Lista de eletroquímica - semestre 2020-1

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Lista de exercícios - Eletroquímica
1. Na cadeia respiratória, a molécula de NADH reage com o oxigênio do ar que respiramos, convertendo-se em NAD+. A energia liberada por esta reação é utilizada para sintetizar a adenosina trifosfato (ATP) a partir da adenosina difosfato (ADP). A síntese do ATP requer uma quantidade de energia (G0) de 31,4 kJ mol-1. Assim, a partir das semireações dados abaixo, com seus respectivos potenciais padrões, e considerando a constante de Faraday igual a 96500 C mol-1, determine a quantidade de moles de ATP que serão formados com a energia liberada pela conversão de NADH para NAD+.
NAD+ + 2H+ + 2e NADH + H+ - E0 = -0,32 V
1/2 O2 + 2H+ + 2e- H2O E0 = 0,816 V
1. Em uma célula galvânica, uma meia-célula consiste de tiras em uma solução 1,00 M de Zn(NO3)2. Na segunda meia-célula, indio sólido é absorvido em grafite, em contato com uma solução 1,00 M de In(NO3)3. Indio deposita-se na célula galvanica em operação, e a voltagem inicial medida é de 0,425V a 25 °C.
a) Escreva as equações balanceadas para as semi-reações do anodo e do catodo.
b) Calcule o potencial padrão de redução da meia célula In3+/In. Eo(Zn2+/Zn)=-0,763V
2. Aparelhos eletrônicos, como telefones sem fio e calculadoras, podem utilizar baterias recarregáveis de níquel-cádmio. As reações que ocorrem nessa bateria são representadas por: 
I. Cd → Cd2+ + 2 e-. 
II. Cd2+ + 2OH- → Cd(OH)2. 
III. NiO2 + 2H2O + 2 e- → Ni(OH)2 + 2OH-. 
Julgue como verdadeiros (V) ou falsos (F) as afirmações relacionadas a essas equações: 
a) A reação I ocorre no anodo da bateria. 
b) A reação III ocorre no catodo da bateria. 
c) O cádmio é o agente oxidante, e o óxido de níquel é o agente redutor. 
3. Objetos de prata escurecidos (devido principalmente à formação de Ag2S) podem ser limpos eletroquimicamente, sem perda de prata, mergulhando-os em um recipiente de alumínio contendo solução quente de bicarbonato de sódio. Nesse processo, a prata, em contato com o Ag2S, atua como catodo, e o alumínio, como anodo de uma pilha. Escreva a semi-reação que ocorre no catodo.
4. O guidão de uma bicicleta de aço, banhada com cromo, foi arranhado. A corrosão do ferro (ferrugem) o contido no aço será facilitado ou retardado pelo cromo? 
5. Uma alternativa importante aos motores de combustão são as celas de combustível que permitem, entre outras coisas, rendimentos de até 50% e operação silenciosa. Uma das celas de combustível mais promissoras é a de hidrogênio, mostrada na figura abaixo:. As semi-reações que ocorrem nos eletrodos são: 
Anodo: H2 → 2H+ + 2 e- 
Catodo: O2 + 4H+ + 4 e- → 2H2O 
a) Por que se pode afirmar, do ponto de vista químico, que esta cela de combustível é ‘não poluente’? 
b) Qual dos gases deve alimentar o compartimento ‘X’? Justifique. 
c) Que proporção de massa entre os gases você usaria para alimentar a cela de combustível? Justifique. 
6. Em maio de 1800, Alessandro Volta anunciou a invenção da pilha elétrica, a primeira fonte contínua de eletricidade. Seu uso influenciou fortemente o desenvolvimento da química nas décadas seguintes. A pilha de Volta era composta de discos de zinco e de prata sobrepostos e intercalados com material poroso embebido em solução salina, como mostra a figura a seguir:
Consulte uma tabela de potenciais de redução, escreva as semi-reações de redução e oxidação e explique qual o sentido de migração dos elétrons e qual a placa que sofre corrosão. 
7. Baterias de automóveis são células eletroquímicas geralmente constituídas por dois conjuntos de placas imersas em solução de ácido sulfúrico (H2SO4) em água; um conjunto de placas que serve de anodo é feito de chumbo e o outro, que funciona como catodo, é feito de PbO2 (dióxido de chumbo).
 (a) Escreva a reação química que ocorre na bateria e calcule o E considerando que a bateria opere em condição padrão.
 (b) Como você faria para obter uma voltagem maior dessa bateria ? Justifique.
 (c) Com o automóvel em movimento a bateria é recarregada. Que reações ocorrem durante esse processo de recarga ?
Dados:- PbSO4(s) + 2 e- Pb (s) + SO42- (aq) E = -0,356 V
 2 H3O+ (aq) + 2e- H2 (g) + 2 H2O (l) E = +0,00 V
 PbO2 (s) + SO42- (aq) + 4 H3O+ (aq) + 2e- PbSO4 (s) + 6 H2O (l) E = +1,685 V
8. Considere o par O + e- ⇋ R, sendo a atividade de todas as espécies oxidadas e reduzidas igual à unidade. Qual deve ser o valor de E° para o par se o oxidante libera oxigênio a 1 atm utilizando as reação de meia célula:
O2 (g) + 2H2O (l) + 4 e- ⇋ 4 OH- (aq) E0 = 0,401 V
O2 (g) + 4H+ (aq) + 4e- ⇋ 2 H2O (l) E° = 1,229 V
a) a partir de uma solução básica com a atividade dos íons OH- igual a 1 e a partir de uma solução ácida com a atividade dos íons H+ igual a 1;
b) a partir da análise dos itens anteriores, estabeleça a condição experimental onde o oxigênio é melhor oxidante, em solução ácida ou básica, justificando sua resposta.
9. O pH de uma solução pode ser determinado utilizando na construção de uma célula eletroquímica um eletrodo de quinidrona conectado por uma ponte salina a um eletrodo de calomelano saturado, como representado a seguir:
Hg/HgCl2/KCl (saturado) // H+ (aH+)/quinidrona/Pt
Calcular o pH da solução quando a força eletromotriz desta célula, a 25 °C, for de 
0,221 V.
Dados: E0 quinidorna = 0,6996 V; E0 calomelano saturado = 0,2420 V
10. Níquel finamente dividido é adicionado a uma solução de íons estanosos na concentração de 0,1 molal, produzindo a reação química indicada abaixo. Determine: quais serão as atividades do Ni2+ e do Sn2+ no equilíbrio.
Ni +Sn2+ Ni2+ + Sn
Dados
Sn2+ + 2e- Sn E0 = -0,140 V
Ni2+ + 2e- Ni E0 = -0,250 V
11. O pH é um dos parâmetros físico-químicos utilizados no monitoramento ambiental de lagos e rios. Este parâmetro pode ser medido experimentalmente montando-se uma célula galvânica com um eletrodo de hidrogênio (ânodo), sendo a pressão do gás hidrogênio igual a 1 bar, e com um eletrodo de calomelano (cátodo), com a concentração de cloreto igual a 1 molar. As semi-reações, bem como os respectivos valores de potenciais padrões dos dois eletrodos, são dadas abaixo. Calcule o pH de uma solução onde o potencial da célula medido experimentalmente foi de 0,565 V.
HgCl2 (s) + 2e- 2Hg (l) + 2Cl- (aq) E0 = +0, 270 V
2H+ (aq) + 2e- H2 (g) E0 = 0,000 V
12. A f.e.m. da célula Zn|ZnCl(m)|AgCl(s)|Ag em função da concentração de cloreto de zinco foi medido a 25 °C e os dados experimentais estão listados na tabela abaixo [Scatchard, Teff, J. Am. Chem. Soc. 52 (1930) 2272]. A partir destes dados experimentais, determine o potencial padrão do eletrodo Zn|Zn2+.
	C / mol kg-1
	0,0029
	0,0124
	0,0424
	0,0905
	0,4500
	E / V
	1,1983
	1,1495
	1,1009
	1,0556
	1,0328
13. O potencial da célula Cd|CdI (a2)|AgI|Ag é 0,2860 V a 25 °C. Calcule o coeficiente de atividade iônica médio dos íons em solução e a atividade do eletrólito.
14. O coeficiente de temperatura do eletrodo Ag+|Ag (E° = 0,7995 V) é 9,67 x 10-4 volt grau-1 em torno de 25 °C [Lingane e Larson, J. Am. Chem. Soc. 59 (1937) 2271]. Determine a entropia e o calor de formação do íon Ag+.
15. Calcule o produto de solubilidade do AgCl fazendo uso da célula galvânica representada por: Ag|Ag+(aq) (aAg+) || Cl-(aq) (a = 1)| AgCl(s)|Ag|. O potencial padrão do eletrodo é Cl-(aq) (a = 1)| AgCl(s)|Ag| é 0,224 V a 25 °C. 
16. O potencial padrão da célula Pt(s)|H2(g) |HBr(aq)|AgBr(s) |Ag(s) foi medido em função da temperatura, sendo os dados ajustados pela equação dada abaixo. Determine os valores de G°, H° e S°. a 298 K para a reação AgBr(s) + ½ H2(g) HBr(aq).
E° / V = 0,07131 – 4,99 x 10-4 (T/K – 298) – 3,45 x 10-6 (T/K - 298)
17. O potencial da pilha Ag/AgCl(s)//MCl (0,1 m)/M é 0,5 V, onde M é um metal e MCl é um eletrólito forte. Calcular: a) E° para a célula a 25 °C supondo que a lei limite de Debye-Hückel é válida para os coeficientes de atividade e b) E da pilha a 35 °C se o H para a reaçãoda pilha é 200 kJ. Vale lembrar que o valor da constante A para a água na equação de Debye-Hückel é 0,51 L1/2 mol-1/2.
18. O potencial da célula Pt/H2(g)/HCl(aq)//AgCl(s)/Ag foi determinado no intervalo de temperatura de 0 °C a 90 °C por R. G Bates e V. E. Bower [J. Res. Nat. Bur. Stand. (1954), 53, 283]. Os dados foram representados pela equação abaixo:
E°/ V = 0,23659 – 4,8564x10-4 (t/°C) – 3,4205x10-6 (t/°C)2 + 5,869x10-9 (t/°C)3
Determine os valores de G°, H° e S°.
19. A célula Pt/H2(g)(1 bar)//HBr(m)/AgBr/Ag foi estudada por H. S. Harned e colaboradores [J. Am. Chem. Soc. (1936) 58, 989]. A dependência do potencial da célula (força eletromotriz) com a concentração está apresentada na tabela abaixo:
	m / mol kg-1
	0,01
	0,02
	0,05
	0,1
	E / V
	0,3127
	0,2786
	0,2340
	0,2005
A partir dos dados apresentados nesta tabela, determine E° e o coeficiente de atividade para uma solução 0,08 mol kg-1 de HBr.
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Lista de exercícios 
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Eletroquímica
 
 
1. Na cadeia respiratória, a molécula de NADH reage com o oxigênio do ar que 
respiramos, convertendo
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se em 
NAD
+
. A energia liberada por esta reação é utilizada 
para sintetizar a adenosina trifosfato (ATP) a partir da 
adenosina difosfato (ADP). A 
síntese do ATP requer uma quantidade de energia (
D
G
0
) de 31,4 kJ mol
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1
. Assim, a 
partir das semireações dados abaixo, com seus respectivos potenciais padrões, e 
considerando a constante de Faraday igual a 96500 C mol
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1
, determi
ne a quantidade de 
moles de ATP que serão formados com a energia liberada pela conversão de NADH 
para NAD
+
.
 
 
NAD
+
 
+ 2H
+
 
+ 2e 
®
 
NADH + H
+
 
-
 
E
0
 
= 
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0,32 V
 
1/2 O
2
 
+ 2H
+
 
+ 2e
-
 
®
 
H
2
O E
0
 
= 0,816 V
 
 
 
1
. Em uma célula gal
vânica, uma meia
-
célula consiste de tiras em uma solução 1,00 M 
de Zn(NO
3
)
2
. Na segunda meia
-
célula, indio sólido é absorvido em grafite, em contato 
com uma solução 1,00 M de In(NO
3
)
3
. Indio deposita
-
se na célula galvanica em 
operação, e a voltagem inicial
 
medida é de 0,425V a 25
 
°
C.
 
a) Escreva as equações balanceadas para as semi
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reações do anodo e do catodo.
 
b) Calcule o potencial padrão de redução da meia célula In3+/In. Eo(Zn2+/Zn)=
-
0,763V
 
 
2
. 
Aparelhos eletrônicos, como telefones sem fio e calculadoras, podem utilizar baterias 
recarregáveis de níquel
-
cádmio. As reações que ocorrem nessa bateria são representadas 
por: 
 
I. 
Cd 
?
 Cd
2+ 
+ 2 e
-
. 
 
II. 
Cd
2+ 
+ 2OH
-
 
?
 Cd(OH)
2
. 
 
III. 
NiO
2 
+ 2H
2
O + 2 e
-
 
?
 
Ni(OH)
2 
+ 2OH
-
. 
 
Julgue como verdadeiros (V) ou falsos (F) as afirmações relacionadas a essas equações: 
 
a) 
A reação I ocorre no anodo da bateria. 
 
b) 
A reação III ocorre no catodo da bateria. 
 
c) 
O cádmio é o agente oxidante, e o óxido de níquel é o agente redutor. 
 
 
3
. 
Objetos de prata escurecidos (devido principalmente à formação de Ag
2
S) podem ser 
limpos eletroquimicamente, sem perda de prata, mergulhando
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os em um recipiente de 
alumínio contendo
 
solução quente de bicarbonato de sódio. Nesse processo, a prata, em