Ag0 E0= +0,80V 
Fe2+ + 2e-  Fe0 E0= -0,44V 
Al+ + 3e-  Al0 E0= -1,66V 
Cu2+ + 2e-  Cu0 E0= +0,34V 
 
é correto afirmar que: 
01) Uma pilha formada por um eletrodo de ferro em contato com uma solução 
contendo íons Fe2+, e um eletrodo de prata em contato com uma solução 
contendo íons Ag+, ligados por uma ponte salina, apresenta um potencial 
padrão de +1,24V. 
02) Na mesma pilha da alternativa anterior ocorrerá a oxidação da prata com 
formação de Ag+. 
04) A reação2Ag0 + Fe2+ → 2Ag+ + Fe0 é espontânea. 
08) Uma lâmina de alumínio mergulha em uma solução 1mol/L de CuSO4 
apresentará a formação de um depósito de cobre metálico dobre ela. 
16) O alumínio (Aℓ0) é um redutor mais forte do que o ferro (Fe0). 
 
01) CORRETA: A prata tem potencial de redução maior do que do ferro, portanto, ela 
reduz. Fazendo a 𝑑𝑑𝑝: 
∆𝐸° = 𝐸°𝑅𝐸𝐷 𝑚𝑎𝑖𝑜𝑟 − 𝐸°𝑅𝐸𝐷 𝑚𝑒𝑛𝑜𝑟 
∆𝐸° = +0,80 − (−0,44) = 1,24 𝑉 
02) ERRADA: Como vimos, a prata reduz e o ferro oxida. 
03) ERRADA: Na reação apresentadas a prata está oxidando (doando seus elétrons para 
o ferro). Como vimos, a prata reduz e o ferro oxida. 
08) CORRETA: Se ocorre um depósito de cobre metálico, significa que o cobre reduziu 
(foi de 𝐶𝑢+2𝑝𝑎𝑟𝑎 𝐶𝑢0). Vemos que o potencial de redução do cobre é maior que o do 
alumínio, portanto, o cobre realmente reduzirá. 
16) CORRETA: Vamos a confusão de nomes novamente: se o alumínio é um REDUTOR 
mais forte que o ferro, quer dizer que ele é um AGENTE REDUTOR melhor, ou seja, ele 
faz os outros reduzirem com mais eficiência que o ferro, portanto, o alumínio OXIDA, 
mais do que o ferro. Vemos que o potencial de redução do alumínio é menor que o do 
ferro, portanto, realmente, o alumínio oxida melhor, sendo um melhor redutor. 
 
7. Em uma cuba eletrolítica, utilizou-se uma corrente de 3A para depositar toda a 
prata existente em 400ml de uma solução 0,1N de AgNO3. Com base nos dados, 
podemos afirmar que o tempo necessário para realizar a operação foi próximo de: 
Dados: pesos atômicos: Ag = 108; N = 14; O = 16 
1 Faraday = 96500 C 
a) 21 minutos. 
b) 10 minutos 
c) 5 minutos. 
d) 3 minutos. 
e) 2 minutos. 
 
Voltamos às contas! Vamos ao que está sendo pedido: o tempo para reduzir toda prata de 
uma solução. Buscamos o tempo (∆𝑇) 
𝐼 =
𝑄
∆𝑇
⟹ ∆𝑇 =
𝑄
𝐼
 
Temos 𝐼 = 3𝐴. Para 𝑄, usaremos: 
𝑄 = 𝑛𝑒−𝐹 
Temos 𝐹 = 96500 𝐶/𝑚𝑜𝑙 . Para 𝑛𝑒− faremos primeiro o 𝑛𝐴𝑔 , aproveitaremos a 
concentração: 
ℳ =
𝑛𝐴𝑔
𝑉
⟹ 𝑚 = ℳ. 𝑉 
Portanto: 
𝑛𝐴𝑔 = 0,1
𝑚𝑜𝑙
𝐿
. 0,4 𝐿 = 0,04 𝑚𝑜𝑙 
Como a relação prata e elétron é 1:1, temos: 
𝑛𝐴𝑔 = 𝑛𝑒− = 0,04 𝑚𝑜𝑙 
Logo: 
𝑄 = 0,04 𝑚𝑜𝑙. 96500
𝐶
𝑚𝑜𝑙
= 3860 𝐶 
Consequentemente: 
∆𝑇 =
3860 𝐶
3 𝐴
= 1286,667 𝑠 
Convertendo para minutos: ∆𝑇𝑚𝑖𝑛 = 1286,667𝑠.
1𝑚𝑖𝑛
60𝑠
= 21,44 𝑚𝑖𝑛