13a. LISTA QG Eletroquimica

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13ª LISTA - EXERCÍCIOS DE PROVAS ANTIGAS - Eletroquímica 
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1ª. Questão 
 
Considere a seguinte pilha, a 25 °C. 
Sn(s)Sn2+(0,150 mol L-1)Pb2+(0,550 mol L-1)Pb(s) 
 
a) Calcule a variação de potencial, E, inicial da pilha. 
b) O que deve acontecer com o valor de E da pilha em função do tempo de seu 
funcionamento? Explique. 
c) Calcule o valor de E da pilha quando a [Pb2+] decair para 0,500 mol L-1. 
d) Calcule as concentrações de Sn2+ e Pb2+, em mol L-1, quando o E da pilha for zero. 
 
Dados: 
Sn2+(aq) + 2e-  Sn(s) Eo = - 0,136 V 
Pb2+(aq) + 2e-  Pb(s) Eo = - 0,126 V 
F = 96500 C mol-1 
R = 8,3145 J mol-1 K-1 
 
Gabarito: 
a) 0,027 V 
b) A [Pb2+] diminui e a [Sn2+] aumenta, ocasionando uma diminuição do ∆E. 
c) 0,022 V 
d) [Sn2+]no equilíbrio = 0,48 mol L
-1; [Pb2+]no equilíbrio = 0,22 mol L
-1 
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2ª. Questão 
 
Uma pilha pode ser construída com duas semicélulas, cujas semirreações e potenciais-
padrão de redução, a 25 °C, são apresentados abaixo. 
 
Fe3+(aq) + e-  Fe2+(aq) Eo = 0,770 V 
Ag+(aq) + e -  Ag(s) Eo = 0,800 V 
 
a) Escreva a notação para essa pilha. 
b) Determine o valor da variação de potencial padrão, E°, para essa pilha. 
c) Calcule o valor da constante de equilíbrio, Kc, para essa reação. 
d) Calcule o valor da variação de potencial, E, para essa pilha no instante em que as 
concentrações das espécies são: [Fe2+] = 0,0050 mol L-1; [Ag+] = 2,0 mol L-1; e [Fe3+] = 
0,0050 mol L-1. 
 
Dados: 
F = 96500 C mol-1 
R = 8,3145 J mol-1 K-1 
 
Gabarito: 
a) 
Pt(s) ǀ Fe2+(aq), Fe3+(aq) Ag+ (aq) Ag(s) 
anodo e- catodo 
 
 
b) 0,030 V 
c) 3 
d) 0,048 V 
 
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3ª. Questão 
 
Em 2010 foi lançado no Rio de Janeiro o primeiro ônibus com tecnologia não poluente, 
100 % nacional, funcionado com célula a combustível. Essa tecnologia utiliza o oxigênio 
do ar e hidrogênio armazenado em cilindros. Os potenciais-padrão de redução das 
semirreações a 25,00 °C são mostrados abaixo. 
 
O2(g) + 4H
+(aq) + 4e-  2H2O(l) E
o = + 1,229 V 
2H+(aq) + 2e-  H2(g) E
o = 0,000 V 
 
a) Escreva as semirreações que ocorrem no catodo e no anodo e a reação global da 
célula galvânica. 
b) Calcule o valor da constante de equilíbrio, K, da reação na célula galvânica, a 25,00 °C. 
c) Calcule a variação do potencial da célula galvânica, E, a 90,00 °C, sabendo que o ar 
(1,0000 atm) tem 20,00 % de O2 em volume, e que a pressão de H2 é controlada para 
reagir completamente com o O2. 
 
Considere que E° não varia significativamente com a temperatura. 
 
Dados: 
F = 96500 C mol-1 
R = 8,3145 J mol-1 K-1 
 
Gabarito: 
a) 
Catodo: O2(g) + 4H
+(aq) + 4e-  2H2O(l) 
Anodo: H2(g)  2H
+ (aq) + 2e- (x 2) 
Reação global: O2(g) + 2H2(g)  2H2O(l) 
b) 1 x 1083 
c) 1,202 V 
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4ª. Questão 
 
Conhecendo as semirreações da pilha seca (pilha de Leclanché) e seus respectivos 
potenciais padrões de redução a 25,0 °C, faça o que se pede. 
 
Zn2+(aq) + 2e- → Zn(s) Eo = - 0,76 V 
2NH4
+(aq) + 2MnO2(s) + 2e
- → Mn2O3(s) + H2O(l) + 2NH3(aq) E
o = + 0,74 V 
 
a) Escreva a equação global da pilha e calcule a sua diferença de potencial padrão, Eo. 
b) Calcule a diferença de potencial, E, que a pilha desenvolve quando a concentração de 
NH4
+ cair para 0,500 mol L-1, sabendo que as concentrações iniciais de NH4
+, NH3 e de 
Zn2+ são iguais a 1,000 mol L-1. 
c) Calcule a quantidade máxima, em grama, de Mn2O3 que pode ser obtida a partir de 
0,0800 mol de MnO2, considerando que a reação global da pilha tem 100 % de 
rendimento. 
 
Dados: 
F = 96500 C mol-1 
M(Mn2O3) = 158 g mol
-1 
R = 8,3145 J mol-1 K-1 
 
Gabarito: 
a) Zn(s) + 2NH4
+
(aq) + 2MnO2(s)  Mn2O3(s) + H2O(l) + 2NH3(aq) + Zn
2+(aq) 
E° = 1,50 V 
b) 1,47 V 
c) 6,32 g 
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5ª. Questão 
 
Considere a seguinte célula galvânica, os potenciais padrão de redução, a 25 oC, e as 
informações do gráfico e faça o que se pede. 
 
Fe(s)│Fe2+(aq) ││Cr3+(aq) , Cr2+ (aq)│Pt(s) 
 
Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s) Eo = - 0,440 V 
Cr3+(aq) + e- → Cr2+(aq) Eo = ? V 
 
 
 
a) Escreva a reação global que ocorre nesta célula galvânica. 
b) Determine o potencial padrão de redução do catodo, Eo, em volts. 
c) Determine o valor de ∆G, s 25 oC, no início desta reação quando, ela está na condição 
padrão. 
d) Determine o valor da constante de equilíbrio, K, a 25 oC. 
 
Dados: 
F = 96500 C mol-1 
R = 8,3145 J mol-1 K-1 
 
Gabarito: 
a) 2Cr3+(aq)+ Fe(s) → Fe2+(aq) + 2Cr2+(aq) 
b) - 0,407 V 
c) - 6,37 kJ 
d) Quando E = 0, ln Q = 2,55 = lnK (do gráfico) aproximadamente K = e2,55 = 13 
 
 
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6ª. Questão 
 
As pilhas de combustível são células galvânicas em que os reagentes são continuamente 
fornecidos aos eletrodos. Estas pilhas são de grande interesse, uma vez que a energia 
química é diretamente transformada em energia elétrica. Uma pilha de combustível, na 
qual os reagentes são oxigênio e hidrogênio, é usada como combustível em viagens 
espaciais. As semirreações de redução, para essa pilha, a 25,0 oC, são dadas abaixo. 
 
2H2O(l) + 2e
-  H2(g) + 2OH
-(aq) Eº = - 0,828 V 
O2(g) + 2H2O(l) + 4e
-  4OH-(aq) Eº = + 0,402 V 
 
a) Qual semirreação se processa no catodo? 
b) Qual é a única substância produzida na célula? Mostre as equações. 
c) Na reação global, preveja o que ocorre com a entropia do sistema. Justifique. 
d) Calcule o valor da energia livre padrão, Go, e da constante de equilíbrio, K, para a 
reação global. 
 
Dados: 
F = 96500 C mol-1 
R = 8,3145 J mol-1 K-1 
 
Gabarito: 
a) O2(g) + 2H2O(l) + 4e
-  4OH-(aq) 
b) 2H2(g) + O2(g)  2H2O(l) Eº = 1,230 V 
A única substância produzida na célula é a água. 
c) A entropia diminui no sentido direto, pois o número de mol de substâncias gasosas 
diminui. 
d) G° = - 474,8 kJ mol-1 ; K = 2 x 1083 
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7ª. Questão 
 
Considere a seguinte reação de oxirredução, a 25 oC: 
 
 O2(g) + 4H
+(aq) + 4 Br-(aq)  2H2O(l) + 2Br2(l) 
 
a) Em condições-padrão a reação acima é espontânea? Justifique com cálculos. 
b) Qual é o novo valor de ΔE no momento em que o pH da solução é 3,60? Nesse pH a 
reação será espontânea? Justifique com cálculos. Considere que as demais espécies 
estejam na condição padrão. 
c) Calcule a constante de equilíbrio, K, da reação. 
 
Dados: 
Br2(l) + 2e
-  2Br-(aq) Eo = + 1,070 V 
O2(g) + 4H
+(aq) + 4e-  2H2O(l) E
o = + 1,230 V 
F = 96500 C mol-1 
R = 8,3145 J mol-1 K-1 
 
Gabarito: 
a) - 61,8 kJ. Nestas condições padrão o valor de ΔGo é menor que zero, e portanto, a 
reação é espontânea. 
b) - 0,053 V. Como este novo valor de ΔE é negativo, o ΔG correspondente será positivo, 
o que significa que a reação nesta nova condição não será espontânea. 
c) K = 7 x 1010 
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8ª. Questão 
 
Considere a célula eletroquímica formada por um catodo de tálio e um anodo de índio, a 
25 oC, cujas equações de redução e respectivos potenciais padrão, nesta temperatura, 
estão apresentados abaixo. 
 
Tl+(aq) + e- Tl(s) Eo = - 0,34 V 
In3+(aq) + 3e- In(s) Eo = - 0,34 V 
 
a) Calcule o potencial, E, da célulaformada, quando as concentrações dos íons Tl+ e 
In3+ forem, cada uma delas, iguais a 0,500 mol L-1. 
b) Calcule a energia livre, G, nas condições do item “a” e diga se esta célula é 
espontânea, não espontânea ou está no equilíbrio. 
c) Sabendo que uma pilha alcalina tem uma diferença de potencial igual a 1,3 V, discuta 
se a célula eletroquímica do item “a” é viável para a produção de trabalho útil. 
d) Considere outra célula eletroquímica formada por esses mesmos eletrodos, sendo a 
concentração de Tl+ igual a 0,200 mol L-1. Mostre, com cálculos, qual deve ser a 
concentração máxima de In3+, a partir da qual essa célula se torne galvânica. 
 
Dados: 
F = 96500 C mol-1 
R = 8,3145 J mol-1 K-1 
 
Gabarito: 
a) - 0,01 V 
b) + 3 x 103 J – célula não espontânea 
c) Para uma célula eletroquímica ser viável, é preciso que G < 0. Portanto, a célula do 
item “a” não é viável para a produção de trabalho útil. 
d) [In3+] = 8,00 x 10-3 mol L-1. Abaixo desta concentração, a célula será galvânica 
(espontânea). 
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9ª. Questão 
 
Considere uma célula eletroquímica e os potenciais padrão de redução, a 25 oC, abaixo e 
faça o que se pede. 
 
I2(s) + 2e
-  2I-(aq) Eo = 0,5360 V 
Cu+(aq) + e-  Cu(s) Eo = 0,5210 V 
 
a) Calcule a variação do potencial da célula, E, no momento em que as concentrações 
são 2,5 mol L-1 de Cu+ e 3,5 mol L-1 de I- e avalie a espontaneidade da reação nessas 
condições. 
b) O valor do E do item “a” seria o mesmo se a célula operasse sob condições padrão? 
Justifique sua resposta. 
c) Calcule em que concentração de I- o E seria zero, considerando que a concentração 
de Cu+ seja de 1,4 mol L-1. 
 
Dados: 
F = 96500 C mol-1 
R = 8,3145 J mol-1 K-1 
 
Gabarito: 
a) - 0,0407 V 
b) Não. Nas condições padrão, temos E = E° = 0,0150V, reação espontânea. 
c) 1,3 mol L-1 
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10ª. Questão 
 
Considere a célula eletroquímica, a 25 oC, e o gráfico representados abaixo e faça o que 
se pede. 
 
Cd(s) Ι Cd2+(aq) ΙΙ Co2+(aq) Ι Co(s) 
 
 
 
a) Escreva a reação global. 
b) Calcule o valor da energia livre padrão, ΔGo, em kJ. 
c) Calcule o valor da constante de equilíbrio, K. 
d) Calcule o potencial padrão de redução do Co2+, Eo, em volts, sabendo que o potencial 
padrão de redução do Cd2+ é de - 0,400 V. 
e) Calcule o valor aproximado da constante dos gases, R, em J K-1 mol-1, baseado na 
inclinação da reta. 
f) Calcule a variação de energia livre de Gibbs, G, em kJ, e explique a espontaneidade 
da reação quando o quociente reacional, Q, for igual a 1,00 x 106. 
 
Dados: 
F = 96500 C mol-1 
 
Gabarito: 
a) Reação global Cd(s) + Co2+(aq)  Cd2+(aq) +Co(s) 
b) - 23,2 kJ 
c) Pelo gráfico, K = 1,1 x 104; pela fórmula, K = 1,17 x 104. 
d) - 0,280 V 
e) Aproximadamente 8,4 J K-1 mol-1 
f) 11,1 kJ. Como o G é positivo a reação deverá ir à direção inversa até atingir o 
equilíbrio (G =0).