Atividade de eletroquímica (2)

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Atividade de eletroquímica 
 
1) “A pilha seca ácida foi desenvolvida em 1866, pelo químico francês George Leclanché (1839-
1882). Trata-se de uma pilha comum hoje em dia, pois é a mais barata sendo usada em lanternas, 
rádios, equipamentos portáteis e aparelhos elétricos como gravadores, flashes e brinquedos. Essa 
pilha na verdade não é seca, pois dentro dela há uma pasta aquosa, úmida.” 
(Fonte: http://www.mundoeducacao.com/quimica/pilha-seca-leclanche.htm) 
A reação global de funcionamento da pilha seca ácida é apresentada abaixo: 
Zn (s) + 2MnO2(aq) + 2NH4
+
 (aq) Zn
2+
 (aq) + Mn2O3 (s) + 2NH3(g) 
 
a) Represente o numero de oxidação (NOX) das espécies em negrito: 
 
 
 
b) Responda verdadeiro e falso sobre esta reação: 
( ) No catodo, ocorre a oxidação do zinco metálico que fica no envoltório da pilha segundo a 
reação: 
Zn (s) Zn
2+
 (aq) + 2 e
–
. Os 2 elétrons do Zn metálico reduzido são transferidos para o dióxido de 
manganês que assim é convertido a trióxido de manganês. 
( ) O dióxido de manganês sofre oxidação sendo convertido a trióxido de manganês e portanto age 
como agente redutor no processo. 
( ) Zinco metálico sofre oxidação no catodo e geram a corrente de 1,5 V típica destas pilhas. 
 
Um estudante montou três sistemas constituídos de tubos de ensaio com amostras de metais imersos 
em soluções aquosas salinas para observar a ocorrência de reações químicas, conforme a ilustração a 
seguir: 
 
Tubo 1: Prata metálica (Ag) em solução de sulfato de magnésio 
(MgSO4) 
Tubo 2: Zinco metálico (Zn) em solução de nitrato de prata 
(AgNO3) 
Tubo 3: Alumínio metálico (Al) em solução de sulfato de cobre II 
(CuSO4) 
 
a) Marque um X (na figura) na(s) reações que ocorrerão 
espontaneamente. 
b) Calcule o potencial padrão (Ecel) das células para os 3 tubos de ensaio. 
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c) (0,6) Faça a equação balanceadas das reações dos 3 tubos de ensaio (Não é necessário representar 
os ânions dos sais). 
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3. O potencial de uma célula galvânica gerada sob condições não padrões, E, pode ser calculada 
utilizando-se a equação de Nernst: 


 
A reação química que ocorre à temperatura e pressão constantes na célula voltaica é dada pela 
equação: 
Zn(s) Cu
+2
(aq)  Zn
+2
(aq) + Cu(s) 
Considerando que as concentrações molares dos íons Zn
+2
 e Cu
+2
 são 0,05 e 5 mol/L, 
respectivamente, responda: 
 
a) Qual é o potencial da células (E) nestas condições? 
b) O que acontece com o potencial da célula se aumentarmos a concentração de íons zinco? 
c) Há alguma alteração no potencial da célula se aumentarmos o eletrodo de zinco?