Lista de Exercícios - Eletroquímica

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ELETROQUÍMICA – LISTA DE EXERCÍCIOS 
 
1) O cobre reage com o ácido nítrico diluído para formar nitrato de cobre (II) e o gás nítrico, NO. 
Escreve a equação de oxi-redução simplificada e balanceada para esta reação. 
 
2) Uma solução de íons hipoclorito, em meio alcalino, reage com hidróxido de crômio de crômio (III) 
sólido para dar íons cromato e íons cloreto, em água. Rescreva a equação de oxi-redução simplificada 
e balanceada para esta reação. 
 
3) A seguinte reação redox é usada, em meio ácido, no “bafômetro” para determinar o nível de álcool 
no sangue: 
H+ (aq) + C2O7 -2 (aq) + C2H5OH (aq) → Cr3+ (aq) + C2H4O (aq) + H2O (l) 
a) Identifique os elementos que mudam de estado de oxidação e indique os números de oxidação inicial 
e final desses elementos. 
b) Escreva e balanceie a meia-reação de oxidação. 
c) Escreva e balanceie a meia-reação de redução. 
d) Combine as meias-reações para obter a equação redox balanceada. 
c) Indique a soma dos coeficientes estequiométricos dos reagentes desta equação química balanceada. 
 
4) Calcule a força iônica de uma solução: 
a) 0,030 mol/L de FeSO4 
b) 0,30 mol/L de FeCl3 e 0,20 mol/L de FeCl2 
 
5) Calcule o coeficiente de atividade para as seguintes espécies. 
a) Fe3+ a I= 0,062 
b) Ce4+ a I= 0,070 
 
6) Explique o conceito de atividade e diferencie atividade de concentração. 
 
7) Exemplifique quais os principais fatores que influenciam nos valores dos coeficientes de atividade. 
 
8) Quando a lei limite de Debye-Hückel pode ser aplicada para o cálculo dos coeficientes de atividade? 
Por quê? 
 
 
 
9) Calcule o pH de uma solução 0,1 mol/L de HNO3 utilizando o conceito de atividade e de 
concentração molar. Determine o erro porcentual relativo no valor de pH desta solução ao se utilizar 
atividade e concentração molar para o cálculo de pH. 
 
10) Descreva ou defina resumidamente: a) formação da dupla camada elétrica; b) defina e diferencie 
os modelos de dupla camada elétrica; c) os tipos de mecanismo de transporte dos íons em solução; d) 
oxidação; e) agente oxidante; f) redução; g) agente redução; h) ponte salina; i) junção líquida; j) célula 
eletroquímica; k) célula galvânica; i) célula eletrolítica. 
 
11) Considere a seguinte célula galvânica, onde uma barra de cobalto está imersa em uma solução de 
nitrato de cobalto e uma barra de alumínio imersa em uma solução de nitrato de alumínio: 
 
a) Complete o desenho pela adição de quaisquer componentes essenciais para o funcionamento de uma 
célula eletroquímica e justifique sua função. 
b) Indique qual é o compartimento do cátodo e o ânodo e a direção do fluxo de íons. 
c) Escreva a semi-reação que ocorre no cátodo e a semi-reação que ocorre no ânodo. Escreva a equação 
global balanceada para esta célula galvânica. 
d) Escreva a representação esquemática em forma de barras para esta célula. 
 
12) A semi-reação de redução para o gás oxigênio e o seu respectivo potencial padrão de redução são: 
 
O2 (g) + 4 H+ (aq) + 4 e–  2 H2O (l) Eº = 1,229 V 
 
Com base no princípio de equilíbrio químico de Le Chatelier e da equação de Nernst indique se o 
potencial de redução para o oxigênio aumenta ou diminui com a diminuição da concentração de íons 
H+, ou seja, com o aumento do pH do meio. Obtenha o potencial de redução do oxigênio, com pressão 
parcial de 1 atm à 298 K em pH 7 e pH 14. 
 
 
13) Outro modo de se sintetizar pequenas quantidades de gás cloro para uso em laboratório é gotejar 
solução de ácido clorídrico sobre dióxido de manganês MnO2(s). 
 
a) Escreva a reação redox balanceada para esta síntese. 
b) Qual é o potencial padrão para esta reação? Esta reação é espontânea sobre as condições padrões? 
Explique. 
c) Se, uma solução de HCl de concentração 6 mol /L é utilizada, qual é o potencial de redução para as 
duas semi-reações empregadas neste processo? E qual o potencial desta célula eletroquímica? Esta 
reação é espontânea sobre estas condições? Explique. 
 
14) Uma célula voltaica é constituída com dois eletrodos Zn2+ - Zn. Os dois compartimentos têm [Zn2+] 
= 5,00 mol/L e [Zn] = 1,00 mol/L, respectivamente. 
a) Qual eletrodo é o anodo da célula? 
b) Qual é o potencial padrão da célula? 
c) Qual é o potencial da célula para as concentrações dadas? 
d) Para cada eletrodo, determine se a [Zn2+] aumentará, diminuirá ou se manterá o mesmo à medida 
que a célula funciona. 
 
15) (a) De que forma o revestimento de zinco no ferro galvanizado oferece proteção para o ferro 
revestido? (b) Por que a proteção oferecida pelo zinco é chamada de proteção catódica? 
 
6) Uma solução de Cr3+ (aq) é eletrolisada usando uma corrente de 7,75A. Qual massa de Cr (s) é 
galvanizada após 1,50 dia? (b) Qual é a corrente necessária para galvanizar 0,250 mol de Cr a partir 
de uma solução de Cr3+ em um período de 8 h? 
 
16) (a) Na eletrólise de NaCl aquoso, quantos litros de Cl2(g) (a CTP) são gerados por uma corrente 
de 15,5 A por um período de 75 min? (b) Qual a quantidade de matéria (número de mols) de NaOH 
(aq) formada na solução durante esse período? 
 
17) Explique o processo de corrosão? O que é a ferrugem? Quais fatores podem acelerar e favorecer 
um processo de corrosão? 
 
18) Indique e explique dois métodos mais empregados para evitar a corrosão de peças metálicas com 
base no potencial de redução. 
 
 
 
19) Na determinação de Cu em latão uma massa de 1,2012 g foi totalmente dissolvida em ácido 
sulfúrico, em seguida adicionou-se 1 mL de ácido nítrico e a amostra final foi diluída para 100,0 mL 
em balão volumétrico, a solução final possuía um pH 2. Uma alíquota de 25,00 mL desta solução foi 
eletrolisada através da aplicação de uma diferença potencial de -2,5 V entre os eletrodos de cátodo e 
ânodo ambos de platina. Durante este processo, gás oxigênio evoluiu no ânodo de platina a uma 
pressão parcial de 1,00 atm e uma corrente de 1 A passou pelo o sistema. 
a) Sabendo-se que na determinação eletrogravimétrica o cátodo de platina na forma de rede pesou 
inicialmente 0,6120 g e após a eletrólise do cobre este mesmo eletrodo apresentou uma massa de 
0,8012 g, encontre a porcentagem de cobre no latão. 
b) Considerando que no processo de dissolução do latão, todo o cobre metálico foi convertido em íons 
Cu2+, calcule o potencial termodinâmico da célula e casa este seja diferente do potencial aplicado para 
que a eletrodeposição ocorresse, justifique. 
 
Dados: 
CuMM = 63,546 g/mol 
 
Semi reações 
Cu2+ + 2 e-  Cu (s) ½ O2 (g) + 2 H
+ + 2 e-  H2O 
Eº = 0,43 V E = 1,23 V 
 
20) Um químico recém contratado por uma indústria do setor de dispositivos armazenadores de 
energia, necessita desenvolver um protótipo de bateria, que opere nas condições padrões e utilizando 
materiais que forneçam o maior potencial (voltagem) possível. Em seu laboratório ele possui os 
seguintes eletrodos metálicos e suas respectivas soluções a 1 mol/L: Cu/Cu2+, Al/Al3+ e Li/Li+. a) 
Indique que espécie deve atuar como anodo e cátodo desta bateria respectivamente. b) Escreva a 
equação final balanceada para esta bateria. c) Qual é o potencial padrão desta bateria? d) Qual será a 
energia livre de Gibbs padrão desta bateria? e) É necessário o químico utilizar solução saturada de KCl 
nesta bateria? Justifique sua resposta. 
 
21) Uma célula eletroquímica utiliza a seguinte reação: 
2 Fe3+ (aq) + H2 (g) → 2 Fe2+ (aq) + 2 H+ (aq) 
a) Qual é o potencial da célula sob condições padrão? 
b) Qual é o potencial para esta célula quando a atividade dos íons Fe3+ é de 1,50 mol/L pressão parcial 
do gás hidrogênio 0,50 atm e a atividade dos íons Fe2+ de 0,0010 mol/L e o pH é 5,00. Nestas condições 
esta célula é uma célula voltaica ou eletrolítica? 
 
 
22) Para confeccionar uma lata de alumínio, uma empresa de refrigerantes gasta 14,50 g de Alumínio 
por lata, em um processo de eltrólise a partir de uma solução de Al3+ (aq). 
a) O químico responsável pela empresa necessita preverquanto tempo (horas) será necessário, ao se 
utilizar uma corrente de 20 A para produzir 10 latas de refrigerante? Explique seu raciocínio. 
b) Com o intuito de prevenir o processo de oxidação das latas de alumínio em regiões litorâneas, o 
químico necessita confeccionar o lacre de latas (anel) com um material diferente do alumínio, 
utilizando assim o processo de proteção catódica ele tem o possível estoque: Mg, Cu e Fe. Qual (quais) 
materiais seriam mais adequados para ser empregado neste processo? Por quê? 
MMAl = 26,98 g/mol 
 
23) Cada vez mais busca-se desenvolver novos processos para obtenção de metais de modo a 
minimizar o consumo de energia, viabilizar a exploração econômica de minérios com baixos teores de 
metal e evitar maiores problemas ambientais decorrentes da produção de SO2. Atualmente, minérios 
de cobre - calcopirita (CuFeS2), calcocita (Cu2S) - com baixos teores desse metal não são extraídos 
pela técnica convencional de calcinação seguida de redução com carvão (pirometalurgia). Emprega-
se o processo hidrometalúrgico de lixiviação, que consiste no uso de uma solução aquosa capaz de 
dissolver o composto que contém o metal a ser extraído. Após a lixiviação do minério com solução 
diluída de ácido sulfúrico, cobre metálico é precipitado pela redução dos íons Cu2+ com raspas de ferro. 
Considere os seguintes minérios e seus principais constituintes (escritos entre parênteses): 
galena (PbS) 
wurtizita (ZnS) 
pirita (FeS2) 
pirolusita (MnO2) 
bauxita (Al2O3 . x H2O) 
Desconsiderando as impurezas que possam estar presentes, qual dos metais citados pode ser obtido 
pelo processo de lixiviação ácida seguida de redução com raspas de ferro: 
 
a) Fe b) Zn c) Al d) Mn e) Pb 
 
 
 
24) As reações químicas podem ser evidenciadas por aspectos visuais tais como a produção de gases, 
mudanças de cor e a formação de sólidos. Processos eletroquímicos podem ser caracterizados por essas 
evidências, como mostram as equações (i) e (ii). 
 
Ao se construir a seguinte célula galvânica 
 
será observado que a solução de íons ferro se tornará mais esverdeada e a solução de íons cobre se 
tornará mais azulada. 
 
Nessa situação, 
a) o fluxo de elétrons ocorrerá no sentido do eletrodo de ferro para o eletrodo de cobre. 
b) o potencial de redução do Fe(III) é maior que o potencial de redução do Cu(II). 
c) o cátodo corresponde ao eletrodo de cobre. 
d) ocorrerá a redução dos íons Cu(II). 
e) ocorrerá a redução dos íons Fe(II). 
 
25) Para recuperar o cobre em sua forma metálica, de 350 mL de uma solução 1 mol/L de sulfato de 
cobre, adiciona-se a ela excesso de zinco metálico, ocorrendo uma reação de oxi-redução. O excesso 
de zinco é depois oxidado pela adição de uma solução 1 mol/L de ácido clorídrico. 
Com base nas informações acima e considerando que EºCu = + 0,34 V, EºZn = – 0,76 V, faça o que se 
pede nos itens a seguir. 
a) Represente, por meio de equações, as reações descritas. 
b) Supondo que o excesso de zinco equivale ao dobro do número de mols de cobre presente na solução, 
calcule a massa de zinco adicionada. 
c) Por que somente o zinco reage com o ácido clorídrico. 
 
26) Calcule o coeficiente de atividade do Hg2+ em uma solução que tem uma força iônica de 0,085 
mol L–1. Use 0,5 nm para o diâmetro efetivo do íon. Calcule a atividade para esta espécie para uma 
concentração de 0,05 mol L-1 e determine o erro relativo entre atividade e concentração molar sob estas 
condições. 
 
 
27) Determine a atividade para uma força iônica de 0,01 mol/L e compare com a concentração molar, 
calculando o erro relativo, sob estas condições: 
 
28) a) Calcule o potencial termodinâmico (potencial da célula) da seguinte célula e a variação de 
energia livre associada à reação da célula. Este processo é espontâneo? Considere atividade = 
concentração mol /L. 
 
b) Determine a variação da energia livre de Gibbs para a reação. 
 
29) Um eletrodo a base de estanho metálico em meio a solução com atividade de 0,015 mol/L de 
Sn(NO3)2 (aq) é conectado a um eletrodo de hidrogênio, com pressão parcial de H2 de 1 bar em meio 
à uma solução de ácida. Se o potencial da célula eletroquímica é 0,061 V à 25 ºC, qual é o valor do pH 
da solução ácida em que está inserido o eletrodo de hidrogênio? 
 
30) Uma pilha de concentração é constituída com duas semicélulas de Zn(s)-Zn2+(aq). A primeira 
semicélula tem a Zn2+ = 1,35 mol/L e a segunda tem a Zn2+ = 3,75x10-4 mol/L. 
a) Qual semicélula é o ânodo da pilha? 
b) Qual é o potencial da pilha? 
Zn2+ + 2e- → Zn E0 = -0,76V 
 
31) Uma célula voltaica é construída com dois eletrodos de cloreto de prataprata, cada um deles 
baseado na seguinte semi-reação 
AgCl(s) + e- →Ag(s) + Cl- (aq) 
Os dois compartimentos de célula têm [Cl-] = 0,0150 mol/L e [Cl-] 2,55 mol/L, respectivamente. 
a) Qual é o eletrodo de cátodo da célula? 
b) Qual é o potencial padrão da célula? 
c) Qual é o potencial da célula para as concentrações dadas? 
 
32) A reação no ânodo de uma bateria de chumbo é 
Pb(s) + HSO4-(aq) → PbSO4(s) + H+(aq) + 2e- 
Se a bateria tem capacidade de 1,50 ampere, e você tem 454 g de Pb, por quanto tempo a bateria vai 
durar?