Resolucao Lista 6

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DISCIPLINA: Química Geral e Inorgânica CURSO: Engenharia de Produção 
PERÍODO: e sistemas 
LISTA DE EXERCÍCIOS – Eletroquímica 
 
1. Indique o número de oxidação de cada átomo nos compostos abaixo: 
a) CO; C: +2 e O: -2 
b) CO2; C: +4 e O: -2 
c) O2; zero 
d) HCl; H: +1 e Cl: -1 
e) H2SO4; H: +1; S:+6 ; O: -2 
f) PbO2; Pb: +4 e O: -2 
g) Zn2+; +2 
h) Mg zero 
 
2. Classifique cada uma das semi-reações abaixo como oxidação ou 
redução: 
a) Ca(s)  Ca
2+
(aq) oxidação 
b) Fe3+(aq)  Fe
2+
(aq) redução 
c) NO3
-
(aq)  NO(g) redução 
d) OH-(aq)  O2(g) oxidação 
e) Cl2(g)  Cl
-
(aq) redução 
 
3. Para cada uma das reações abaixo, indique a substância que contém o 
átomo que foi reduzido (espécie reduzida) e o que foi oxidado (espécie 
oxidada). 
a) Cr2O3(s) + Al(s)  Cr(s) + Al2O3(s) 
Espécie reduzida: Cr2O3 
Espécie oxidada: Al 
b) NO3
-
(aq) + Sn
2+ + H+(aq)  NO2(g) + H2O + Sn
4+
(aq) 
Espécie reduzida: NO3
- 
Espécie oxidada: Sn2+ 
c) Fe3+(aq) + I
-
(aq)  Fe
2+
(aq) + I2(s) 
Espécie reduzida: Fe3+ 
Espécie oxidada: I- 
d) FeO(s) + CO(g)  Fe(s) + CO2(g) 
Espécie reduzida: FeO 
Espécie oxidada: CO 
e) CO2(g) + C(s)  CO(g) 
Espécie reduzida:CO2 
Espécie oxidada: C 
 
 
Potencial de Eletrodo e Equação de Nerst 
4. Usando a série eletroquímica (apresentada ao final dos exercícios), 
decida se: 
a) Fe(s) será oxidado a Fe
2+ por tratamento com ácido clorídrico (HCl), 
1,0 mol/L; 
Semi-reação de oxidação: Fe(s)  Fe
2+
(aq) + 2 e
- E = +0,44 V 
Semi-reação de redução: 2 H+(aq) + 2 e
-  H2(g) E = 0 
Reação total: Fe + 2 H+  Fe2+ + H2 E = +0,44 V 
E > 0 – Reação espontânea 
b) Cu(s) será oxidado a Cu
2+ por tratamento com ácido clorídrico (HCl), 
1,0 mol/L; 
Semi-reação de oxidação: Cu(s)  Cu
2+ + 2 e- E = -0,34 V 
Semi-reação de redução: 2 H+(aq) + 2 e
-  H2(g) E = 0 
Reação total: Cu + 2 H+  Cu2+ + H2 E = -0,34V 
E < 0 – Reação não é espontânea 
c) Cu(s) será oxidado a Cu
2+ por tratamento com ácido nítrico (HNO3), 
1,0 mol/L. 
Semi-reação de oxidação: 3Cu(s)  3Cu
2+ + 6 e- E = -0,34 V 
Semi-reação de redução:2NO3
-
(aq) + 8H
+
(aq) + 6e
-
  2NO(g) + 4H2O(l) E = 0,96V 
Reação total: 3Cu + 2NO3
-
 + 8H
+
 3Cu
2+
 + 2NO + 4H2O E = 0,62 V 
E > 0 – Reação espontânea 
 
5. Calcule o potencial padrão (E0) de cada reação abaixo: 
a) Al(s) + NO3
-
(aq) + 4 H
+
(aq)  NO(g) + 2 H2O + Al
3+
(aq) 
Semi-reação de oxidação: Al(s)  Al
3+
(aq) + 3 e
- E = 1,66 V 
Semi-reação de redução: NO3
-
(aq) + 4H
+
(aq) + 3e
-
  NO(g) + 2H2O(l) E = 0,96V 
Reação total: Al + NO3
-
 + 4H
+
 Al
3+
 + NO + 2H2O E = 2,62 V 
b) Fe(s) + 2 H2O  Fe(OH)2(s) + H2(g) 
Semi-reação de oxidação: Fe(s)  Fe
2+
(aq) + 2 e
- E = +0,44 V 
Semi-reação de redução: 2 H2O(l) + 2 e
-  H2(g) + 2OH
-
(aq) E = -0,83 V 
Reação total: Fe + H2O  Fe
2+ + 2OH- + H2 E = -0,39 V 
 
6. Para a pilha galvânica Zn(s) + 2 H
+
(aq)  Zn
2+
(aq) + H2(g), responda as 
seguintes questões: 
a) Estabeleça a equação de Nerst para esta pilha, relacionando o 
potencial (E) com o potencial padrão (E0). 
Equação de Nerst: 
 
 
 
Sendo que: 
 
 
, 
 
 
 constantes e E0 é dado pela soma dos 
E0 de cada semi-reação: 
Semi-reação de oxidação: Zn(s)  Zn
2+
(aq) + 2 e
- E0ox = +0,76 V 
Semi-reação de redução: 2 H+ + 2 e-  H2(g) E
0
red = 0 
Reação total: Zn + 2H+  Zn2+ + H2 E
0 = +0,76 V 
 
Equação de Nerst para essa reação será: 
 
 
 
 
 
 
 , sendo que para T = 298 K, 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
b) Calcule a diferença de potencial quando temos as seguintes 
concentrações: 
[Zn2+] = 1,0 mol/L 
[H+] = 1,0.10-3 mol/L 
[H2] = 1,0 atm 
Aplicando a equação desenvolvida acima: 
 
 
 
 
 
 
 
 
7. Calcule a diferença de potencial das células eletroquímicas formadas 
pelas reações indicadas abaixo: 
a) Fe(s) + Cu
2+(0,10 mol/L)  Cu(s) + Fe
2+(0,010 mol/L) 
Semi-reação de oxidação: Fe  Fe
2+ + 2 e- E0ox = +0,44 V 
Semi-reação de redução: Cu2+ + 2 e-  Cu E
0
red = +0,34 V 
Reação total: Fe + Cu2+  Fe2+ + Cu E0 = +0,78 V 
Equação de Nerst: 
 
 
 
 
 
 
[Cu2+] = 0,10 mol/L; [Fe2+] = 0,010 mol/L 
 
 
 
 
 
 
 V 
b) Cu(s) + 2 H
+(0,10 mol/L)  Cu2+(0,0010 mol/L) + H2(1 atm) 
Semi-reação de oxidação: Cu  Cu
2+ + 2 e- E0ox = -0,34 V 
Semi-reação de redução: 2 H+ + 2 e-  H2 E
0
red = 0 
Reação total: Cu + 2H+  Cu2+ + H2 E
0 = -0,34 V 
Equação de Nerst: 
 
 
 
 
 
 
[Cu2+] = 0,0010 mol/L; [H+] = 0,10 mol/L 
 
 
 
 
 
 
 V 
 
8. Uma célula de concentração é formada por dois pares redox idênticos, 
no catodo e no anodo, em diferentes concentrações de íons nos 
respectivos compartimentos. Calcule o potencial gerado pelas seguintes 
células de concentração: 
a) Uma barra de Cu(s) mergulhada numa solução contendo 0,0010 
mol/L de Cu2+ em contato elétrico com outra barra de Cu(s) em 
mergulhada numa solução contendo 0,010 mol/L de Cu2+. 
Para determinar quem vai oxidar ou reduzir, é necessário calcular o 
potencial fora das condições padrão para o Cu2+ com concentrações 
0,0010 mol/L e 0,010 mol/L. 
Cu2+ + 2 e-  Cu E
0
red = +0,34 V e 
 
 
 
 
 
 
Para [Cu2+]=0,0010: 
 
 
 
 
 
 V 
Para [Cu2+]=0,010: 
 
 
 
 
 
 V 
Se E2 > E1, a semi-reação 2 tem maior tendência em sofrer redução 
que a semi-reação 1, assim: 
Semi-reação de oxidação: Cu  Cu
2+
 (0,0010mol/L)+ 2 e
-
 E
0
ox = -0,25 V 
Semi-reação de redução: Cu
2+
 (0,010mol/L) + 2 e
-
  Cu E
0
red = + 0,28 V 
Reação total: Cu
2+
 (0,010mol/L) Cu
2+
 (0,0010mol/L) E
0
 = (-0,25 + 0,28) = +0,03V 
 
b) Um metal inerte, como a platina (Pt), mergulhada numa solução 
ácida de pH = 4,0, em contato elétrico com outro eletrodo de platina 
mergulhado numa solução ácida de pH = 3,0. Ambas soluções 
contem H2 sob pressão de 1 bar. Dica: pH = - log [H
+] 
Neste caso, o par redox é H+/H2. Para determinar quem vai oxidar ou 
reduzir, é necessário calcular o potencial fora das condições padrão 
para o pH = 4 e pH = 3. 
2 H+ + 2 e-  H2 E
0
red = 0 V e 
 
 
 
 
 
 
Para pH = 4; [H+]= 10-4 mol/L : 
 
 
 
 
 
 V 
Para pH = 3; [H+] = 10-3 mol/L: 
 
 
 
 
 
 V 
Se E2 > E1, a semi-reação 2 tem maior tendência em sofrer redução 
que a semi-reação 1, assim: 
Semi-reação de oxidação: H2  2 H
+
 (pH = 4) + 2 e
-
 E
0
ox = +0,23 V 
Semi-reação de redução: 2 H
+
 (pH = 3) + 2 e
-
  H2 E
0
red = -0,17 V 
Reação total: H
+
 (pH = 3)  H
+
 (pH = 4) E
0
 = (+0,23 - 0,17) = +0,06V 
 
Eletrólise 
9. Uma carga total de 96,5 kC passa através de uma célula eletrolítica. 
Determine a quantidade de substância produzida em cada caso: 
a) massa (em gramas) do metal prata a parir de uma solução de nitrato 
de prata. 
Ag+ + 1e  Ag (1 mol de e produz 1 mol de Ag) 
Q = i.t = ne.F 
Q = 96500 C; F = 96485 C/mol ~96500 C/mol 
 
 
 mol; nAg = 1 mol 
 
 
 
 
b) volume de gás cloro (em litros, a 273 K e 1,0 atm)a partir de uma 
solução de salmoura (solução concentrada de NaCl). 
2 Cl-  Cl2 + 2e (2 mol de e são liberados quando forma 1 mol de Cl2) 
ne = 1 mol (calculado acima) 
nCl2 = 0,5 mol 
Considerando Cl2 como um gás perfeito, nessas condições de p e T, 
1 mol de gás perfeito tem V = 22,4 L. 
Assim, 0,5 mol de Cl2 terá 11,2 L. 
c) massa (em gramas) de cobre a partir de uma solução de CuCl2. 
Cu2+ + 2e  Cu (2 mol de e formam 1 mol de Cu) 
ne = 1 mol (calculado acima) 
nCu = 0,5 mol 
 
10. Quanto tempo é necessário para depositar, por galvanização, 1,50 g de 
prata a partir de uma solução de AgNO3 (nitrato de prata), usando uma 
corrente de 13,6 mA? 
mAg = 1,50g; 
 
 
 
 
 
 mol 
Ag+ + 1e  Ag (para produzir 1 mol de Ag é necessário 1 mol de e) 
ne = nAg = 0,0139 mol 
Q = i.t = n.F; 
 
 
 
 
 
 s ~1s 
 
11. Utilizando os dados do exercício acima, qual é a massa de cobre 
depositada a partir de uma solução de CuSO4 (sulfato de cobre II), 
utilizando-se a mesma corrente e o mesmo tempo de eletrólise? 
ne = 0,0139 mol (exercício anterior) 
Cu2+ + 2e  Cu (é preciso 2 mol de e para formar 1 mol de Cu) 
nCu = ½ne = 0,00695 mol 
 
 
12. Em 1980, 82 pesquisadores do Nacional Bureau of Standarts publicaram 
um novo valor para a constante de Faraday, obtida por meio da 
eletrólise da prata e uma nova massa atômica para a mesma. Num dos 
experimentos, verificou-se que 4.999,5612 mg de prata foram 
depositados por uma corrente de 0,20383818 A por um período de 
21.939,2099 s. A nova massa atômica da prata é igual a 107,86815 
g/mol. Use estes dados para calcular o novo valor da constante de 
Faraday. 
 
 
 
 
 
 
 mol e nAg = ne; então 
 
 
 
 
 
 
 C/mol