Lista01 EqRedox B36 2018 2

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UNIVERSIDADE FEDERAL DA BAHIA 
INSTITUTO DE QUÍMICA // DEPARTAMENTO DE QUÍMICA ANALÍTICA 
QUI B36 – QUÍMICA ANALÍTICA IIA – Profª Daniele Muniz – 2018.2 
 
 
LISTA DE EXERCÍCIOS – I UNIDADE 
 
1. Considere as seguintes reações de oxidação-redução: 
 
I) Escreva cada processo líquido em termos das duas semi-reações balanceadas. 
II) Expresse cada semi-reação como redução. 
III) Organize as semi-reações do item (b) em ordem decrescente de eficiência como receptores de elétrons 
 
2. Balancei as seguintes equações e indique o agente redutor e oxidante. 
a) Fe2+ + ClO4-  Fe3+ + Cl- (em meio ácido) 
b) Cr3+ + MnO2  CrO42- + Mn2+ (em meio básico) 
c) Cr(OH)3 + IO3-  CrO42- + I- (em meio básico) 
d) MnO4- + Fe2+  Mn2+ + Fe3+ (em meio ácido) 
e) MnO4- + SO32- + H+  Mn2+ + SO42- + H2O 
f) Co2+ + BrO-  Co3+ + Br2(l) + H2O (em meio ácido) 
g) AsO43- + Zn +  Zn2+ + AsH3 (em meio ácido) 
h) NaBiO3 + H2O2 + H2SO4  Na2SO4 + Bi2(SO4)3 + H2O + O2(g) 
i) Cl2 (g) + S2O32-  Cl- + SO42- (em meio ácido) 
j) I2 (aq) + NO3-  I- + NO (em meio básico) 
k) Br2 + NaOH  NaBr + NaBrO3 + H2O 
l) Ca3(PO4)2 + SiO2 + C  CaSiO3 + CO + P 
 
3. Introduz-se uma chapinha de cobre em uma solução aquosa de cloreto férrico contida em um 
copo. Com o passar do tempo nota-se o seguinte: 
I - não há desprendimento de gás; 
II - a chapinha de cobre perde espessura mas conserva sua cor característica; 
III - a cor da solução vai mudando aos poucos 
Em face dessas observações, qual a opção que contém a equação química que melhor representa o 
"desaparecimento" do cobre na solução? 
a) Cu (s) + Fe2+ (aq)  Cu2+ (aq) + Fe (s) d) 3Cu (s) + 2Fe3+ (aq)  3Cu2+ (aq) + 2Fe (s) 
b) Cu (s) + 2H+ (aq)  Cu2+ (aq) + H2 (g) e) Cu (s) + 2OH- (aq)  (CuO2)2- (aq) + H2 (g) 
c) Cu (s) + 2Fe3+ (aq)  Cu2+ (aq) + 2Fe2+ (aq) 
 
4. Calcule a informação requerida das seguintes reações redox. 
a) Zn(s) | Zn 2+(aq) ( ? mol L-1) || Co2+(aq) 5,95 x 10 -3 (mol L-1) | Co(s), Ecel = 0,45 V 
b) Pt / Fe3+ (0,010 mol/L), Fe2+ (0,0010 mol/L) // Ag+ (0,0350 mol/L) / Ag(s) Ecel = ? 
c) Cr(s) / Cr3+ (0,10 mol L-1) // Pb2+ (1,00x10-5 mol L-1 ) / Pb(s) Ecel = ? 
d) Cu(s) / Cu2+ (0,80mol L–1) // Cl–(0,10 mol L–1) / Cl2(g, 1,6atm) | Pt(s) Ecel = ? 
 
5. Dada a célula eletroquímica: Zn(s) / Zn(NO3)2 (aq) // AgNO3 (aq) / Ag(s) 
a) Escreva equação química da reação 
b) Calcule o potencial padrão da célula (concentrações = 1 mol L-1, T = 25 ºC) R: E=1,66V 
c) Essa célula é eletrolítica ou galvânica? 
d) Calcule o potencial da célula se: [Zn2+] = 0,3 mol L-1 e [Ag+] = 1,5 mol L-1 R: E=1,58V 
e) Desenhe o esquema da célula eletroquímica, indicando o fluxo de elétrons, cátions e ânions 
 
6. Numa aula de Química Analítica, um grupo de alunos foi orientado a montar uma célula 
eletroquímica em solução aquosa. O grupo decidiu fazer isso usando eletrodos de Prata e de 
Níquel. Sobre a célula eletroquímica a ser montada pelos alunos e, com base nos conhecimentos 
de eletroquímica, faça o que se pede a seguir. 
 
a) Escrever as reações das meias- células e a reação total; 
b) Indique qual eletrodo será o catodo e qual será o anodo. Justifique. 
c) Determine o potencial-padrão E° da pilha na condição padrão. R: E=1,05V 
d) Calcule a constante de equilíbrio na condição padrão. R: Keq= 2,97 x 1035 
e) Determine o potencial E da pilha, quando as concentrações dos íons prata e níquel foram 0,20 mol L -1 e 
0,01 mol L-1, respectivamente. R: E=1,58V 
f) Baseado na resposta do item anterior, esse processo é espontâneo? Justifique. 
g) Represente a célula em esquema de barras. Identificar e explicar o significado de todos os símbolos 
usados. 
7. Considere a semi-reação: As(s) + 3H++ 3e-  AsH3 (g) Eº = - 0,238 V 
 
a) Escreva a equação de Nernst para a semi-reação 
b) Calcule o potencial quando pH = 3 e pAsH3 = 1 torr (760 torr = 1 atm) R: E= -0,36V 
 
8. Calcule a constante de equilíbrio de cada uma das reações I e II abaixo considerando a condição 
padrão. Baseado nos valores encontrados indique qual as reações têm maior tendência a ocorrer 
justificando a sua resposta. R: Reação I Keq= 3,16 x 1062 ; Reação II Keq= 4,18 x 1046 
Reação I Reação II 
MnO4 - + 5 Fe2+ + 8H+  Mn2+ + 5 Fe3+ + 4H2O MnO4 - + 3Fe2+ + 4H+  MnO2 + 3Fe3+ + 2H2O 
Dados: Dados: 
MnO4 - + 8H+ + 5 e-  Mn2+ + 4H2O (Eº = 1,51 V) MnO4 - + 4H+ + 3 e-  Mn2+ + 2H2O (Eº = 1,69 V) 
Fe3+ + e-  Fe2+ (Eº = 0,77 V) Fe3+ + e-  Fe2+ (Eº = 0,77 V) 
 
9. Na titulação de 25,00 mL de uma solução aquosa que contém Fe2+, utilizando uma solução 0,0200 
mol L-1 de dicromato de potássio, em meio ácido, tem lugar a reação abaixo, onde são consumidos 
20,00 mL da solução de dicromato de potássio. 
Fe2+(aq) + Cr2O72-(aq) + H+ (aq)  Fe3+ (aq) + Cr3+ (aq) + H2O 
 
a) Considerando o processo de oxirredução balancei a equação 
b) De acordo com a equação do item anterior, identifique o agente oxidante e o agente redutor. 
c) Calcule a concentração molar do íon ferro (II) na solução titulada. R: 0,09600 mol L-1 
 
10. Considere a titulação de 100,0 mL de Fe2+ 0,100 mol/L com Ce4+ 0,100 mol/L; em uma solução 
com H2S04 0,5 mol/L. Considere os seguintes potenciais padrão para efetuar os cálculos: 
 Fe3+ + e- ⇌ Fe2+ E°= 0,77 V ; Ce4+ + e- ⇌ Ce E°= 1,44 V 
Calcule o potencial após adição dos seguintes volumes de titulante: 
a) 0,0 mL (R: indeterminado) 
b) 20,0 mL (R: 0,73 V) 
c) 100 mL (R: 1,10 V) 
d) 101 mL (R: 1,32 V) 
 
11. Ferro (II) é determinado por titulação de oxi-redução com uma solução de KMnO4 0,0206 mol L-1 
em meio ácido, segundo a reação: 
MnO4-(aq) + 5Fe2+ (aq) + 8H+(aq) Mn2+(aq) +5Fe3+ (aq)+4H2O(l) 
a) Indique o método volumétrico indicado. 
b) Indique o agente oxidante e o agente redutor. 
c) Defina a proporção estequiométrica entre titulante e o analito. 
d) Durante a titulação, foram consumidos 40,71 mL de KMnO4. Determine a massa de Fe2+ 
(em mg) existe na solução. (Resposta: 234 mg) 
 
12. Qual será o potencial no ponto de equivalência da titulação: Co3+(aq) + Cu2+(aq) Co2+(aq) + Cu+(aq) ? 
(E=0,985V)