Exercicios óxidorredução

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LISTA DE EXERCÍCIOS DO 2º BIMESTRE 
 Eletroquímica. 
 
1. Considere o quadro abaixo, que mostra o resultado de reações entre metais e 
soluções aquosas de íons metálicos. O sinal positivo indica que a reação 
ocorreu e o sinal negativo indica que não se observou a reação. 
 
Metal/solução Pb Cu Zn Ag 
Pb+2 - - + - 
Cu+2 + - + - 
Zn+2 - - - - 
Ag+1 + + + - 
 
 
Da análise do quadro, conclui-se que a afirmativa errada é: 
a) Dentre os metais acima, o zinco é que se oxida mais facilmente. 
b) Dentre os íons acima a Ag+1 é o que se reduz mais facilmente. 
c) Os íons metálicos acima não são capazes de oxidar a prata. 
d) O chumbo redutor é mais forte do que o cobre. 
e) O íon Cu+2 é um oxidante mais fraco que o Zn+2. 
 
Justifique a sua resposta: 
___________________________________________________________________________________
___________________________________________________________________________________
___________________________________________________________________________________
___________________________________________________________________________________ 
 
2. Uma indústria necessita estocar soluções de nitrato de níquel, molaridade igual a 1 
a 25oC, dispõe de tanques I, II, III, IV relacionados: 
Tanque I: Construído de ferro (Ɛ º = - 0,44 V) 
Tanque II: Construído de chumbo ( Ɛ º = - 0,13 V) 
Tanque III: Construído de zinco ( Ɛ º = - 0,76 V) 
Tanque IV: Construído de estanho (Ɛ º = - 0,14 V) 
 O níquel tem Ɛ º = - 0,25 V. 
 
 
 
PONTIFÍCIA UNIVERSIDADE CATÓLICA DO PARANÁ 
ESCOLA POLITÉCNICA – CAMPUS CURITIBA 
DISCIPLINA DE QUÍMICA GERAL I I 
Núcleo de química 
Quais os tanques que poderão ser usados para que a solução estocada não se 
contamine? 
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________
___________________________________________________________________ 
 
 
 
 
3. Os seguintes itens foram retirados de um almoxarifado de peças para construção 
de células galvânicas: 2 béqueres de 250 mL e uma ponte salina, um voltímetro ligado 
a fios e pinças, 200 mL de solução de CrCl3 (aq) 0,010 mol/L, 200 mL de solução de 
CuSO4(aq) 0,16 mol/L, um pedaço de fio de cobre e um pedaço de metal cromado. a). 
Descreva a construção da célula galvânica, b). Escreva as semirreações do ânodo e 
do cátodo. c). Escreva a reação da célula d). Escreva o diagrama da célula galvânica 
e). Qual o potencial esperado pela célula? 
 
 
4. (FGV SP/2010) O escurecimento de objetos de prata, como baixelas e talheres, é 
muito comum. Ao se cozinhar demasiadamente os ovos, as proteínas da clara, que 
contém átomos de enxofre, liberam o ácido sulfídrico, que na forma gasosa e na 
presença de oxigênio, na água de cozimento, pode levar a oxidação do objeto de 
prata, com formação de fina camada insolúvel de sulfeto de prata (Ag2S). O mesmo 
ocorre quando se cozinha alimentos como o repolho, que contém compostos 
sulfurados como císteína, que sofre decomposição durante o cozimento liberando o 
H2S. 
As principais reações envolvidas nesse fenômeno são apresentadas nas equações: 
Ag2S (s) + 2 é 2 Ag (s) + S 2 – (aq) Eº = - 0,69 V 
O2 (g) + 4 H+ + 4 é 2 H2O(l) Eº = + 1,23 V 
Qual o valor da ddp para a reação global que representa o fenômeno do 
escurecimento dos objetos de prata? 
 
 
 
 
 
5. (PUC-RIO 2007). Considere a célula eletroquímica abaixo e os potenciais das semi-
reações: (adaptada) 
 
 
a) Determine a equação global: 
b) O que ocorre com as lâminas e com as soluções? 
c) Qual o agente oxidante e redutor? 
d) Qual a diferença de potencial (ddp) da pilha? 
e) Se a solução do ânodo tiver a concentração de 0,5 mol/L e do cátodo 0,1 M, 
qual a tensão desta pilha? 
 
6. As pilhas e as baterias são dispositivos nos quais uma reação espontânea de 
oxidorredução transforma energia química em energia elétrica. Portanto, sempre há 
uma substância que se reduz, ganhando elétrons, que é o cátodo, e uma que se oxida, 
perdendo elétrons, que é o ânodo. Abaixo, temos um exemplo de uma pilha 
eletroquímica: 
 
 
 
A respeito dessa pilha, responda: 
 
a) . Qual eletrodo, A ou B, está sofrendo redução e qual está sofrendo oxidação? 
b) . Qual eletrodo é o cátodo e qual é o ânodo? 
c) . Escreva a semirreação que ocorre nos eletrodos A e B e a reação global da pilha. 
d) A concentração dos íons B3+ e A2+ aumenta ou diminui? 
e) . Ocorre corrosão ou deposição dos eletrodos A e B? 
 
 
7. Dada a tabela de potenciais de redução: 
 
 
2 0
(aq) (s)
3 0
(aq) (s)
2 0
(aq) (s)
2 0
(aq) (s)
2 0
(aq) (s)
0
(aq) (s)
Mg 2e Mg (E 2,38 V)
A 3e A (E 1,68 V)
Zn 2e Zn (E 0,76 V)
Pb 2e Pb (E 0,13 V)
Cu 2e Cu (E 0,34 V)
Ag 1e Ag (E 0,80 V)
 
 
 
 
 
 
   
   
   
   
   
   
 
a) Desenhe o esquema de uma pilha que tenha a maior ddp: 
 
 
b) A solução do cátodo tem concentração 0,025 mol/L e do ânodo é 10 X mais 
concentrada, qual a tensão gerada? 
 
8. Num laboratório foi realizada a seguinte experiência: montou-se uma pilha 
eletroquímica usando um eléctrodo de prata mergulhado numa solução contendo iões 
prata, Ag+, e um eléctrodo de cobre mergulhado numa solução com iões cobre, Cu2+. 
Os compartimentos anódico e catódico foram separados por uma parede porosa. Fez-
se variar a concentração do eletrólito num dos compartimentos de 
acordo com os diagramas: 
A: Cu(s) | Cu2+ (aq, 1,0 M) || Ag+ (aq, 1,0M) | Ag(s) 
B: Cu(s) | Cu2+ (aq, 0,1 M) || Ag+ (aq, 1,0M) | Ag(s) 
C: Cu(s) | Cu2+ (aq, 0,01 M) || Ag+ (aq, 1,0M) | Ag(s) 
Faça o esquema de montagem da pilha, identifique o ânodo e o cátodo, assinale a 
polaridade dos eléctrodos, indique o sentido de circulação dos eletrões e escreva as 
reações eletroquímicas que ocorrem na vizinhança dos eletrodos, assim como a 
reação global da pilha. Resposta: 0,46V; 0,49V; 0,52V 
 
9. Faça o balanceamento das seguintes reações redox: 
 
a. Al + NH4NO3 → N2 + H2O + Al2O3 
b. Fe2O3 + C → CO2 + Fe 
c. S + HNO3 → NO2 + H2O + H2SO4 
d. C + HNO3 → NO2 + H2O + CO2 
e. HNO3 + I2 → HIO3 + NO + H2O 
f. KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 → Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O 
g. Ag + H2SO4 → Ag2SO4 + H2O + SO2 
h. Ag + HNO3 → AgNO3 + NO2 + H2O