Lista 01_ELETROQMC com gabarito (1)

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<p>DISCIPLINA: Eletroquímica e Corrosão</p><p>LISTA DE EXERCÍCIOS – Eletroquímica</p><p>1. Indique o número de oxidação de cada átomo nos compostos abaixo:</p><p>a) CO; C: +2 e O: -2</p><p>b) CO2; C: +4 e O: -2</p><p>c) O2; zero</p><p>d) HCl; H: +1 e Cl: -1</p><p>e) H2SO4; H: +1; S:+6 ; O: -2</p><p>f) PbO2; Pb: +4 e O: -2</p><p>g) Zn2+; +2</p><p>h) Mg zero</p><p>2. Classifique cada uma das semi-reações abaixo como oxidação ou</p><p>redução:</p><p>a) Ca(s)  Ca2+</p><p>(aq) oxidação</p><p>b) Fe3+</p><p>(aq)  Fe2+</p><p>(aq) redução</p><p>c) NO3</p><p>-</p><p>(aq)  NO(g) redução</p><p>d) OH-</p><p>(aq)  O2(g) oxidação</p><p>e) Cl2(g)  Cl-(aq) redução</p><p>3. Para cada uma das reações abaixo, indique a substância que contém o</p><p>átomo que foi reduzido (espécie reduzida) e o que foi oxidado (espécie</p><p>oxidada).</p><p>a) Cr2O3(s) + Al(s)  Cr(s) + Al2O3(s)</p><p>Espécie reduzida: Cr2O3</p><p>Espécie oxidada: Al</p><p>b) NO3</p><p>-</p><p>(aq) + Sn2+ + H+</p><p>(aq)  NO2(g) + H2O + Sn4+</p><p>(aq)</p><p>Espécie reduzida: NO3</p><p>-</p><p>Espécie oxidada: Sn2+</p><p>c) Fe3+</p><p>(aq) + I-(aq)  Fe2+</p><p>(aq) + I2(s)</p><p>Espécie reduzida: Fe3+</p><p>Espécie oxidada: I-</p><p>d) FeO(s) + CO(g)  Fe(s) + CO2(g)</p><p>Espécie reduzida: FeO</p><p>Espécie oxidada: CO</p><p>e) CO2(g) + C(s)  CO(g)</p><p>Espécie reduzida:CO2</p><p>Espécie oxidada: C</p><p>Potencial de Eletrodo e Equação de Nerst</p><p>LISTA 01 - EXERCÍCIOS</p><p>4. Usando a série eletroquímica (apresentada ao final dos exercícios),</p><p>decida se:</p><p>a) Fe(s) será oxidado a Fe2+ por tratamento com ácido clorídrico (HCl),</p><p>1,0 mol/L;</p><p>Semi-reação de oxidação: Fe(s)  Fe2+</p><p>(aq) + 2 e- E = +0,44 V</p><p>Semi-reação de redução: 2 H+</p><p>(aq) + 2 e-  H2(g) E = 0</p><p>Reação total: Fe + 2 H+  Fe2+ + H2 E = +0,44 V</p><p>E > 0 – Reação espontânea</p><p>b) Cu(s) será oxidado a Cu2+ por tratamento com ácido clorídrico (HCl),</p><p>1,0 mol/L;</p><p>Semi-reação de oxidação: Cu(s)  Cu2+ + 2 e- E = -0,34 V</p><p>Semi-reação de redução: 2 H+</p><p>(aq) + 2 e-  H2(g) E = 0</p><p>Reação total: Cu + 2 H+  Cu2+ + H2 E = -0,34V</p><p>E < 0 – Reação não é espontânea</p><p>c) Cu(s) será oxidado a Cu2+ por tratamento com ácido nítrico (HNO3),</p><p>1,0 mol/L.</p><p>Semi-reação de oxidação: 3Cu(s)  3Cu2+ + 6 e- E = -0,34 V</p><p>Semi-reação de redução:2NO3</p><p>-</p><p>(aq) + 8H</p><p>+</p><p>(aq) + 6e</p><p>-</p><p> 2NO(g) + 4H2O(l) E = 0,96V</p><p>Reação total: 3Cu + 2NO3</p><p>-</p><p>+ 8H</p><p>+</p><p> 3Cu</p><p>2+</p><p>+ 2NO + 4H2O E = 0,62 V</p><p>E > 0 – Reação espontânea</p><p>5. Calcule o potencial padrão (E0) de cada reação abaixo:</p><p>a) Al(s) + NO3</p><p>-</p><p>(aq) + 4 H+</p><p>(aq)  NO(g) + 2 H2O + Al3+</p><p>(aq)</p><p>Semi-reação de oxidação: Al(s)  Al3+</p><p>(aq) + 3 e- E = 1,66 V</p><p>Semi-reação de redução: NO3</p><p>-</p><p>(aq) + 4H</p><p>+</p><p>(aq) + 3e</p><p>-</p><p> NO(g) + 2H2O(l) E = 0,96V</p><p>Reação total: Al + NO3</p><p>-</p><p>+ 4H</p><p>+</p><p> Al</p><p>3+</p><p>+ NO + 2H2O E = 2,62 V</p><p>b) Fe(s) + 2 H2O  Fe(OH)2(s) + H2(g)</p><p>Semi-reação de oxidação: Fe(s)  Fe2+</p><p>(aq) + 2 e- E = +0,44 V</p><p>Semi-reação de redução: 2 H2O(l) + 2 e-  H2(g) + 2OH-</p><p>(aq) E = -0,83 V</p><p>Reação total: Fe + H2O  Fe2+ + 2OH- + H2 E = -0,39 V</p><p>6. Para a pilha galvânica Zn(s) + 2 H+</p><p>(aq)  Zn2+</p><p>(aq) + H2(g), responda as</p><p>seguintes questões:</p><p>a) Estabeleça a equação de Nerst para esta pilha, relacionando o</p><p>potencial (E) com o potencial padrão (E0).</p><p>Equação de Nerst:</p><p>Sendo que:</p><p>,</p><p>constantes e E0 é dado pela soma dos</p><p>E0 de cada semi-reação:</p><p>Semi-reação de oxidação: Zn(s)  Zn2+</p><p>(aq) + 2 e- E0</p><p>ox = +0,76 V</p><p>Semi-reação de redução: 2 H+ + 2 e-  H2(g) E</p><p>0</p><p>red = 0</p><p>Reação total: Zn + 2H+  Zn2+ + H2 E</p><p>0 = +0,76 V</p><p>Equação de Nerst para essa reação será:</p><p>, sendo que para T = 298 K,</p><p>b) Calcule a diferença de potencial quando temos as seguintes</p><p>concentrações:</p><p>[Zn2+] = 1,0 mol/L</p><p>[H+] = 1,0.10-3 mol/L</p><p>[H2] = 1,0 atm</p><p>Aplicando a equação desenvolvida acima:</p><p>7. Calcule a diferença de potencial das células eletroquímicas formadas</p><p>pelas reações indicadas abaixo:</p><p>a) Fe(s) + Cu2+(0,10 mol/L)  Cu(s) + Fe2+(0,010 mol/L)</p><p>Semi-reação de oxidação: Fe  Fe2+ + 2 e- E0</p><p>ox = +0,44 V</p><p>Semi-reação de redução: Cu2+ + 2 e-  Cu E</p><p>0</p><p>red = +0,34 V</p><p>Reação total: Fe + Cu2+  Fe2+ + Cu E0 = +0,78 V</p><p>Equação de Nerst:</p><p>[Cu2+] = 0,10 mol/L; [Fe2+] = 0,010 mol/L</p><p>V</p><p>b) Cu(s) + 2 H+(0,10 mol/L)  Cu2+(0,0010 mol/L) + H2(1 atm)</p><p>Semi-reação de oxidação: Cu  Cu2+ + 2 e- E0</p><p>ox = -0,34 V</p><p>Semi-reação de redução: 2 H+ + 2 e-  H2 E</p><p>0</p><p>red = 0</p><p>Reação total: Cu + 2H+  Cu2+ + H2 E</p><p>0 = -0,34 V</p><p>Equação de Nerst:</p><p>[Cu2+] = 0,0010 mol/L; [H+] = 0,10 mol/L</p><p>V</p><p>8. Uma célula de concentração é formada por dois pares redox idênticos,</p><p>no catodo e no anodo, em diferentes concentrações de íons nos</p><p>respectivos compartimentos. Calcule o potencial gerado pelas seguintes</p><p>células de concentração:</p><p>a) Uma barra de Cu(s) mergulhada numa solução contendo 0,0010</p><p>mol/L de Cu2+ em contato elétrico com outra barra de Cu(s) em</p><p>mergulhada numa solução contendo 0,010 mol/L de Cu2+.</p><p>Para determinar quem vai oxidar ou reduzir, é necessário calcular o</p><p>potencial fora das condições padrão para o Cu2+ com concentrações</p><p>0,0010 mol/L e 0,010 mol/L.</p><p>Cu2+ + 2 e-  Cu E</p><p>0</p><p>red = +0,34 V e</p><p>Para [Cu2+]=0,0010:</p><p>V</p><p>Para [Cu2+]=0,010:</p><p>V</p><p>Se E2 > E1, a semi-reação 2 tem maior tendência em sofrer redução</p><p>que a semi-reação 1, assim:</p><p>Semi-reação de oxidação: Cu  Cu</p><p>2+</p><p>(0,0010mol/L)+ 2 e</p><p>-</p><p>E</p><p>0</p><p>ox = -0,25 V</p><p>Semi-reação de redução: Cu</p><p>2+</p><p>(0,010mol/L) + 2 e</p><p>-</p><p> Cu E</p><p>0</p><p>red = + 0,28 V</p><p>Reação total: Cu</p><p>2+</p><p>(0,010mol/L) Cu</p><p>2+</p><p>(0,0010mol/L) E</p><p>0</p><p>= (-0,25 + 0,28) = +0,03V</p><p>b) Um metal inerte, como a platina (Pt), mergulhada numa solução</p><p>ácida de pH = 4,0, em contato elétrico com outro eletrodo de platina</p><p>mergulhado numa solução ácida de pH = 3,0. Ambas soluções</p><p>contem H2 sob pressão de 1 bar. Dica: pH = - log [H+]</p><p>Neste caso, o par redox é H+/H2. Para determinar quem vai oxidar ou</p><p>reduzir, é necessário calcular o potencial fora das condições padrão</p><p>para o pH = 4 e pH = 3.</p><p>2 H+ + 2 e-  H2 E</p><p>0</p><p>red = 0 V e</p><p>Para pH = 4; [H+]= 10-4 mol/L :</p><p>V</p><p>Para pH = 3; [H+] = 10-3 mol/L:</p><p>V</p><p>Se E2 > E1, a semi-reação 2 tem maior tendência em sofrer redução</p><p>que a semi-reação 1, assim:</p><p>Semi-reação de oxidação: H2  2 H</p><p>+</p><p>(pH = 4) + 2 e</p><p>-</p><p>E</p><p>0</p><p>ox = +0,23 V</p><p>Semi-reação de redução: 2 H</p><p>+</p><p>(pH = 3) + 2 e</p><p>-</p><p> H2 E</p><p>0</p><p>red = -0,17 V</p><p>Reação total: H</p><p>+</p><p>(pH = 3)  H</p><p>+</p><p>(pH = 4) E</p><p>0</p><p>= (+0,23 - 0,17) = +0,06V</p><p>Eletrólise</p><p>9. Uma carga total de 96,5 kC passa através de uma célula eletrolítica.</p><p>Determine a quantidade de substância produzida em cada caso:</p><p>a) massa (em gramas) do metal prata a parir de uma solução de nitrato</p><p>de prata.</p><p>Ag+ + 1e  Ag (1 mol de e produz 1 mol de Ag)</p><p>Q = i.t = ne.F</p><p>Q = 96500 C; F = 96485 C/mol ~96500 C/mol</p><p>mol; nAg = 1 mol</p><p>b) volume de gás cloro (em litros, a 273 K e 1,0 atm) a partir de uma</p><p>solução de salmoura (solução concentrada de NaCl).</p><p>2 Cl-  Cl2 + 2e (2 mol de e são liberados quando forma 1 mol de Cl2)</p><p>ne = 1 mol (calculado acima)</p><p>nCl2 = 0,5 mol</p><p>Considerando Cl2 como um gás perfeito, nessas condições de p e T,</p><p>1 mol de gás perfeito tem V = 22,4 L.</p><p>Assim, 0,5 mol de Cl2 terá 11,2 L.</p><p>c) massa (em gramas) de cobre a partir de uma solução de CuCl2.</p><p>Cu2+ + 2e  Cu (2 mol de e formam 1 mol de Cu)</p><p>ne = 1 mol (calculado acima)</p><p>nCu = 0,5 mol</p><p>10. Quanto tempo é necessário para depositar, por galvanização, 1,50 g de</p><p>prata a partir de uma solução de AgNO3 (nitrato de prata), usando uma</p><p>corrente de 13,6 mA?</p><p>mAg</p><p>= 1,50g;</p><p>mol</p><p>Ag+ + 1e  Ag (para produzir 1 mol de Ag é necessário 1 mol de e)</p><p>ne = nAg = 0,0139 mol</p><p>Q = i.t = n.F;</p><p>s ~1s</p><p>11. Utilizando os dados do exercício acima, qual é a massa de cobre</p><p>depositada a partir de uma solução de CuSO4 (sulfato de cobre II),</p><p>utilizando-se a mesma corrente e o mesmo tempo de eletrólise?</p><p>ne = 0,0139 mol (exercício anterior)</p><p>Cu2+ + 2e  Cu (é preciso 2 mol de e para formar 1 mol de Cu)</p><p>nCu = ½ne = 0,00695 mol</p><p>12. Em 1980, 82 pesquisadores do Nacional Bureau of Standarts publicaram</p><p>um novo valor para a constante de Faraday, obtida por meio da</p><p>eletrólise da prata e uma nova massa atômica para a mesma. Num dos</p><p>experimentos, verificou-se que 4.999,5612 mg de prata foram</p><p>depositados por uma corrente de 0,20383818 A por um período de</p><p>21.939,2099 s. A nova massa atômica da prata é igual a 107,86815</p><p>g/mol. Use estes dados para calcular o novo valor da constante de</p><p>Faraday.</p><p>mol e nAg = ne; então</p><p>C/mol</p>