10a Lista Graduação - Eletroquímica

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Questão 01: A seguinte reação redox é usada, em meio ácido, no bafômetro para determinar o nível de álcool no sangue:
H+ (aq) + Cr2O72 (aq) + C2H5OH(aq) Cr3+(aq) + C2H4O(aq) + H2O(l)
a) Identifique os elementos que mudam o estado de oxidação e indique os números de oxidação inicial e final elementos.
b) Escreva e balanceie a meia-reação de oxidação.
c) Escreva e balanceie a meia-reação de oxidação.
d) Combine as reações de oxidação e de redução, dando a reação global de redox.
Questão 02: Calcule a energia livre de Gibbs padrão de reação das seguintes reações de células:
a) 2 Ce4+(aq) + 3 I (aq) Ce3+(aq) + I3 (aq) ΔEo = + 1,08 Volts.
b) 6 Fe3+(aq) + 2 Cr3+(aq) + 7 H2O(l) 6 Fe2+(aq) + Cr2O72(aq) + 14 H+(aq) ΔEo = 1,29 Volts.
 
Questão 03: Escreva as meias-reações e a equação balanceada das reações de célula de cada uma das células galvânicas:
a) Ni(s)/Ni2+(aq) // Ag+(aq)/Ag(s)
b) C(grafite)/H2(g)/H+(aq) // Cl2(g)/Cl(aq)/Pt(s)
c) Cu(s)/Cu2+(aq)//Ce4+(aq)/Ce3+(aq)/Pt(s)
d) Pt(s)/O2(g)/H+(aq)//OH(aq)/ O2(g)/Pt(s)
Questão 04: Um estudante recebeu uma meia célula-padrão, Cu(s)/Cu2+(aq), e outra meia-célula contendo um metal M, desconhecido, imerso em uma solução 1M M(NO3)2(aq). Quando o cobre foi ligado como anodo, em 25º C, o potencial da célula foi de – 0,689 V. Qual é o potencial de redução do metal M.
Dados: Eo Cu2+/Cuo = +,034 V.
Questão 05: Um eletrodo de estanho em uma solução 0,015Mde Sn(NO3)2(aq) está ligado a um eletrodo de hidrogênio (H2) em que a pressão de H2 é 1,0 bar. Se o potencial de célula for 0,061 V, em 25º C, qual será o pH do eletrólito no eletrodo de hidrogênio?
Questão 06: Determine o potencial das seguintes células:
a) Pt(s)/ H2(g, 1bar)/ HCl (aq, 0075M) // HCl (aq, 1,0M)/ H2(g, 1,0 bar) / Pt(s)
b) Zn(s) / Zn2+(aq, 0,37M) // Ni2+(aq, 0,059 M) / Ni(s)
c) Pt(s)/ Cl2(g, 250 Torr)/ HCl (aq, 1,0 M) // HCl (aq, 0,85M)/ H2(g, 125 Torr) / Pt(s)
d) Sn(s) / Sn2+(aq, 0,277M) // Sn4+(aq, 0,867 M) / Sn2+(aqq, 055M) / Pt(s)
Questão 07: Seja a célula Ag(s) / Ag1+(aq, 5,0 mmol.L1-) // Ag1+(aq, 0,15 mol.L1-) / Ag(s). Será que ela pode fornecer trabalho? Se for o caso, qual o trabalho máximo que ela pode fornecer por mol de Ag?
Questão 08: Uma solução 1 M NiSO4 (aq) sofreu eletrolise com eletrodos inertes. Escreva 
(a) a reação do cátodo; 
(b) a reação do ânodo; 
(c) Imaginando nenhum sobrepotencial nos eletrodos, qual é o potencial mínimo que deve ser fornecido à célula para que se inicie a eletrólise? 
Questão 09: Quando uma solução de cloreto de rutênio foi eletrolisada por 500 s, com uma de 120 mA, 31,0 mg de rutênio foi depositado. Qual o número de oxidação do rutênio?
Questão 10: Cobre de 200,0 mL de solução de sulfato de cobre II é depositado no catodo de uma célula eletrolítica.
a) Íons hidrônio são gerados em um dos eletrodos. Ele é anodo ou catodo?
b) Quantos mols de H3O+ são gerados, se a corrente fornecida de 0,120 A foi aplicada durante 30,0 horas?
c) Se o pH da solução era 7,0, qual será o pH da solução após a eletrólise? Suponha que o volume da solução não variou.
Questão 11: Considere a deposição de metais que ocorre no catodo de células eletrolíticas.
a) Quanto tempo é necessário para depositar, por galvanização, 1,50g de prata metálica a partir de uma solução de nitrato de prata (AgNO3), usando uma corrente de 13,6 mA?
b) Quando a mesma corrente é usada pelo mesmo tempo, qual é a massa de cobre depositada a partir de uma solução de cloreto de cobre II? 
Questão 12: A célula a combustível alumínio-ar é usada como bateria de reserva em lugares afastados. Nessa célula, o alumínio reage com o oxigênio do ar em meio básico.
a) Escreva as semi-reações de oxidação e redução dessa célula.
b) Calcule o potencial padrão da célula.
Questão 13: Suponha que 2,69 gramas de um sal de prata (AgX) foram dissolvidos em 550 mL de água. Foi necessário usar uma corrente de 3,5 A durante 395,0 segundos para depositar toda a prata. 
a) Qual a percentagem de massa no sal?
b) Qual a fórmula do sal? 
Questão 14: a) Qual o potencial padrão (ΔEo) da reação abaixo em 298K?
Pb+2(aq) + Zn (s) Pb(s) + Zn2+(aq)
b) Qual o potencial-padrão da célula em 393 K, quando [Zn2+] = 2,0 X 10-4 M e [Pb2+] = 1,0 M?
c) Qual é o potencial da célula padrão da reação quando [Zn2+] = 2,0 X 10-4 M e [Pb2+] = 1,0 M?
Questão 15: Determine a quantidade de elétrons (em mols) necessária para produzir a substância indicada na célula eletrolítica:
a) 5,12 g de cobre a partir de solução de sulfato de cobre(II); 
b) 200 g de alumínio a partir de óxido de alumínio fundido dissolvido em criolita; 
c) 200 L de oxigênio gasoso a 273 K e 1,00 atm, a partir de solução aquosa de sulfato de sódio.
Questão 16: a) Quanto tempo é requerido para depositar 4,4 mg de prata a partir de uma solução de nitrato de prata, usando uma corrente de 0,50 A?
b) Quando a mesma corrente é usada na mesma extensão de tempo, qual é a massa de cobre que será depositada a partir de uma solução de sulfato de cobre(II)?
Questão 17: a) Qual a corrente necessária para produzir 4,0 g de cromo metálico a partir de óxido de cromo (IV) em 24 h? 
b) Qual é a corrente requerida para produzir 4,0 g de sódio metálico a partir de cloreto de sódio fundido, no mesmo tempo?
Questão 18: Quando uma solução de cloreto de rutênio foi eletrolisada por 5,00 x 102 s com uma corrente de 1,20 x 102 mA, foi depositado um total de 31,0 mg de rutênio. Qual é o número de oxidação do rutênio
no cloreto de rutênio?
Questão 19: Thomas Edison enfrentou o problema de medir a eletricidade que cada um dos seus clientes usava. Sua primeira solução foi usar o zinco como um "coulômetro", uma célula eletrolítica na qual a quantidade de eletricidade é determinada pela medida da massa do zinco depositada. Somente uma parte da corrente usada pelo cliente era passada através do coulômetro. Qual seria a massa de zinco depositada em um mês (de 31 dias) se 1,0 mA de corrente for passado através da célula continuamente?
Questão 20: Em um eletrodo de titânio ocorreu uma perda de massa de 12,57 g em 6,00 h, quando uma corrente de 4,70 A foi usada em uma célula eletrolítica. Qual é o número de oxidação do titânio em solução?
Questão 21: Um dos estágios da extração do ouro de rochas envolve a dissolução do metal da rocha com uma solução básica de cianeto de sódio, que foi intensamente aerada. Desse estágio, resulta a formação de íons [Au(CN)2]1 solúveis. O próximo estágio é a precipitação do ouro pela adição de pó de zinco, formando [Zn(CN)4 ]2.·Escreva as equações balanceadas para as semi-reações e a equação total redox para ambos os estágios.
Resposta:
Questão 01:
a) O cromo é reduzido de 6+ a 3+. O carbono é oxidado de 2– a 1–.
b) C2H5OH(aq) C2H4O(aq) + 2H+ (aq) + 2e–.
c) Cr2O72 (aq) + 14H+ (aq) + 6e– 2 Cr3+(aq) + + 7H2O(l)
d) 8H+ (aq) + Cr2O72 (aq) + 3C2H5OH(aq) 2Cr3+(aq) + 3C2H4O(aq) + 7H2O(l)
Questão 02: a) ΔGo = n.F. ΔEo ΔGo = 2 mols e– x 96500 C.mol– x (+ 1,08 Volts) = ΔGo = 208.440CV. 1CV = 1 J, logo ΔGo = 208,4 kJ.mol–.
b) ΔGo = + 747 kJ.mol–. 
Questão 03:
a) Catodo: Ag+(aq) + 1 e– Ag(s)
 Anodo: Ni(s) Ni2+(aq) + 2 e–
 Reação global: 2Ag+(aq) + Ni(s) 2 Ag(s) + Ni2+(aq) 
b) Catodo: Cl2(g) + 2 e– 2Cl(aq)
 Anodo: H2(g) 2H+(aq) + 2 e– 
 Reação global: Cl2(g) + H2(g) 2Cl(aq) + 2H+(aq)
c) Catodo: Ce4+(aq) + 1 e– Ce3+(aq)
 Anodo: Cu(s) Cu2+(aq) + 2 e– 
 Reação global: 2 Ce4+(aq) + Cu(s) 2 Ce3+(aq) + Cu2+(aq)
d) Catodo: O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e– 4 OH(aq)
 Anodo: 2 H2O(l) O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e– 
 Reação global: 4 H2O(l) 4 H+(aq) + 4 OH(aq)
Questão 04: Eo M2+/Mo = – 0,349 V
Questão 05: pH = 2,25
Questão 06:
a) + 0,067 V b) + 0,51 V c) – 1,33 V d) + 0,31 V
Questão 07: Sim. 8,4 kJ por mol de Ag.
Questão 08: a) catodo: Ni2+(aq) + 2e- Nio(s) b) anodo: 2 H2O(l) O2(s) + 4 H+(aq) + 4e-
c) + 1,46 VQuestão 09: nox = 2+
Questão 10: a) anodo b) 0,134 mol c) 0,17
Questão 11: a) 27,0 horas. b) 0,44 gramas de cobre.
Questão 12: a) Anodo: 6 OH-(aq) + 2 Al(s) 2 Al(OH)3(aq) + 6e-
 Catodo: 3 H2O(l) + 3/2 O2(g) + 6e- 6 OH-(aq) 
 	 Reação global: 3 H2O(l) + 3/2 O2(g) + 2 Al(s) 2 Al(OH)3(aq)
 b) ΔEo = + 2,06 V.
Questão 13: a) 57,4% b) AgBr
Questão 14: a) ΔEo = + 0,46 V a 298K.
b) E = Eo – (R.T/n.F).ln Q (Equação de Nernst)
E = +0,46 V – [(8,3145 J.K-1.mol-1 x 393 K) / 2 mol x 96500C] . ln 2,0 X 10-4 M /1,0M E = +0,604 V 
c) E = +0,46 V – [(8,3145 J.K-1.mol-1 x 298 K) / 2 mol x 96500C] . ln 2,0 X 10-4 M /1,0M E = +0,569 V
Questão 15: a) 0,161 mol de elétrons; b) 22,2 mol de elétrons; c) 35,7 mol de elétrons
Questão 16: a) 7,9 s; b) 1,3 mg de Cu
Questão 17: a) 0,52 A; b) 0,19 A
Questão 18: + 2
Questão 19: 0,92 g de Zn
Questão 20: Ti 4+
Questão 21: Estágio I. 
ânodo: Au(s) + 2 CN-(aq) Au(CN)2-(aq) + e-; 
cátodo: O2(aq) + 2 H2O(l) + 4 e- 4 OH-(aq); 
global: 8 CN-(aq) + 4 Au(s) + O2 (aq) + 2 H2O(l) 4 Au(CN)2(aq) + 4 OH(aq)
Estágio 2. 
ânodo: Zn (s) + 4 CN1 (aq) Zn(CN)4 2 (aq) + 2 e
cátodo: Au(CN)2 (aq) + Zn (s) Au (s) + 2 CN (aq); 
global: 2 Au(CN)2 + Zn (s) 2 Au (s) + Zn(CN)4 2 (aq)