EXERCÍCIOS INTRODUÇÃO ELETROQUÍMICA

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Balanceamento Redox
Exercício 1
1º etapa: Escrever a equação não-balanceada na forma iônica: Fe2+ + Cr2O72-  Fe3+ + Cr3+
2º etapa: Separar a equação em duas semi-reações
3º etapa: Balancear cada semi-reação
Avaliar se meio ácido ou básico
Ácido (adiciona H2O e H+)
Básico (adiciona H2O, H+ e OH-)
Átomos
Cargas
4º etapa: Somar as duas semi-reações igualando o número de elétrons para depois se cancelarem.
5º etapa: Verificar os tipos e número de átomos bem como as cargas em ambos os lados.
Exercício 1
1º etapa: Fe2+ + Cr2O72-  Fe3+ + Cr3+
2º etapa:
Oxidação: Fe2+ (+2)  Fe3+(+3)
Redução: Cr2O72- (+6)  Cr3+ (+3)
3º etapa: 
Meio ácido
Fe2+  Fe3++ é
Cr2O72-  2Cr3+ + 7H2O
14H+ + Cr2O72-  2Cr3+ + 7H2O
14H+ + Cr2O72- + 6é  2Cr3+ + 7H2O
4º etapa:
		 6(Fe2+  Fe3++ é)
14H+ + Cr2O72- + 6é  2Cr3+ + 7H2O
6Fe2+ + 14H+ + Cr2O72- + 6é  6Fe3++ 2Cr3+ + 7H2O + 6é
Exercício 2
Escrever a equação iônica balanceada que representa a oxidação do íon iodeto (I-) pelo íon permanganato (MnO4-) em solução básica para originar iodo molecular (I2) e óxido de manganês (IV) (MnO2)
1º etapa: MnO4- + I-  MnO2 + I2
2º etapa:
Oxidação: I- (-1)  I2 (0)
Redução: MnO4- (+7)  MnO2 (+4)
3º etapa: (meio básico)
2I-  I2 
2I-  I2 + 2é
MnO4-  MnO2 + 2H2O
MnO4- + 4H+  MnO2 + 2H2O 
MnO4- + 4H+ + 3é  MnO2 + 2H2O
4º etapa: 
		 3(2I-  I2 + 2é)
2(MnO4- + 4H+ + 3é  MnO2 + 2H2O)
2MnO4- + 6I- + 8H+ + 6é  2MnO2 + 3I2 + 4H2O + 6é
Como a equação é em meio básico, para cada íon H+ é adicionado igual número de OH- em cada lado da equação: 
2MnO4- + 6I- + 8H+ + 8OH-  2MnO2 + 3I2 + 4H2O + 8OH-
	 2MnO4- + 6I- + 4H2O  2MnO2 + 3I2 + 8OH-
Exercício 2
Exemplo: Sistema O2/Fe2+
As meias reações são: 
O2 + 4 H+ + 4 e- → 2 H2O 		E0 red= 1,230 V
Fe2+ + 2 e- → Fe0 			E0 red = - 0,440 V
O2 será reduzido e Fe0 será oxidado.
O2 + 4 H+ + 4 e- → 2 H2O 			E0 = 1,230 V
2(Fe0 → Fe2+ + 2 e-) 	E0 = 0,440 V
O2 + 4 H+ + 2 Fe0 → 2 H2O + 2 Fe2+ 	E0 = 1,670 V
					(potencial da célula) 
Obs: a meia reação do ferro é escrita na forma de oxidação e multiplicada por um fator de 2.
Exemplo
Considere a célula hipotética:
Zn ZnSO4(aZn2+=1,00) CuSO4(aCu2+=1,00) Cu
Pela tabela: E0Cu2+= +0,337V e E0Zn2+= -0,763V
Ecelula= Edireita-Eesquerda=Ecatodo-Eanodo
Ecelula = +0,337-(-0,763) = +1,100 V
 Sinal positivo indica que a reação abaixo ocorre espontaneamente (célula galvânica):
Zn(s) + Cu2+  Zn2+ + Cu(s)
Exemplo
Considere a célula hipotética (contrário da anterior):
Cu Cu2+(aCu2+=1,00) Zn2+(aZn2+=1,00) Zn
Pela tabela: E0Cu2+= +0,337V e E0Zn2+=-0,763V
Ecelula= Edireita-Eesquerda=Ecatodo-Eanodo
Ecelula = -0,763-(+0,337) = -1,100 V
 Sinal negativo indica que a reação abaixo não ocorre espontaneamente (célula eletrolítica):
Cu(s) + Zn2+  Cu2+ + Zn(s)
É necessário a aplicação de um potencial externo maior que 1,100V para fazer a reação ocorrer
Exercício
Calcule o potencial da célula mostrada abaixo e indique a reação que ocorreria espontaneamente. OBS: considere que aX=[X].
Eletrodo 
de Platina
Eletrodo
de Platina
Ponte Salina
9
Resolução
Esquema da célula: 
 
Pt U4+(0,200 mol/L),UO22+(0,0150 mol/L),H+(0,0300 mol/L) Fe2+(0,0100 mol/L),Fe3+(0,0250 mol/L) Pt
Semi-reações tabeladas: 
		Fe3+ + e- Fe2+ E0 = +0,771V
 UO22+ + 4H+ + 2e- U4+ + 2H2O E0 = +0,334V 
10
Resolução
Potencial do eletrodo da direita: 
Potencial do eletrodo da esquerda:
= 0,771 – (-0,0236) = 0,7946V
11
Resolução
Ecélula = Edireita – Eesquerda
	 = 0,7946 – 0,1204 = + 0,6742V		
O sinal positivo significa que a reação espontânea é a oxidação do U4+ do lado esquerdo e a redução do Fe3+ do lado direito:
	 U4+ + 2Fe3+ + 2H2O UO22+ + 2Fe2+ + 4H+
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Exercício 2
Uma célula voltaica é produzida a 25°C com as meias células Al3+ (0,001M)/Al e Ni2+ (0,5M)/Ni. Escreva a equação que ocorre quando a célula gera corrente elétrica e determine o potencial da célula. 
Dados: 
Ni2+ + 2e-  Ni 	E° = -0,25V
Al3+ + 3e-  Al 	E° = -1,66V
Exercício 2 - Resolução
- Observe que as duas semi-reações são de redução, sendo o do níquel o maior potencial de redução. Então ele é o cátodo e o alumínio é o ânodo.
- As semireações em cada eletrodo:
Cátodo: Ni2+ + 2e-  Ni 	x(3) 	E° = -0,25V
Ânodo: Al  Al3+ + 3e-		x(2) 	E° = +1,66V
3 Ni2+ +2Al  2 Al3+ +3 Ni 	∆E° = (Ecatodo(red) – Eanodo(red)) = 1,41V 
- Quociente reacional da reação global:
Q = [Al3+]2 /[Ni2+]3 = (0,001)2 / (0,5)3 = 1x10-6 / 0,125 = 8,0x10-6 
- A equação de Nernst a 25°C para n = 6, é:
E = E° - 0,0592/n . log Q
E = 1,41-(0,0592/6 . log 8,0x10-6) = 1,41 – (9,9x10-3x-5,1) = 1,41 + 0,05
E = 1,46V
Exercício 3
A reação global da pilha formada pelos eletrodos de ferro e cádmio e o seu respectivo potencial padrão é: 
Fe(s) + Cd2+ (aq)  Fe2+ (aq) + Cd(s) 	∆E° = +0,04 V 
Qual a concentração molar do íon Cd2+, no equilíbrio, considerando que a concentração inicial de cada íon a 25°C seja igual a 5,0 mol/L. 
Dado: 101,35 = 22
Exercício 3 - Resolução
Fe (s) + Cd2+ (aq)  Fe2+ (aq) + Cd(s) 
Inicial			5,0		5,0	
Variação		-x		+x
Equilíbrio		(5,0 - x)	(5,0 + x)
K =[ Fe2+] / [Cd2+] = (5,0 + x) / (5,0 - x)
Aplicando a equação de Nernst (equilíbrio ∆E = 0,00V) , tem-se:
0,00 = 0,04 - 0,0592/n log Q 
-0,04 = -0, 0592/2 log (5,0 + x)/(5,0 – x)
 (5,0 + x)/(5,0 – x) = 101,35 = 22,34 
5 + x = 22,34 (5 – x)
 5 + x = 111,7 – 22,34x
5 – 111,7 = -22,34x – x
X = 4,57
[Cd2+] = (5,0 – x) = 0,43 mol/L
Exercício 4
Dadas as reações abaixo a 25°C:
Zn2+ + 2e-  Zn 		E° = -0,76V
Cu2+ + 2e-  Cu 		E° =+ 0,34
Calcule a constante de equilíbrio (K): 
Exercício 4 - Resolução
As suas semi-reações são de redução, no entanto o maior potencial de redução é do cobre, portanto o zinco sofre oxidação:
Cátodo: Cu2+ + 2e-  Cu 	E° = + 0,34V
Ânodo: Zn  Zn2+ + 2e- 	E° = + 0,76V
Cu2+ + Zn  Zn2+ + Cu 	∆E° = 1,1V 
∆E = 0,00V e n = 2 mols de elétrons
K = 10nE°/0,0592
K = 1037,16 
Exercício 5
Calcule a constante de equilíbrio para a reação: 
 2Fe3+ + 3I- 2Fe2+ + I3-
Tem-se tabelados:
		
2Fe3+ + 2e- 2Fe2+ E0 = 0,771V
I3- + 2e- 3I- E0 = 0,536V
R.8,7 x 107