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GABARITO – LISTA DE EXERCÍCIOS #13 CQ167 
Assunto: Eletroquímica – pilhas 
 
 
1. Metz, exemplo 7.4, página 132. Para exercitar a lei de 
Faraday. A quantidade de carga que passa pela célula é 
 
Q = i t = ( 10,0 A ) ( 1,5 h ) ( 3600 s.h-1 ) = 5,40104 C 
 
Esta carga serve para oxidar/reduzir uma quantidade de 
reagente de acordo com a lei de Faraday: 
 
 
  mol 0,56 molC 96485 
 C 105,40 Qn 1
4


 F
 
 
Na reação da pilha de chumbo 
 
2 PbSO4(s) +2 H2O(líq.) = Pb(s) + PbO2(s) + 2 SO4
= (aq.) + 4H+(aq.) 
 
Dois moles de elétrons são transferidos, e dois moles de 
PbSO4 são reduzidos/oxidados. Portanto, a massa de sulfato é 
 
m = n. M = ( 0,56 mol )( 303,25 g.mol
-1 ) = 170 g 
 
 
2. Metz, exemplo 7.9, página 137. Este exercício é para treinar o 
reconhecimento da convenção. Uma meia-pilha é do tipo sal 
insolúvel, e a outra, do tipo eletrodo de gás. A barra dupla 
no meio indica ponte salina. O desenho portanto é 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Com o anodo de Ag/AgCl à esquerda e o catodo de bromo à 
direita. 
 
 
 
 
3. REA, problema 9-18, páginas 479-480. As condições são 
diferentes das condições padrão (concentrações diferentes de 
1,0 mol.L-1), logo devemos usar a lei de Nernst: 
 
  Qlog
n
RT10lnεQln
n
RTεε OO 
FF
 
 
Para obter o potencial padrão da célula, basta somar as duas 
meias-reações: 
 
Ag (s) + Cl (aq.)  AgCl (s) + e ⊖ = -0,2225 V 
 
Ce+4 (aq.) + e  Ce+3 (aq.) ⊖ = 1,45 V 
 
 
Ag (s) + Ce+4 (aq.) + Cl (aq.)  AgCl (s) + Ce+3 (aq.) 
 
⊖ = 1,23 V. Agora precisamos calcular o quociente de reação 
Q, definido como o produtório das atividades dos componentes. 
 
Não é difícil ver que Q = 1,0105  log Q = 5 
 
 = ( 1,23 V ) – ( 0,2958 V ) = 0,9342 V 
 
4. REA, problema 9-12, página 475. Aqui o truque é reconhecer a 
palavra “padrão”. Na reação 
 
Cd0 (s) + 2 H+ (aq.)  Cd++ (aq.) + H2 (g), 
 
o gás e o sólido são os elementos nas formas alotrópicas 
mais estáveis, por isso (por convenção!) suas energias 
livres de formação são zero. O estado padrão do próton é em 
solução, por isso sua energia livre de formação também é 
zero. Assim, o que sobra é apenas 
 
rG⊖ = fG⊖(Cd
++) = -18,57 kcal.mol-1 
 
O potencial da meia-pilha é obtido da lei de Faraday: 
 
 = -rG⊖ /nF = (-18570 cal.mol
-1)/(2 e)(23060 cal.mol-1.V-1) 
 
 = 0,403 V 
 
Como o potencial é positivo, a reação escrita é espontânea. 
 
5. (a) por inspeção apenas é fácil verificar que o número de 
elétrons transferidos é 2 (MnII é oxidado a MnIV , enquanto 
H2O2 é reduzida a 2 H2O). 
 
(b) o potencial da célula sai direto da lei de Faraday: 
 
⊖ =  
   V0,987VmolJ96485e2
molkJ190,4
n
ΔG
11
1
 
 
 

 

F
 
 
6. A reação de interesse aqui é K+ (aq.) + e  K (s) 
 
Portanto, a energia livre associada com esta reação é 
rG⊖ = fG⊖(K
0) - fG⊖(e
) - fG⊖(K
+) = - (-283,27 kJ.mol-1) 
 
A energia livre de formação do sólido é zero por que esta é 
a forma alotrópica mais estável do elemento. A do elétron 
“livre” é zero por que este é o estado padrão escolhido. 
 
O potencial da célula sai direto da lei de Faraday: 
 
⊖ =  
   V-2,9359VmolJ96485e2
molkJ283,27
n
ΔG
11
1
 
 
 

 

F
 
 
7. REA, problema 9-28, páginas 500-501. As meias reações são 
 
½ H2 (g)  H
+ + e (oxidação) 
AgCl (s) + e  Ag0 (s) + Cl (redução) 
 
A reação global é ½ H2 (g) + AgCl (s)  Ag
0 (s) + H+ + Cl 
 
Como a medida foi feita a 298 K, a equação de Nernst para 
este sistema fica 
 = ⊖ -  
  




  1/2
H2
ClH
a
aalog
e1
V0,05915
 
 
 pois as atividades dos sólidos 
 
são 1. Aqui podemos fazer algumas considerações: primeiro, 
 
aH+ = aCl- portanto o termo no numerador do quociente de reação 
 
Segundo, como a pressão do gás é 1 atm, sua atividade é 1. 
 
Terceiro, a própria definição de pH = - log aH+ nos permite 
 
rearranjar a expressão e resulta 
 
 
   
  1,47V0,059152
V0,2220V0,396
V0,059152
εεpH
0

 
 
 
 
 
8. Basta usar a lei de Hess e somar as duas meias reações dadas: 
 
H2 (g)  2 H
+ (aq.) + 2 e ( ⊖ = 0,0000 V ) 
2 H2O () + 2 e
  H2 (g) + 2 OH
 (aq.) ( ⊖ = -0,8277 V ) 
 
A reação global é obviamente a auto-ionização da água. 
 
   
    













 

 
 
K298KmolJ8,3145
V0,8277Vmol96485J2eexp
RT
εnexp
RT
ΔGexpK 11
1100
w
 F 
 
ou Kw = 1,0410
-14. Vimos que Sorensen percebeu que o sistema 
podia ser caracterizado apenas pela ordem de grandeza da 
concentração de H3O
+, assim a constante de auto-ionização da 
água foi definida Kw = 1,010
-14  pKw = pH + pOH = 14,0000.