Lista_Eletroquímica

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LISTA DE ELETROQUÍMICA 
 
1) Monte o esquema de uma pilha Ag+/Cu2+ e responda as perguntas abaixo: 
a) Dê as semi-reações de redução e oxidação e a reação total da célula. 
b) Indique o catôdo e o anôdo . 
c) Calcule o potencial padrão da pilha. 
d) Dê a notação da célula. 
e) Indique o sentido de deslocamento dos elétrons. 
f) Indique o sentido do deslocamento dos íons na ponte salina. (KNO3). 
R) 0,463V 
 
2) Uma célula voltaica consiste de duas semicélulas, uma contém um eletrodo de Pt cercado de 
Cr+3 e Cr2O7 
-2. A outra semicélula contém um eletrodo de Pt cercado de Mn+2 e MnO2 (s). 
Assuma que a reação na célula que produz uma voltagem positiva envolve Cr+3 e Mn+2. 
a) escreva as semi-reações do anodo e do catodo e a reação total. 
b) dê a notação da célula. 
c) calcule E0t para a célula. 
Dados:Cr2O7
-2/Cr+3 = +1,33V ; MnO2/Mn
+2= +1,23V 
R) 0,10V; 
 
3) Qual é o melhor agente oxidante? (Utilize as tabelas de potenciais padrão). 
a) Cl2(g) ou Cr
+3? b) Al+3 ou Fe+3? c) I2 ou Cl2? 
 
4) Considere uma célula voltaica onde a seguinte reação ocorre: 
Br2 (l) + 2I
-(aq)  2 Br-(aq) + I2 (s) 
a) escreva as semi-reações de oxidação e redução. 
b) indique o catodo, o anodo e a direção do fluxo de elétrons. 
c) escreva a equação de Nernst para esta célula. 
d) calcule o potencial-padrão total da célula. 
e) calcule o novo potencial total da célula quando a concentração de iodeto for duas vezes à 
concentração de brometo. 
f) qual o valor da constante de equilíbrio desta reação? 
 
 
 
 
Dados: 
Br2 (l) + 2 e
-  2Br-(aq) E0=1,065V 
I2 (s) + 2 e
-  2I- (aq) E0= 0,535V 
R) 0,53V ; 0,557V ; -104x103J ;1,75x1018 
 
5) Podemos guardar: 
a) Uma solução de íon crômico em recipiente de chumbo? 
b) Uma solução de íon ferroso em recipiente de zinco? 
c) Uma solução de íon cúprico em recipiente de prata? 
Justifique com reações e cálculos. 
 
6) Dadas as seguintes semi-reações e seus respectivos potenciais padrão: 
Cr+3 (aq) + 3e-  Cr(s) E0= -0,74V 
MnO2(s) + 4H
+(aq) + 2e-  Mn+2 (aq) + 2H2O (l) E
0= 1,23V 
 
a) Qual será a reação total espontânea? E as semi-reações de oxidação e redução? 
b) Qual o valor de E0T? 
c) Dê a notação da célula 
d) Indique catodo, anodo e o sentido do fluxo de elétrons. 
e) Indique o sentido do deslocamento dos íons da ponte salina (KNO3) 
R) 1,97V ; 
 
7) Determine se as seguintes reações ocorrerão espontaneamente, e os valores de d.d.p. (E°). 
a) Fe+3 + Sn  Fe+2 + Sn+2 
b) Cu + H+  Cu+2 + H2 
c) Mg+2 + Al  Mg + Al+3 
d) Ca+2 + Mg  Ca + Mg+2 
e) Cl- + S2O8
-2  Cl2 + SO4
-2 
f) O2 + Cl
- + H+  Cl2 + H2O 
 
8) A pilha voltaica 
Cd (s) | Cd+2 (aq) || Ni+2 (aq) | Ni (s) 
Tem força eletromotriz (potencial) de 0,24V a 25°C. 
 
 
a) Escreva a reação global da pilha 
b) Calcule o valor de E° da pilha 
Dados: Ni+2 / Ni E°= -0,28V Cd+2 / Cd E°= -0,40V 
 
9) Uma célula eletroquímica usa Al(s) e Al
+3 0,001M em um compartimento e Ni(s) e Ni
+2 0,01M no 
outro compartimento. 
a) Calcule o ET da célula e dê a equação global balanceada no sentido espontâneo. 
b) Dê a notação abreviada da pilha, indicando o catodo, anodo e o sentido do fluxo de 
elétrons. 
 
10) A corrosão é um sério problema da sociedade moderna em função do intenso uso do aço, 
que é uma liga composta principalmente por ferro; são bilhões de reais de prejuízo por ano. 
Duas estratégias podem ser utilizadas para evitar a corrosão, ou em outras palavras, a oxidação 
do ferro: 
(i) O recobrimento do aço com um metal mais resistente a oxidação 
(ii) O contato, na estrutura de aço a ser protegida, de um metal de sacrifício (proteção 
catódica), isto é, um metal barato que se oxide mais facilmente que o aço, mantendo 
este a sua integridade. 
De posse destas informações, responda as seguintes questões, considerando os aspectos 
econômicos e práticos. Justifique suas respostas em função dos potenciais de redução 
tabelados adiante. 
a) Qual o metal mais apropriado para ser utilizado na proteção por recobrimento? 
b) Qual o metal mais adequado para ser utilizado na proteção catódica? 
 
Reação Pot. padrão (V) 
Au+3(aq) + 3e- Au (s) 1,50 
Hg+2(aq) + 2e- Hg (s) 0,85 
Ag+(aq) + e- Ag (s) 0,80 
Ni+2(aq) + 2e- Ni (s) -0,25 
Fe+2(aq) + 2e- Fe (s) -0,45 
Zn+2(aq) + 2e- Zn (s) -0,75 
Na+(aq) + e- Na (s) -2,70 
 
 
11) Utilizando os potenciais de redução padrão, calcule a ddp e a ΔG para cada uma 
das reações abaixo e determine se elas são espontâneas ou não: 
a) Cl2(g) + 2I
-(aq) → 2Cl- (aq) + I2(s) 
b) Ni(s) + 2Ce4+(aq) → Ni2+(aq) + 2Ce3+(aq) 
c) Fe(s) + 2Fe3+(aq ) → 3Fe2+(aq) 
d) 2Al3+(aq) + 3Ca(s) → 2Al(s) + 3Ca2+(aq) 
e) H2(g) + F2(g) → 2H
+(aq) + 2F- (aq) 
f) Cu(s) + Ba2+(aq) → Cu2+(aq) + Ba(s) 
g) 3Fe2+(aq) → Fe(s) + 2Fe3+(aq) 
h) Hg2
2+(aq) + 2Cu+ (aq) → 2Hg(l) + 2Cu2+(aq) 
 
12) O cobre dissolve-se em ácido nítrico concentrado com desprendimento de NO(g), 
subseqüentemente oxidado a NO2(g) no ar. Em contrapartida, o cobre não se dissolve 
em acido clorídrico concentrado. Explique essas observações usando potenciais-padrão 
de redução. 
 
13) Para cada reação que for espontânea, sob condições normais, determine o potencial 
- padrão e calcule o ΔG0: 
a) 2NO3
-(aq) + 8H+(aq) + 6Hg(l) → 3Hg2+(aq) + 2NO(g) 
b) 2Hg2+(aq) + 2Br-(aq) → Hg2
2+(aq) + Br2(l) 
c) Cr2O7
2-(aq) + 14H+(aq) + 6Pu3+(aq) → 6Pu4+(aq) + 2Cr3+(aq) + 7H2O(l) 
 
14) Os materiais da célula galvânica, numa bateria de aparelho auditivo, são zinco metálico, 
mercúrio metálico misturado com oxido mercúrico e o KOH como eletrólito (ponte salina). 
Funcionando a bateria, o zinco forma ZnO2
-2 e o HgO é reduzido a Hg. Quais as reações no 
anodo e no catodo? Qual é a reação total? Escreva a notação para essa célula eletroquímica. 
 
15) Por meio da equação de Nernst, ache a relação (razão) das concentrações de Zn+2 para 
Cu+2, numa célula de Zn-Cu, para que ela esteja no equilíbrio. 
Dados: Cu+2 + 2e-  Cu E0 = 0,34 V 
Zn+2 + 2e-  Zn E0 = -0,76 V 
R) 1,94x1037 
 
 
 
16) A neutralização de um ácido forte e uma base forte ocorre espontaneamente., não sendo 
difícil realizá-la em uma pilha eletroquímica. A pilha pode ser assim representada: 
Pt / H2(g,p=1atm) / OH
-(aq, 1M) // H+(aq, 1M) / H2(g,p=1atm) / Pt 
Dois eletrodos de hidrogênio participam da pilha; o catodo é formado por um eletrodo de 
hidrogênio padrão e o anodo por um eletrodo com uma solução 1M de base forte. Faça o 
desenho esquemático desta pilha indicando o sentido do fluxo de elétrons. Alem disso 
represente todas as semi-reações que ocorrem e a reação total da pilha. 
 
17) A chamada célula de combustível já foi utilizada no programa espacial americano e é 
baseada na reação de oxi-redução envolvendo o H2 e o O2. Em função das semi-reações 
abaixo, qual seria a reação do anodo, do catodo, a reação total e a voltagem produzida em tal 
célula. 
O2 (g) +2 H2O(l) + 4e
--  4 OH- Eo= 0,40V 
2 H2O (l) + 2e
-  H2 (g) + 2 OH
- (aq) Eo= -0,83V 
Considere pO2 = pH2 = 1atm e [OH
-] = 1M 
R) +1,23V, cat: O2; Anodo= H2 
 
18) Calcule o potencial par as seguintes pilhas: 
a) Sn(s) + Pb+2 (0,050M)  Sn+2 (1,50M) + Pb (s) 
b) 3Zn (s) + 2Cr+3 (0,010M)  3Zn+2 (0,020M) + 2Cr (s) 
c) PbO2 (s) + (SO4)
-2 (0,010M) + 4H++ (0,10M) + Cu (s)  PbSO4 (s) + Cu
+2 (0,0010M) + 2H2O 
 
19) Calcule as constantes de equilíbrio para as reações: 
a) Ni (s) + Sn+2 (aq)  Ni+2 (aq) + Sn (s) 
b) Cl2 (g) + 2Br
- (aq)  Br2 (aq) + 2Cl
- (aq) 
c) Fe+2 (aq) + Ag+ (aq)  Ag (s) + Fe+3 (aq) 
R) 3,2 x 103; 1,3x109; 3 
 
20) Para as reações abaixo,escreva a equação de Nernst, calcule o potencial padrão (E0t) e o 
potencial (Et) nas condições dadas: 
a)Sn+2 (0,5M) + Ni (s)  Sn (s) + Ni+2 (0,01M) 
b) F2 (g) (1atm) + Li (s)  Li
+ (1M) + F- (0,5M) 
c) Zn(s) + 2H+ (0,01M)  Zn+2 (1M) + H2 (1atm) 
d) 2H+ (1,0M) + Fe (s)  H2 (1atm) + Fe
+2 (0,2M) 
 
 
21) Calcule E0t para cada uma das células voltaicas abaixo: 
a) MnO2 (s) + I
- + H+  Mn+2 + I2 (s) + H2O 
b) Pb (s) + Ag+ (aq)  Pb+2 (aq) + Ag (s) 
c) S (s) + H2 (g) + 2 OH
- (aq)  2H2O + S
-2 (aq) 
d) Ag (s) + NO3
- (aq) + H+  Ag+(aq) + NO + H2O 
 
22) Coloque em ordem crescente de força como agentes oxidantes: 
a) H2O2, Zn
+2, MnO4
-, AuCl4
- 
b) Ag+, Fe+2, Cl-, Co+3, O2 
 
23) Dados: Al (s), Mg+2, I-, Cu (s), H+ e H2O; selecione, baseado nos potenciais de redução... 
a) o melhor agente redutor 
b) o melhor agente oxidante 
c) o pior agente redutor 
d) o pior agente oxidante 
 
24) Justifique com equações e o cálculo do potencial da reação, se: 
a) uma solução de nitrato de níquel II pode ser guardada num recipiente de alumínio. 
b) uma solução de nitrato plumboso poderá ser agitada com um bastão de cobre. 
 
25) Calcule a variação de energia livre, em KJ, para a seguinte reação a 25 ºC: 
2 Au (s) + 3 Ca+2 (aq, 1M)  2 Au +3 (aq, 1M) + 3 Ca (s) 
R) 2,53 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Potenciais de Redução Padrões, em água, a 25ºC 
 
Semi –Equações (Soluções Ácidas) 
 
 
Potenciais de 
 Redução Padrão,E0 (V) 
F2(g) + 2e
- → 2F- 2,87 
Co3+(aq) + 2e
- → Co+2(aq) 1,82 
Pb4+(aq) + 2e
- → Pb+2(aq) 1,8 
H2O2(aq) + 2H
+
(aq) + 2e
- → 2H2O 1,77 
NiO2(s) + 4H
+
(aq) + 2e
- → Ni2+(aq) + 2H2O 1,70 
PbO2(s) + SO4
2-
(aq) + 4H
+
(aq) + 2e
- → PbSO4 + 2H2O 1,685 
Au+(aq) + e
- → Au(s) 1,68 
2 ClO4
-+ 16H+(aq) + 14e
- → Cl2(g) + 8H2O 1,63 
Ce4+(aq) + e
- → Ce3+(aq) 1,61 
NaBiO3(s) + 6H
+ + 2e- → Bi3+(aq) + Na
+
(aq) + 3H2O ≈ 1,6 
MnO4
-
(aq) + 8H
+
(aq) + 5e
- → Mn+2(aq) + 4H2O 1,51 
Au+3(aq) +3e
- → Au(s) 1,50 
ClO3
-
(aq) + 6H
+
(aq) + 5e
- → ½ Cl2(g) + 3H2O 1,47 
BrO3
-
(aq) + 6H
+
(aq) + 6e
- → Br -(aq) + 3H2O 1,44 
Cl2(g) + 2e
- → 2Cl- 1,358 
Cr2O7
2- + 14H+(aq) + 14e
- → 2Cr+3(aq) + 7H2O 1,33 
N2H5
+
(aq) + 3H
+ + 2e- → 2NH4
+
(aq) 1,24 
MnO2(s) + 4H
+
(aq) + 2e
- → Mn+2 + 2H2O 1,23 
O2 (g) + 4H
+
(aq) + 4e
- → 2H2O 1,229 
Pt2+(aq) + 2e
- → Pt(s) 1,20 
IO3
-
(aq) + 6H
+ + 5e- → ½ I2(g) + 3H2O 1,195 
ClO4
-
(aq) + 2H
+
(aq) + 2e
- → ClO3
- + H2O 1,19 
Br2(l) + 2e
- → 2Br -(aq) 1,066 
AuCl4
-
(aq) + 3e
- → Au(s) + 4Cl
-
(aq) 1,00 
Pd+2(aq) + 2e
- → Pd(s) 0,0987 
NO3
-
(aq) + 4H
+
(aq) + 3e
- → NO(g) + 2H2O 0,96 
NO3
-
(aq) + 3H
+
(aq) + 2e
- → HNO2(aq) + H2O 0,94 
2Hg+2(aq) + 2e
- → Hg2
+2
(aq) 0,920 
Hg+2(aq) + 2e
- → Hg(l) 0,855 
Ag+ + e- → Ag(s) 0,7994 
Hg2
+2
(aq) + 2e
- → 2Hg(l) 0,789 
Fe+3(aq) + e
- → Fe+2(aq) 0,771 
SbCl6
-
(aq) + 2e
- → SbCl4
-
(aq) + 2Cl
-
(aq) 0,75 
[PtCl4]
2+
(aq) + 2e
- → Pt(s) + 4Cl
-
(aq) 0,73 
O2( g) + 2H
+
(aq) + 2e
- → H2O2(aq) 0,682 
[PtCl6]
2-
(aq) + 2e
- → [PtCl4]
2+
(aq) + 2Cl
-
(aq) 0.68 
H3AsO4(aq) + 2H
+
(aq) + 2e
- → H3AsO3(aq) + H2O 0,58 
I2 + 2e
- → 2I-(aq) 0,535 
TeO2(s) + 4H
+
(aq) + 4e
- → Te(s) + 2H2O 0,529 
Cu+(aq) + e
- → Cu(s) 0,521 
[RhCl6]
3-
(aq) + 3e
- → Rh(s) + 6Cl
-
(aq) 0,44 
 
Cu+2(aq) + 2e
- → Cu(s) 0,337 
HgCl2(s) + 2e
- → 2Hg(l) + 2Cl
-
(aq) 0,270 
AgCl(s) + e
- → Ag(s) + Cl
-
(aq) 0,222 
SO4
2-
(aq) + 4H
+ + 2e- → SO2 (g) + 2H2O 0,20 
SO4
2-
(aq) + 4H
+ + 2e- → H2SO3 (aq) + H2O 0,17 
Cu+2(aq) + e
- → Cu+(aq) 0,153 
Sn+4 + 2e- → Sn+2(aq) 0,15 
S(s) +2H
+
(aq) + 2e
- → H2S(aq) 0,14 
AgBr(s) + e
- → Ag(s) + Br 
-
(aq) 0,0713 
2H+(aq) + 2e
- → H2(g) (eletrodo de referência) 0,000 
N2O(g) + 6H
+
(aq) + H2O + 4e
- → 2NH3OH
+
(aq) -0,05 
Pb2+(aq) + 2e
- → Pb(s) -0,126 
Sn2+ + 2e- → Sn(s) -0,14 
AgI(s) + e
- → Ag(S) + I 
-
(aq) -0,15 
[SnF6]
2-
(aq) + 4e
- → Sn (s) + 6F
-
(aq) -0,25 
Ni2+(aq) + 2e
- → Ni (s) -0,25 
Co2+(aq) + 2e
- → Co(s) -0,28 
Tl+(aq) + e
- → Tl(s) -0,34 
PbSO4 (s) + 2e
- → Pb(s) + SO4
2-
(aq) -0,356 
Se (s) + 2H
+
(aq) + 2e
- → H2Se(aq) -0,40 
Cd2+(aq) + 2e
- → Cd(s) -0,403 
Cr3+ + e- → Cr2+(aq) -0,41 
Fe2+(aq) + 2e
- → Fe(s) -0,44 
2CO2(g) + 2H
+
(aq) + 2e
- → (COOH)2(aq) ou H2C2O4 -0,49 
Ga3+ + 3e- → Ga(s) -0,53 
HgS(s) + 2H
+
(aq) + 2e
- → Hg(l) + H2S(g) -0,72 
Cr3+(aq) + 3e
- → Cr(s) -0,74 
Zn2+(aq) + 2e
- → Zn(s) -0,763 
Cr+2(aq) + 2e
- → Cr(s) -0,91 
FeS(s) + 2e
- → Fe(s) + S
2-
(aq) -1,01 
Mn+2(aq) + 2e
- → Mn(s) -1,18 
V2+(aq) + 2e
- → V(s) -1,18 
CdS(s) + 2e
- → Cd(s) + S
2-
(aq) -1,21 
ZnS(s) + 2e
- → Zn(s) + S
2-
(g) -1,44 
Zr4+ + 4e- → Zr(s) -1,53 
Al3+ + 3e- → Al(s) -1,66 
Mg2+(aq) + 2e
- → Mg(s) -2,37 
Na+(aq) + e
- → Na(s) -2,714 
Ca2+(aq) + 2e
- → Ca(s) -2,87 
Sr2+(aq) + 2e
- → Sr(s) -2,89 
Ba+2 + 2e- → Ba(s) -2,90 
K+(aq) + e
- → K(s) -2,925 
Rb+(aq) + e
- → Rb(s) -2,925 
Li+(aq) + e
- →Li(s) -3,045 
 
 
 
 
 
 
 
Semi –Equações (Soluções Alcalinas) 
 
 
 
Potenciais de 
 Redução Padrão,E0 (V) 
ClO-(aq) + H2O + 2e
- → Cl- + 2OH-(aq) 0,89 
OOH-(aq) + H2O + 2e
- → 3OH-(aq) 0,88 
2NH2OH(aq) + 2e
- → N2H4(aq) + 2OH
- 0,74 
ClO3
-
(aq) + 3H2O + 6e
- → Cl-(aq) + 6OH
-
(aq) 0,62 
MnO4
-
(aq) + 2H2O + 3e
-→ MnO2(s) + 4OH
- 0,588 
MnO4(aq) + e
- → MnO4
2-
(aq) 0,564 
NiO2(s) + 2H2O + 2e
- → Ni(OH)2(s) + OH
-
(aq) 0,49 
Ag2CrO4 + 2e
- → 2Ag(s) + CrO4
2-
(aq) 0,446 
O2(g) + 2H2O + 4e
- → 4OH-(aq) 0,40 
ClO4
-
(aq) + H2O + 2e
- → ClO3
-
(aq) + 2OH
-
(aq) 0,36 
Ag2O(s) + 2H2O + 2e
- → 2Ag(s) + 2OH
-
(aq) 0,34 
2NO2
-
(aq) + 3H2O + 4e
- → N2O(g) 6OH
-
(aq) 0,15 
N2H4(aq) + 2H2O + 2e
- → 2NH3(aq) + 2(OH)
-
(aq) 0,10 
[Co(NH3)6]
3+
(aq) + e
- → [Co(NH3)6]
2+
(aq) 0,10 
HgO(s) + H2O + 2e
- → Hg(l) + 2OH
-
(aq) 0,0984 
O2(g) + H2O + 2e
- → OOH-(aq) +OH
-
(aq) 0,076 
NO3
-
(aq) + H2O + 2e
- → NO2
-
(aq) + 2OH
-
(aq) 0,01 
MnO2(s) + 2H2O + 2e
- → Mn(OH)2(s) + 2OH
-
(aq) -0,05 
CrO4
2-
(aq) + 4H2O + 2e
- → Cr(OH)3(s) + 5OH
-
(aq) -0,12 
Cu(OH)2(s) + 2e
- → Cu(s) + 2OH
-
(aq) -0,36 
S(s) + 2e
- → S2
-
(aq) -0,48 
Fe(OH)3(s) + e
- → Fe(OH)2(s) + OH
-
(aq) -0,56 
2H2O + 2e
- → H2(g) + 2OH
-
(aq) -0,8277 
2NO3
-
(aq) + 2H2O + 2e
- → N2O4(g) + 4OH
-
(aq) -0,85 
Fe(OH)2(s) + 2e
- → Fe(s) + 2OH
-
(aq) -0,877 
SO4
2-
(aq) + H2O + 2e
- → SO3
2-
(aq) + 2OH
-
(aq) -0,93 
N2(g) + 4H2O + 4e
- → N2H4(aq) + 4OH
-
(aq) -1,15 
[Zn(OH)4]
2-
(aq) + 2e
- → Zn(s) + 4OH
-
(aq) -1,22 
Zn(OH)2(s) + 2e
- → Zn(s) + 2OH
-
(aq) -1,245 
[Zn(CN)4]
2-
(aq) + 2e
- → Zn(s) + 4CN
-
(aq) -1,26 
Cr(OH)3(s) + 3e
- → Cr(s) + 3OH
-
(aq) -1,30 
SiO3
2-
(aq) + 3H2O + 4e
- → Si(s) + 6OH
-
(aq) -1,70