Gabarito - L10

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Gabarito da 10a. Lista de Exercícios de Química Geral IC-348 
 
Prof. Antonio Gerson Bernardo da Cruz 
Email: dacruz.agb@gmail.com 
 
1 
ELETROQUÍMICA 
1. Para a célula: Ag(s)|Ag+(aq)||Fe3+(aq)|Fe(s) a representação é: 
 
2. para a reação: Pb(s) + PbO2(s) + 2H+(aq) + 2HSO4-(aq) → PbSO4(s) + 2H2O(l) A equação de 
Nernst é dada por: 
 
Ecel = Ecel
 − 0,0592
n
 log Q
Ecel = 2,05 V − 
0,0592
2
 log 1
H+⎡⎣
⎤
⎦
 2
HSO4
1−⎡
⎣
⎤
⎦
2
 
3. 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. 
4. 2Al(s) → 2Al3+(aq) 
3Sn2+(aq) → 3Sn(s) 
5. Usando a mesma corrente, 
Q1 = ixt1;Q2 = ixt2
Q1
t1
=
Q2
t2
⇒
t2
t1
=
Q2
Q1
= 3
2
⇒ t2 = 1,5t1
 
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+; 
6. Os potenciais extraídos da tabela nos fornece: 
a) cellE
o = 0.96 V – (0.77) V = 0.19 V (espontânea) 
b) cellE
o = 1.07 V – (1.36 V) = –0.29 V (não espontânea) 
c) cellE
o = 1.42 V – (0.80 V) = 0.62 V (espontânea) 
d) cellE
o = –0.40 V – (–0.44 V) = 0.04 V (espontânea) 
e) cellE
o = –0.44 V – (0.96 V) = 1.40 V (espontânea) 
7. 
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 
Salt Bridge
External circuit
Fe
Fe3+ (aq)Ag+ (aq)
Ag
(+) (–)electron flow
AnodeCathode
 
Gabarito da 10a. Lista de Exercícios de Química Geral IC-348 
 
Prof. Antonio Gerson Bernardo da Cruz 
Email: dacruz.agb@gmail.com 
 
2 
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 
8. 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
 
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- 
10. (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.