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Lista-EQUILIBRIO_REDOX_2021_1_GABARITO

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UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA 
INSTITUTO DE QUÍMICA // DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ANALÍTICA 
QUI B36 – QUÍMICA ANALÍTICA IIA – Profª Daniele Muniz – 2021.1 
 
 
LISTA DE EXERCÍCIOS – Equilíbrio e volumetria redox 
 
1. Considere as seguintes reações de oxidação-redução: 
 
a) 2H+ + Sn(s)  H2(g) + Sn2+ 
b) Ag+ + Fe2+  Ag(s) + Fe3+ 
c) Sn4+ + H2(g)  Sn2+ + 2H+ 
d) 2Fe3+ + Sn2+  2Fe2++ Sn4+ 
d) Sn2+ + Co(s)  Sn(s) + Co2+ 
 
I) Escreva cada processo líquido em termos das duas semi-reações balanceadas. 
II) Expresse cada semi-reação como redução. 
III) Organize as semi-reações do item (b) em ordem decrescente de eficiência como receptores de elétrons 
 
2. Para montar uma célula, dispõe-se dos materiais listados abaixo: 
Materiais  uma placa de magnésio 
 um fio condutor  uma placa de zinco 
 dois béqueres  solução de MgSO4 a 1 mol/L 
 uma ponte contendo KNO3  solução de ZnSO4 a 1 mol/L 
 
a) O que ocorre com as placas dos metais Zn e Mg? Justifique. 
b) Calcule o potencial da célula na condição padrão. R: E = + 1,61V 
c) O potencial da célula aumentaria ou diminuiria quando [MgSO4] = 0,01 mol/L e [ZnSO4] = 0,1 mol/L? 
Justifique através de cálculos. Calcule a constante de equilíbrio nesta condição. 
R: E = + 1,43V ; K= 2,04x1048 
d) Qual a função da ponte salina? 
e) Escreva esta célula em esquema de barras 
 
3. Calcule a informação requerida das seguintes reações redox. 
a) Zn(s) | Zn 2+(aq) ( ? mol L-1) || Co2+(aq) 5,95 x 10 -3 (mol L-1) | Co(s), Ecel = 0,45 V R: 9,77 x 10-2 mol/L 
b) Pt / Fe3+ (0,010 mol/L), Fe2+ (0,0010 mol/L) // Ag+ (0,0350 mol/L) / Ag(s) Ecel = ? R: E = - 0,12V 
c) Cr(s) / Cr3+ (0,10 mol L-1) // Pb2+ (1,00x10-5 mol L-1 ) / Pb(s) Ecel = ? R: E = 0,49V 
d) Cu(s) / Cu2+ (0,80mol L–1) // Cl–(0,10 mol L–1) / Cl2(g, 1,6atm) | Pt(s) Ecel = ? R: E = 1,09V 
 
4. Dada a célula eletroquímica: Zn(s) / Zn(NO3)2 (aq) // AgNO3 (aq) / Ag(s) 
a) Escreva equação química da reação 
b) Calcule o potencial padrão da célula (concentrações = 1 mol L-1, T = 25 ºC) R: E = 1,56V 
c) Essa célula é eletrolítica ou galvânica? 
d) Calcule o potencial da célula se: [Zn2+] = 0,3 mol L-1 e [Ag+] = 1,5 mol L-1 R: E = 1,58V 
 
 
5. Numa aula de Química Analítica, um grupo de alunos foi orientado a montar uma célula 
eletroquímica em solução aquosa. O grupo decidiu fazer isso usando eletrodos de Prata e de 
Níquel. Sobre a célula eletroquímica a ser montada pelos alunos e, com base nos conhecimentos 
de eletroquímica, faça o que se pede a seguir. 
a) Escrever as reações das meias- células e a reação total; 
b) Indique qual eletrodo será o catodo e qual será o anodo. Justifique. 
c) Determine o potencial-padrão E° da pilha na condição padrão. R: E = 1,05V 
d) Calcule a constante de equilíbrio na condição padrão. R: Keq = 2,97 x 1035 
e) Determine o potencial E da pilha, quando as concentrações dos íons prata e níquel foram 0,20 mol L-1 e 
0,01 mol L-1, respectivamente. R: E = 1,58V 
f) Baseado na resposta do item anterior, esse processo é espontâneo? Justifique. 
g) Represente a célula em esquema de barras. Identificar e explicar o significado de todos os símbolos 
usados. 
7. Considere a semi-reação: As(s) + 3H++ 3e-  AsH3 (g) Eº = - 0,238 V 
a) Escreva a equação de Nernst para a semi-reação 
b) Calcule o potencial quando pH = 3 e pAsH3 = 1 torr (760 torr = 1 atm) R: E = - 0,36V 
 
8. Calcule a constante de equilíbrio de cada uma das reações I e II abaixo considerando a condição 
padrão. Baseado nos valores encontrados indique qual as reações têm maior tendência a ocorrer 
justificando a sua resposta. R: Reação I Keq= 3,16 x 1062 ; Reação II Keq= 4,18 x 1046 
Reação I Reação II 
MnO4 - + 5 Fe2+ + 8H+  Mn2+ + 5 Fe3+ + 4H2O MnO4 - + 3Fe2+ + 4H+  MnO2 + 3Fe3+ + 2H2O 
Dados: Dados: 
MnO4 - + 8H+ + 5 e-  Mn2+ + 4H2O (Eº = 1,51 V) MnO4 - + 4H+ + 3 e-  Mn2+ + 2H2O (Eº = 1,69 V) 
Fe3+ + e-  Fe2+ (Eº = 0,77 V) Fe3+ + e-  Fe2+ (Eº = 0,77 V) 
 
9. Na titulação de 25,00 mL de uma solução aquosa que contém Fe2+, utilizando uma solução 0,0200 
mol L-1 de dicromato de potássio, em meio ácido, tem lugar a reação abaixo, onde são consumidos 
20,00 mL da solução de dicromato de potássio. 
Fe2+(aq) + Cr2O72-(aq) + H+ (aq)  Fe3+ (aq) + Cr3+ (aq) + H2O 
 
a) Considerando o processo de oxirredução balancei a equação 
b) De acordo com a equação do item anterior, identifique o agente oxidante e o agente redutor. 
c) Calcule a concentração molar do íon ferro (II) na solução titulada. R: 0,09600 mol L-1 
 
10. Ferro (II) é determinado por titulação de oxi-redução com uma solução de KMnO4 0,0206 mol L-1 
em meio ácido, segundo a reação: 
MnO4-(aq) + 5Fe2+ (aq) + 8H+(aq) Mn2+(aq) +5Fe3+ (aq)+4H2O(l) 
a) Indique o método volumétrico indicado. 
b) Indique o agente oxidante e o agente redutor. 
c) Defina a proporção estequiométrica entre titulante e o analito. 
d) Durante a titulação, foram consumidos 40,71 mL de KMnO4. Determine a massa de Fe2+ (em mg) 
existente na solução. R: 234 mg 
 
11. Num laboratório foi analisado um medicamento indicado para anemia ferropriva, o sulfato 
ferroso na forma de comprimidos. Outra forma de comercialização do medicamento consiste no 
sulfato ferroso acondicionado em cápsulas. Para verificar se o medicamento está em conformidade 
com a bula, um analista da ANVISA, formando em Farmácia, executou uma análise através da 
volumetria de oxirredução, utilizando-se uma solução de permanganato de potássio (KMnO4) de 
concentração 0,02016 mol/L. Para isso, uma cápsula da amostra foi dissolvida em um balão 
volumétrico de 50,00 mL com água, transferida para um erlenmeyer e titulada. A titulação foi 
realizada em pH 0,5 e gastou-se 15,34 mL do titulante. 
a) Identifique o titulante e o titulado. Trata-se de uma oxidimetria ou redutimetria? 
b) Calcule o potencial no ponto de equivalência. ANULADA 
c) Determine a concentração, em mol/ L e g/L, de sulfato ferroso acondicionado nas cápsulas. (MM 
FeSO4= 151,9 g/mol) R: 4,697 g/L e 0,00309 mol/L

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