2 Lista de Eletroquímica - Angela

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Universidade do Estado do Rio de Janeiro 
Departamento de Físico-Química 
Eletroquímica e Fenômenos de Superfície - QUI 05-09556 
Profa. Angela Sanches Rocha 
 
2a Lista de exercícios 
Questões gerais: 
1) Quais as equações que exprimem a condição de eletroneutralidade de uma solução 
eletrolítica? 
2) Qual o objetivo da Teoria de Debye-Hückel? 
3) Por que a lei limite de Debye-Hückel só é válida para soluções diluídas? Por que ela 
falha à medida que a concentração aumenta? 
4) Como pode-se corrigir a lei limite de Debye-Hückel para soluções concentradas? 
 
Exercícios 
1.1) Uma solução aquosa 0,01 molal de sulfato ceroso, Ce2(SO4)3, tem coeficiente 
médio de atividade igual a 0,171, a 25 oC. Quais os valores de m+, m-, m± e a±? 
Quanto vale a força iônica da solução? Qual o valor do coeficiente médio de atividade 
do sal utilizando a lei limite de Debye-Hückel? Este valor é muito diferente do 
fornecido? Caso seja, explique o porquê. 
Considere A=1,1762 a 25 oC em escala molal 
Resp.: 0,15 molal e 0,065 
 
1.2) Uma solução contém sulfato de sódio 0,1 molal, sulfato cúprico 0,3 molal e 
sulfato de zinco 0,05 molal. Considerando que os sais estão completamente dissociados, 
determinar a força iônica da solução. 
Resp.: 1,7 
 
1.4) O valor limite da solubilidade do cloreto de tálio, TlCl, em presença de KCl em 
água a 25oC, para força iônica nula, é de 0,01422 molal. Na presença de 0,025 molal de 
KCl a solubilidade do TlCl é de 0,00869 molal. 
Calcular: a) o produto de solubilidade do TlCl, a 25oC 
b) o coeficiente médio de atividade do TlCl na presença de 0,025 molal de KCl. 
Resp.: 2,022x10-4 e 0,831 
 
1.5) A solubilidade do sulfato de bário em água pura, a 25oC, vale 9,57x10-6 M. 
Estimar a solubilidade deste sal na presença de: 
a) 0,01M de cloreto de sódio; b) 0,01M de sulfato de sódio. Use a equação de Debye-
Hückel na forma: 
�± =
−�|���	|√�
1 + ��√�
 
onde: A = 1,1778 (L/mol)1/2 ; B = 0,3291x108 cm-1(L/mol)1/2 e a = 3Å. 
Obs.: 1Å = 10-8 cm. 
Resp.: 1,47x10-5 M e 3,69x10-8 M 
 
1.6) Calcular a força iônica das soluções: 
a) 0,1 mol kg-1 de KNO3 
b) 0,1 mol kg-1 de Na2SO4 
c) K NO3 0,05 molkg-1 + Na2SO4 0,1 mol kg-1 
d) 0,040 mol kg-1 K3[Fe(CN)6] + 0,030 mol kg-1 KCl + 0,050 mol kg-1 NaBr 
Resp.: 0,1 – 0,3 – 0,35 – 0,32 
 
1.7) Calcular a força iônica de uma solução em que foram dissolvidos KCl e K2SO4 de 
modo que as concentrações resultantes sejam de 0,1 e 0,2 mol kg-1 respectivamente. 
Resp.: 0,7 
 
1.8) Calcular as massas de (a) NaCl (58,5 g.mol-1) e, separadamente, de (b) Ca(NO3)2 
(164,0 g.mol-1) a adicionar a uma solução de KNO3 a 0,150 mol. kg-1, contendo 500g do 
solvente, para elevar a força iônica a 0,250. 
Resp.: (a) 2,92 g (b) 2,73 g 
 
1.9) Que molalidade tem uma solução de CuSO4 com a mesma força iônica do KCl a 
1,00 mol kg-1? 
Resp.: 0,25 mol. kg-1 
 
1.10) Calcular o coeficiente médio de atividade para as soluções: 
a) NaCl 0,010 mol.kg-1 
b) Na2SO4 0,0010 mol. kg-1 
c) KCl 0,0050 mol. kg-1 
d) CaCl2 0,0010 mol. kg-1 
e) ácido acético 0,10 mol. kg-1 com α = 0,01331. 
Resp.: (0,89 – 0,88 – 0,92 – 0,88 – 0,96) 
 
1.11) Calcule a força iônica de uma solução contendo KCl 0,10 mmol.kg-1 e CuSO4 
0,20 mmol.kg-1 e estime o coeficiente médio de atividade do sulfato de cobre nessa 
solução. 
Resp.: 9,0 x 10-4 – 0,87 
 
1.12) Considere a solução: Ca Cl2 0,00200 mol.kg-1 . Use a LLDH para calcular o 
coeficiente médio de atividade dos íons e do eletrólito. Calcule também a atividade do 
sal. 
Resp.: γ(Ca2+) = 0,695 γ (Cl-) = 0,913 γ (CaCl2) = 0,830 a(CaCl2) = 0,0026