gabarito_5a_lista_20152

Prévia do material em texto

Gabarito da 5a. Lista de Exercícios de Química Geral IC-348 
 
Prof. Antonio Gerson Bernardo da Cruz 
Email: dacruz.agb@gmail.com 
 
1 
EQUILÍBRIO QUÍMICO 
5.1. a lei de ação de massas dada por:KP =
PCOPH2
3
PCH4PH2O
 
5.2. Sendo a lei de ação de massas dada por: KC =
[NO2 ]
4
[N2O3 ]
2[O2 ]
 
A reação que descreve o equilíbrio é dada por: 
2N2O3 + O2  4NO2 
5.3. Escreva a expressão da constante de equilíbrio para cada uma das seguintes 
equações: 
(a)KC =
[POCl3 ]
3
[PCl3 ]
2[O2 ]
(b)KC =
[SO2 ]
2[O2 ]
[SO3 ]
2
(c)KC =
[NO]2[H2O]
2
[N2H4 ][H2O]
6
(d)KC =
[SO2 ][HCl ]
2
[SOCl2 ][H2O]
6
(e)KC =
[Ag(NH3)2
+ ]
[Ag+ ][NH3 ]
2
(f )KC =
[Cd(SCN)4
2− ]
[Cd 2+ ][SCN − ]4
 
(g)KC =
[CO]2
[O2 ]
(h)KC = [H2O][SO2 ]
(i)KC =
[CH4 ][CO2 ]
[H2O]
2
( j)KC =
[H2O][CO2 ]
[HF ]2
(k)KC = [H2O]
5
(l)KC =
[CO2 ]
[SO2 ]
(m)KC =
[Cl − ]
[Br − ]
(n)KC = [Cu
2+ ][OH − ]2
(o)KC = [H2O]
(p)KC =
[N2 ][H2O]
3
[NH3 ]
2
 
5.4. Q é igual a K quando o sistema atinge o equilíbrio. 
5.5. Se Q é menor do que K a reação alcançará o equilíbrio na direção direta pois 
[reagentes] > [produtos] antes do equilíbrio. 
5.6. Quanto maior for o valor de K, maior será a tendência de uma reação avançar no 
sentido de se completar. Logo Kc(a) < Kc(c) < Kc(b). 
5.7. KC =
[HCl ]2
[H2 ][Cl2 ]
 KC
' = [HCl ]
[H2 ]
1/2[Cl2 ]
1/2 ⇒ KC
' = KC 
5.8. Para quais das seguintes reações KC = Kp? 
(a) CO2(g) + H2(g)  C2H6(g) para esta reação Δn = (1) – (2) = -1; Kp ≠ K 
(b) N2(g) + O2(g)  2NO(g) para esta reação Δn = (2) – (2) = 0; Kp = K 
(c) 2NO(g) + O2(g)  2NO2(g) para esta reação Δn = (2) – (3) = -1; Kp ≠ K 
5.9. Para esta reação Δn = (2) – (0) = 2; 
5.10. Segundo o princípio de Le Chântelier, uma perturbação no sistema desloca ao 
equilíbrio no sentido de se opor a perturbação. Logo adicionando reagente à reação, o 
equilíbrio se deslocará no sentido de consumir o reagente adicionado formando mais 
produto. 
5.11. Reduzir o volume pela metade indica que a pressão dobrará, fazendo com que as 
moléculas estejam mais próximas. O equilíbrio se deslocará no sentido de diminuir esta 
pressão deslocando-se no sentido do menor número de moléculas ocupando um menor 
volume e assim diminuindo a pressão. 
5.12. Como o aumenta da temperatura afetará o valor de Kp para os seguintes equilíbrios 
 
Gabarito da 5a. Lista de Exercícios de Química Geral IC-348 
 
Prof. Antonio Gerson Bernardo da Cruz 
Email: dacruz.agb@gmail.com 
 
2 
(a) Reação exotérmica q é produto da reação logo o aumento de T desloca o equilíbrio no 
sentido de consumir o calor restaurando os reagentes, reação inversa. 
(b) Reação endotérmica q é reagente logo o aumento de T desloca o equilíbrio no sentido 
de consumir o calor e formar produtos, reação direta. 
(c) Reação exotérmica q é produto da reação logo o aumento de T desloca o equilíbrio no 
sentido de consumir o calor restaurando os reagentes, reação inversa. 
5.13. KP = (RT)Δn; para esta reação: 
Δn = 3-3 = 0 como Δn = 0, Kp = KC = 2,2 x 1059 
 
5.14. Pois este não influencia nas concentrações apenas na velocidade da reação. 
5.15. (a) desloca no sentido direto (b) desloca no sentido inverso (c) desloca no sentido 
direto (d) desloca no sentido inverso (e) desloca no sentido direto 
5.16. Temos 0,2 mol para um volume de 2,0 litros logo: 
H2(g) + I2(g)  2HI(g) 
I 0,1 0,1 0 
V -0,02 -0,02 2(0,02) 
E 0,98 0,98 0,04 
A expressão de KC para a reação é: KC =
[HI]2
[H2 ][I2 ]
 
Substituindo os valores na expressão temos: KC =
[0,04]2
[0,98][0,98]
= 0,0016
0,9604
= 1,67x10−3 
5.17. Para a reação a constante de equilíbrio é dada por:KC =
[CO][H2 ]
3
[CH4 ][H2O]
, substituindo os 
valores tem-se que: KC =
[CO][H2 ]
3
[CH4 ][H2O]
= 5,67 = 0,3x(0,8)
3
0,4[H2O]
⇒ [H2O] =
0,1536
2,268
= 0,0677mol / L 
5.18. A reação 
CO(g) + H2O(g)  CO2(g) + H2(g) 
I 0,1 0,1 0 
V -x -x x x 
E 0,1-x 0,1-x x x 
 
A expressão de K para a reação é: K =
[CO2 ][H2 ]
[CO][H2O]
= 4,06 
Substituindo os valores na expressão temos: 4,06 = x.x
(0,1− x)(0,1− x)
= x
2
(0,1− x)2
= 4,06 
Extraindo a raiz quadrada: x
2
(0,1− x)2
= 4,06 = x
0,1− x
= 2,015 desenvolvendo a equação: 
3,015x = 0,201
logo x será x = 0,2015
3,015
= 0,0667mol / L
 
Substituindo valor de x na tabela temos: 
[CO] = [H2O] = 0,1 – 0,0667 = 0,0333 mol/L 
[CO2] = [H2] = 0,0667 mol/L 
 
5.19. Agora temos uma condição em que há, além de reagentes, produto no início da 
reação. Deste modo, a reação pode atingir o equilíbrio por via direta ou inversa. 
 
Gabarito da 5a. Lista de Exercícios de Química Geral IC-348 
 
Prof. Antonio Gerson Bernardo da Cruz 
Email: dacruz.agb@gmail.com 
 
3 
Determinando o valor de Q temos: Q = (0,1)
2
(0,06)2
= 2,78 Como Q < K a reação atingirá o 
equilíbrio na via direta. Portanto: 
 
CO(g) + H2O(g)  CO2(g) + H2(g) 
I 0,06 0,06 0,1 0,1 
V -x -x x x 
E 0,06-x 0,06-x 0,1+x 0,1+x 
A expressão de K para a reação é: K =
[CO2 ][H2 ]
[CO][H2O]
= 4,06 
Substituindo os valores na expressão temos: 
4,06 = (0,1+ x)(0,1+ x)
(0,06 − x)(0,06 − x)
= (0,1+ x)
2
(0,06 − x)2
= 4,06 
Extraindo a raiz quadrada: (0,1+ x)
2
(0,06 − x)2
= 4,06 = 0,1+ x
0,06 − x
= 2,015 desenvolvendo a 
equação: 
0,1+ x = 0,1209 − 2,015x
3,015x = 0,0209
logo x será x = 0,0209
3,015
= 0,0067
 
Substituindo valor de x na tabela temos: 
[CO] = [H2O] = 0,06 – 0,0067 = 0,0533 mol/L 
[CO2] = [H2] = 0,1 + 0,0067 = 0,1067 mol/L 
5.20. A reação 
 
N2O4(g) 2NO2(g) 
I 0,15 0 
V -x 2x 
E 0,15-x 2x 
A expressão de K para a reação é: KC =
[NO2 ]2
[N2O4 ]
= 4,5 
Substituindo os valores na expressão temos: 
4,5 == (2x)
2
(0,15 − x)
⇒ 4x2 = 4,5(0,15 − x) = 4x2 + 4,5x − 0,675 = 0 
resolvendo a equação do 2o. grau obtém-se duas raízes 0,13 e uma outra negativa e 
que não tem sentido. 
Substituindo valor de x na tabela temos: 
[N2O4] = 0,02 mol/L e [NO2] = 0,26 mol/L 
 
EQUILÍBRIO ÁCIDO-BASE 
 
5.21 
Assim como 
 
KW = [H+][OH-] = 1,0x10-14
 
Então: 
KD = [D
+ ][OD− ] = 8,9x10−16 onde : [D+ ] = [OD− ] 
substituindo [D+] por [OD-] na primeira equação temos: 
 
 
Gabarito da 5a. Lista de Exercícios de Química Geral IC-348 
 
Prof. Antonio Gerson Bernardo da Cruz 
Email: dacruz.agb@gmail.com 
 
4 
[OD− ][OD− ] = KD
[OD− ]2 = 8,9x10−16 logo [OD− ] = 8,9x10−16 = 2,98x10−8mol / L = [D+ ]
 
pD = − log[D+ ] = − log(2,98x10−8) = pOD
pD = 7,52
pOD = 7,52
 
 
5.22 (a) pOH = 2,17 pH = 11,83, [H+] = 10-11,83 = 1,48x10-12 mol/L 
(b) 6,4 x 10-5 mol/L pOH = 4,2 pH = 9,8 [H+] = 10-9,8 = 1,58x10-10 mol/L 
(c) pOH = 10,8 pH = 3,2 [H+] = 10-3,2 = 6,31x10-4 mol/L 
(d) pOH = 1,17 pH = 12,83 [H+] = 10-12,83 = 1,48x10-13 mol/L 
 
5.23 (a) pH = 6,45 pOH = 7,55 [OH-] = 10-7,55 = 2,8x10-8 mol/L 
(b) pH = 2,77 pOH = 11,23 [OH-] = 10-11,23 = 5,88x10-12 mol/L 
(c) pH = 10,6 pOH = 3,4 [OH-] = 10-3,4 = 3,98x10-4 mol/L 
(d) pH = 1,18 pOH = 12,82 [OH-] = 10-12,82 = 1,51x10-13 mol/L 
 
5.24 A dissociação da base segue: Ca(OH)2 → 2OH- + Ca2+ 
Logo 1 mol de base origina 2 mols de OH-. 
A [OH-] pode ser obtida através do pH ou seja: 
pH + pOH = 14 => pOH = 14 – 11,6 = 2,4 
[OH-] = 10-2,4 = 3,98x10-3 mol/L 
logo [Ca(OH)2] =[OH-]/2 = 1,99x10-3 mol/L 
 
Se a solução for diluída teremos: 
[OH-] = 10-3,4 = 3,98x10-4 mol/L 
[Ca(OH)2 = 1,99x10-4 mol/L 
 
5.25 HCl → H+ + Cl- 
Cada mol de HCl produz 1 mol de H+, logo [H+] = [HCl] = 10-2,5 mol/L = 3,16x10-3 mol/L 
Usando a expressão de molaridade temos: 
g HCl = 3,16x10−3 mol
L
x36,5 g HCl
mol
x250mLx 1L
1000mL
= 0,029gHCl 
Se estativer o dobro do pH então [H+] = 10-5 mol/L, logo 
g HCl = 10−5 mol
L
x36,5 g HCl
mol
x250mLx 1L
1000mL
= 9,13x10−5gHCl 
 
5.26 KA = 10-pKa 
KA ácido acético = 10-4,74 = 1,82x10-5 
KA ácido = 10-4,88 = 1,31x10-5 
Como KA ácido > KA ácido acético o ácido é mais forte do que o ácido acético. 
 
5.27 A dissociação do NH4F segue: NH4F(aq) NH4+(aq) + F-(aq) 
Para saber se a solução é ácida ou básica devemos comparar o KA(NH4+) e KB(F-). 
KA.KB = KW
KA
(NH4 ) = 10
−14
1,83x10−5
= 5,5x10−10
KB
(F− ) = 10
−14
6,76x10−4
= 1,5x10−11
Como KA > KB, a solução é ligeiramente ácida. 
5.28 Aplicando a equação de Henderson-Hasselbalch 
 
 
Gabarito da 5a. Lista de Exercícios de Química Geral IC-348 
 
Prof. Antonio Gerson Bernardo da Cruz 
Email: dacruz.agb@gmail.com 
 
5 
pH = pKa + log [A
− ]
[HA]
pH = 4,74 + log 0,11
0,09
= pH = 4,74 − 0,087⇒ pH = 4,653
 
 
5.29 A faixa de ação de um tampão é dada por pH = pKa±1 
Logo: a faixa é de 3,74 a 5,74. Como se quer usar em pH 5,0, conclui-se que pode ser feito 
com ácido acético. 
quantos mols de NaC2H3O2 devem ser adicionados a 1,0 L de solução que contenha 1,0 
mol de HC2H3O2 para preparar o tampão? 
Usando a expressão 
[H + ] = KA
[HA]
[A− ]
[HA]
[A− ]
= [H
+ ]
Ka
⇒ como a [HA] = 1,0 m/L então:
1,0
[A− ]
= 10
−5mol / L
1,8x10−5
= [A− ] = 1,8x10
−5
10−5
= 1,8 mols de acetato
 
5.30 Seja o equilíbrio básico: NH3(aq) + H2O(l) NH4+(aq) + OH-(aq) 
KB para esta base será: KB =
[NH4
+ ][OH − ]
[NH3 ]
. Resolvendo para [NH4+] e substituindo os 
valores tem-se: [NH4
+ ] = 1,8x10
−5x0,1
10−5
= 0,18mol / L . A massa de NH4Cl será dada por:
g NH4Cl = 0,18
mol
L
x2,0Lx
53,5 g NH4Cl
mol
= 19,26 g NH4Cl 
5.31 O ácido fórmico (KA = 1,6 × 10−4) é um ácido fraco, logo sua titulação com uma base 
forte resultará em um sal básico. 
5.32 (a) com 0,0L de NaOH temos só o ácido logo [H+] será igual à [HCl] pois é um ácido 
forte. 
Então [H+] = 0,1 pH = -log(0,1) = 1,0 
(b) quando se adiciona 49 mL reagiram 0,1 x 49 = 4,9 mols de HCl logo 
nfinal = nácido − nbase ⇒Mf .Vf =Ma.Va −Mb.Vb =
Mf =
Ma.Va −Mb.Vb
Vt
= [H + ] = (50x0,1) − (49x0,1)
99
[H + ] = 0,001⇒ pH = − log(0,001) = 3
 
(c) com a adição de 51 mL todo o ácido foi consumido e temos excesso de base logo: 
nfinal = nbase − nácido ⇒Mf .Vf =Mb.Vb −Ma.Va
Mf =
Mb.Vb −Ma.Va
Vt
= [OH − ] = (51x0,1) − (50x0,1)
101
[OH − ] = 9,9x10−4 ⇒ pOH = − log(9,9x10−4) ≈ 3,0
pH = 14 − pOH ≈11,0
 
 
 
Gabarito da 5a. Lista de Exercícios de Química Geral IC-348 
 
Prof. Antonio Gerson Bernardo da Cruz 
Email: dacruz.agb@gmail.com 
 
6 
EQUILÍBRIO IÔNICO E SOLUBILIDADE 
5.33. É o efeito sobre a solubilidade de um sal pela adição de um sal solúvel contendo um 
dos íons do sal insolúvel, resultando na diminuição de sua solubilidade. o princípio de Le 
Chântelier explica esse efeito como adição de um produto ao equilíbrio, deslocando-o no 
sentido da reação inversa, isto é, formação do sal insolúvel. 
5.34. Seja o equilíbrio: 
HC2H3O2 + H2O H3O+ + C2H3O2- 
Ao se adicionar íons acetato, desloca-se o equilíbrio no sentido de formar ácido acético 
consumindo os íons H3O+ da solução diminuindo sua concentração e consequentemente 
elevando o pH. 
5.35. Sempre que Q para a reação for maior do que o KPS, isto é, sempre que a 
concentração dos íons do sal insolúvel exceder a solubilidade do composto. 
5.36. Escreva a expressão de KPS para cada um dos seguintes compostos: 
(a) KPS = [Ca
2+ ][F− ]2 
(b) KPS = [Ag
+ ]2[CO3
− ] 
(c) KPS = [Pb
2+ ][SO4
−− ] 
(d) KPS = [Fe
3+ ][OH − ]3 
(e) KPS = [Pb
2+ ][I− ]2 
(f) KPS = [Cu
2+ ][OH − ]2 
(g) KPS = [Ag
+ ][I− ] 
(h) KPS = [Ag
+ ]3[PO4
3− ] 
(i) KPS = [Pb
2+ ][CrO4
2− ] 
(j) KPS = [Al
3+ ][OH − ]3 
(k)KPS = [Zn
2+ ][CO3
2− ] 
(l)KPS = [Zn
2+ ][OH − ]2 
 
5.37. Para o equilíbrio PbCl2(s) Pb2+(aq) + 2Cl-(aq) 
Observamos que cada mol de PbCl2 produz 2 mols de Cl- logo, sendo 0,016 mol/L a 
solubilidade molar do PbCl2. 
KPS = [Pb
2+ ][Cl − ]2
substituindo as concentrações:
KPS=(0,016)(2x0,016)
2
KPS = 4(0,016)
3 = 1,64x10−5
 
5.38. No equilíbrio 
BaSO4(s) Ba(aq)
2+ +SO4(aq)
2−
 A expressão KPS do BaSO4 é dada por: KPS = [Ba2+][SO42-], e a concentração do BaSO4 é 
dada por: M = 0,00245g
1,0L
x 1mol
233,3g
= 1,05x10−5mol / L substituindo o valor na expressão tem-
se: KPS = (1,05x10-5)2 = 1,1x10-10 
 
5.39. O sal com maior solubilidade será aquele com maior valor de KPS logo o LiF é mais 
solúvel do que o BaF2. 
Analisando o primeiro equilíbrio: 
LiF(s) Li(aq)
+ + F(aq)
−
 s s s
Cada mol de LiF produz um mol de cada íon.
A expressão de KPS é: KPS = [Li
+ ][F - ] = 1,7x10-3
Substituíndo os valores na expressão temos:
s2 = 1,7x10-3 ⇒ s = 1,7x10-3 = 0,041 mol/L
 
e para o segundo equilíbrio: 
 
 
 
Gabarito da 5a. Lista de Exercícios de Química Geral IC-348 
 
Prof. Antonio Gerson Bernardo da Cruz 
Email: dacruz.agb@gmail.com 
 
7 
BaF2(s) Ba(aq)
2+ + 2F(aq)
−
 s s 2s
Cada mol de BaF2 produz um mol de íons Ba
2+ e dois mols de íons F-.
A expressão de KPS é: KPS = [Ba
2+ ][F - ]2 = 1,7x10-6
Substituíndo os valores:
KPS = (s)(2s)
2 = 1,7x10-6 ⇒ 4s3 = 1,7x10-6
s3 = 1,7x10
-6
4
extraindo 3 temos: s = 1,7x10
-6
4
3 = 7,52x10−3 mol/L
 
 
5.40. Seja o equilíbrio: 
Mg(OH)2(s)Mg(aq)
2+ + 2OH(aq)
−
 s s 2s
pOH = 14 − pH⇒14 −12,5 = 1,5
[OH − ] = 10−1,5 ≈ 0,032
Como a única fonte de OH- é a base:
2s = 0,032⇒ s = 0,016 mol/L
 
5.41. Para sabermos se um reação formará um precipitado devemos comparar o valor de 
KPS com Q. Cada mol de AgNO3 fornece 1 mol de íon Ag+ enquanto que cada mol de 
Ca(C2H3O2)2 fornece 2 mols de C2H3O2-. 
Para o equilíbrio: 
Ag(C2H3O2) Ag(Aq)
+ +C2H3O2(aq)
−
[Ag+ ] = 0,015 mol/L
[C2H3O2
− ] = 0,030 mol/L
Q = [Ag+ ][C2H3O2
- ] = (0,015)(0,030) = 4,5x10-4
 
portanto 4,5x10-4 < 2,3x10-3, ou seja, Q < KPS, logo não haverá precipitação. 
5.42. Seja o equilíbrio: 
Ag2CrO4(s) 2Ag+(aq) + CrO42-(aq) 
A expressão do KPS é dada por: 
KPS = [Ag+]2[CrO42-] 
Sabendo que cada mol de Ag2CrO4 produz 2 mols de Ag+ e 1 mol de CrO42- então: 
 KPS = 4s
3 = 4(6,63x10−5)3 = 1,17x10
−12 
 
ELETROQUÍMICA 
5.43. Para a célula: Ag(s)|Ag+(aq)||Fe3+(aq)|Fe(s) a representação é: 
 
5.44. para a reação: Pb(s) + PbO2(s) + 2H+(aq) + 2HSO4-(aq) → PbSO4(s) + 2H2O(l) A equação de 
Nernst é dada por: 
 
Salt Bridge
External circuit
Fe
Fe3+ (aq)Ag+ (aq)
Ag
(+) (–)electron flow
AnodeCathode
 
Gabarito da 5a. Lista de Exercícios de Química Geral IC-348 
 
Prof. Antonio Gerson Bernardo da Cruz 
Email: dacruz.agb@gmail.com 
 
8 
 
Ecel = Ecel
 − 0,0592
n
 log Q
Ecel = 2,05 V − 
0,0592
2
 log 1
H+⎡⎣
⎤
⎦
 2
HSO4
1−⎡
⎣
⎤
⎦
2
 
5.45. A diferença entre os potenciais de redução do hidrogênio e do cobre é uma constante 
que é independente da escolha do potencial de referência. Em outras palavras, o potencial 
de redução de meia-célula para o cobre é de 0,34 unidades maior para o cobre do que para 
o hidrogênio, independentemente do ponto de referência escolhido. Se ° E para o cobre é 
considerado como sendo de 0 V, então ° E para hidrogênio deve ser -0,34 V. 
5.46. 2Al(s) → 2Al3+(aq) 
3Sn2+(aq) → 3Sn(s) 
5.47. Usando a mesma corrente, 
 
Portanto, depositar um mol de Cr a partir de Cr3+, demora 1,5 vezes mais do que depositar um 
mol de Cu a partir de Cu2+; 
5.48. Os potenciais extraídos da tabela nos fornece: 
a) = 0.96 V – (0.77) V = 0.19 V (espontânea) 
b) = 1.07V – (1.36 V) = –0.29 V (não espontânea) 
c) = 1.42 V – (0.80 V) = 0.62 V (espontânea) 
d) = –0.40 V – (–0.44 V) = 0.04 V (espontânea) 
e) = –0.44 V – (0.96 V) = 1.40 V (espontânea) 
5.49. 
a) Ecel
 = Ecatodo
 −Eanodo
 = 2,01 V – (1,47 V) = 0,54 V 
b) Como n = 10, ΔG° = –nFEcel
 = –(10)(96,500 C)(0.54 J/C) = –5.2 × 105 J 
ΔG° = –5.2 × 102 kJ 
c) 
Ecel
 = 0,0592
n
 log Kc
0,54 V = 0,0592V
10
 log KC
log KC = 91,21
 
aplicando o exponencial na base 10 para os dois lados tem-se : KC = 1,65 × 1091 
5.50. As seguintes semi-reações indicam que o total de elétrons envolvidos na reação é 30: 
5Cr2O72– + 70H+ + 30e– g 10Cr3+ + 35H2O 
3I2 + 18H2O g 6IO3– + 36H+ + 30e– 
Ecell = 0,135 V − 
0,0592 V
30
 log 
IO3
−⎡
⎣
⎤
⎦
6
Cr3+⎡⎣
⎤
⎦
10
H+⎡⎣
⎤
⎦
34
Cr2O7
2−⎡
⎣
⎤
⎦
5
Ecell = 0,135 V − 
0,0592 V
30
 log 
0,00010⎡⎣ ⎤⎦
6
0,0010⎡⎣ ⎤⎦
10
0,10⎡⎣ ⎤⎦
34
0,010⎡⎣ ⎤⎦
5
 
Ecell = 0,135 V − 
0,0592 V
30
 log 1,0 × 10−10
Ecell = 0,155 V
 
5.51. 
Q1 = ixt1;Q2 = ixt2
Q1
t1
=
Q2
t2
⇒
t2
t1
=
Q2
Q1
= 3
2
⇒ t2 = 1,5t1
cellE
cellE
cellE
cellE
cellE
 
Gabarito da 5a. Lista de Exercícios de Química Geral IC-348 
 
Prof. Antonio Gerson Bernardo da Cruz 
Email: dacruz.agb@gmail.com 
 
9 
a) Fe2+(aq) + 2e– g Fe(s) 
x = 0,2 mol Fe2+x 2 mol e
-
mol Fe2+
= 0,4 mol e- 
b) Cl–(aq) g 1/2Cl2(g) + e– 
x = 0,7 mol Cl−x 1 mol e
-
mol Cl−
= 0,7 mol e- 
c) Cr3+(aq) + 3e– g Cr(s) 
x = 1,5 mol Cr3+x 3 mol e
-
mol Cr3+
= 4,5 mol e- 
d) Mn2+(aq) + 4H2O(l) g MnO4–(aq) + 8H+(aq) + 5e– 
x = 1,0x10−2 mol Mn2+x 5 mol e
-
mol Mn2+
= 5,0x10−2 mol e- 
5.52. (a) As semi-reações para a célula Fe/Al são: 
Fe2+(aq) + 2e- g Fe(s) Eo = -0,44 V 
Al3+(aq) + 3e- g Al(s) Eo = -1,66 V 
Como se pode observar, o potencial de redução do alumínio é muito mais negativo do que o do 
ferro logo este atuará como anodo e o ferro como catodo. 
(b) Para o caso do aço galvanizado temos: 
Fe2+(aq) + 2e- g Fe(s) Eo = -0,44 V 
Zn2+(aq) + 2e- g Zn(s) Eo = -0,76 V 
O mesmo ocorre para o revestimento de zinco, como este tem potencial mais negativo, o Zn se 
oxidará ao invés do ferro.