Lista eletroquímica resolvida

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Lista eletroquímica – Bruno Arantes Borges
1. Defina eletroquímica de acordo com as diferentes visões apresentadas
no texto do Estudo Dirigido. (Tradicional, moderna, macro e microscópica)
Do ponto de vista microscópico, toda reação química envolve a transferência ou redistribuição de elétrons. Porém, a eletroquímica lida com as transformações químicas que acompanham a troca de trabalho elétrico com o meio externo. Macroscopicamente, a eletroquímica trata das relações entre a eletricidade (gerada ou consumida) e as reações de oxidação e redução. Tradicionalmente, a eletroquímica é basicamente o estudo que relaciona a energia química e a energia elétrica, onde uma pode gerar a outra e vice-versa e a definição moderna trata essa matéria como sendo o estudo do condutor iônico, das interfaces carregadas eletricamente e dos fenômenos que ocorrem nestas interfaces.
2. Discuta sobre as áreas de subdivisão da eletroquímica (Iônica, eletródica
e dupla camada elétrica).
A parte Iônica trata de diversos fatores físico-químicos que interferem nas reações de oxidação e redução, sendo algumas delas as interações entre íons, os fenômenos de transporte de íons em soluções sob presença um de campo elétrico ou gradiente de concentração, a natureza dos íons em solução, entre outras. A subdivisão da dupla camada elétrica está relacionada ao estudo dos materiais usados como cátodos e ânodos e os eventos que ocorrem em suas superfícies e a eletroquímica eletródica é a subárea que aplica conceitos termodinâmicos e cinéticos para o estudo das células eletroquímicas.
3. Monte uma tabela para definir e discutir as particularidades de cada
um dos conceitos utilizados na área de eletroquímica citados: 
a) trabalho elétrico 
O trabalho elétrico é gerado pela força elétrica e pode ser definido como a diferença de potencial elétrico entre dois pontos.
b) força eletromotriz 
É a energia potencial elétrica por unidade de carga gerada ou consumida em uma reação.
c) variação da energia de Gibbs de reação 
Se relaciona com o potencial elétrico e seu valor prevê a espontaneidade da reação.
d) Constante de Faraday 
É uma constante elementar da física e representa o resultado da multiplicação do número de Avogrado pela carga elétrica do elétron. Seu valor é de 96485,33289 C/mol.
e) potencial eletroquímico 
É a tendência de uma espécie química adquirir elétrons e, desse modo, ser reduzida.
f) condutor iônico 
Refere-se a uma solução eletrolítica ou a um sal fundido.
g) condutor metálico 
Refere-se a um metal.
h) eletrodo
É um polo condutor de corrente elétrica.
 i) célula voltaica 
É um dispositivo que utiliza reações de óxido-redução para converter energia química em energia elétrica.
j) eletrólise 
É um processo físico-químico que utiliza a energia elétrica para forçar a ocorrência de uma reação química de produção de substâncias simples ou compostas que não são encontradas em grande quantidade.
k) ânodo
É um eletrodo através do qual a carga elétrica flui para o interior de um dispositivo elétrico polarizado.
 l) cátodo
É um eletrodo através do qual os elétrons em solução são atraídos.
 m) eletrodo padrão de hidrogênio 
É um estado de referência, ou seja, um valor padrão convencionado para se medir o potencial de cada eletrodo em relação a um outro.
n) potencial padrão e condição padrão 
É o padrão estabelecido para o estudo do potencial de cada eletrodo. O potencial padrão é a medida do potencial individual de um eletrodo reversível em condições padrão (1 mol/L, pressão de 1 atm e 25°C). 
o) coeficiente de temperatura da reação 
É o coeficiente que relaciona as alterações na temperatura e as mudanças na cinética química.
p) Equilíbrio eletroquímico 
É quando dG se iguala a zero. Nesse ponto, existirá a mesma quantidade de matéria se oxidando e reduzindo, portanto, a força eletromotriz também se anula. 
q) eletro neutralidade do meio 
É o estado de ter exatamente o mesmo número de positivos e negativos cargas elétricas (iônicos e eletrônicos), ou seja, de ser eletricamente neutro.
r) Potencial de eletrodo absoluto 
É o aumento da densidade eletrônica gerado pela oxidação que faz os íons metálicos serem transferidos para a solução. O valor do potencial de eletrodo absoluto é imensurável, porém, é possível obter um valor de potencial quando se se usa um estado de referência para comparação.
s) potencial de junção
É a diferença de potencial elétrico entre duas soluções em contato.
 t) Densidade de corrente de troca 
É a definição da magnitude das reações de óxido-redução com o equilíbrio eletroquímico como referência.
u) ponte salina.
É um tubo preenchido com solução iônica capaz de manter a eletro neutralidade nas duas semicélulas, o que garante a continuidade de uma reação de óxido-redução.
4. A partir da definição do potencial elétrico em termos do trabalho
elétrico deduza a equação que correlaciona a variação da energia de
Gibbs com a força eletromotriz para uma reação de óxido-redução.
O trabalho elétrico é dado como:
Ou seja, 
Onde Q é a carga envolvida, E é o potencial elétrico e d é o deslocamento considerado. A partir dessa definição, é possível estipular uma relação direta entre o trabalho elétrico à um processo redox.
Portanto,
Para se considerar um sistema químico, usa-se a constante de faraday, dessa forma, será levado em conta a carga fundamental do elétron em um mol. Assim, temos:
Que pode ser reescrita como:
Para o cálculo de dG, temos:
Portanto, ao se considerar um sistema desenvolvido em condições de pressão e temperatura constantes, temos:
5. Interprete a equação final obtida no exercício anterior. Durante a interpretação demonstre que a variação da energia de Gibbs no processo
eletroquímico equivale ao máximo de trabalho elétrico que se pode esperar
obter do processo quando esse for espontâneo.
 
Considerando um sistema com as condições de pressão e temperatura constantes, a partir das equações:
É possível reescrever:
Como os termos da equação levam em conta todos os íons da solução e o trabalho elétrico realizado por eles, a espontaneidade da reação se relaciona com o trabalho elétrico máximo.
6. Baseado na equação química
Responda:
a) Qual é o número de elétrons transferidos durante o processo redox?
6 elétrons
b) Se a variação padrão da energia de Gibbs, da reação molar na parte
a, é −1354kJ, qual é a diferença entre o potencial elétrico da reação de
redução e o potencial elétrico da reação de oxidação?
E
Portanto,
7. Discuta sobre o fato da força eletromotriz poder ser utilizada como critério de espontaneidade de uma reação.
 Força eletromotriz representa a variação do potencial elétrico e pode ser facilmente medida em laboratórios, o que a torna um meio prático de se obter a espontaneidade de uma reação pois ela está relacionada com a energia livre de Gibbs pela seguinte equação:
8. Esquematize uma célula galvânica apresentando suas respectivas partes constituintes.
1.- Meia célula anódica
2.- Eletrodo anódico
3.- Solução anódica
4.- Meia célula catódica
5.- Eletrodo catódico
6.- Solução catódica
7.- ponte de sal
8.- Condutor de metal
9.- Voltímetro
9. Considere que adicionemos em 50mL de uma solução de sulfato de cobre 1mol/L, 3, 3g de zinco em pó. Responda:
a) Ocorrerá reação? Em caso afirmativo, qual a equação química balanceada relacionada ao processo?
b) é possível obter trabalho elétrico desse processo? Explique.
Não, pois a transferência de elétrons se estabelece rapidamente em torno das interfaces eletrizadas das diversas partículas de Zn presente no meio. Dessa forma, não existirá um fluxo de elétrons livres através de um circuito, então não haverá trabalho elétrico.
10. Discuta sobre o ponto de vista cinético:
a) os processos que ocorrem quando em uma solução de sulfato de zinco
1mol/L mergulhamos uma placa de zinco metálico.
Forma-se uma interface entre as fases sólidas e os íons em solução que ficam eletricamente carregadas por conta da transferência de cargas. Como resultado disso, a eletro neutralidade que existia em cada fase antes é desfeita criandoem uma das fases um excesso de cargas positivas e na outra, um excesso de cargas negativas. Essa diferença de potencial é imensurável, porém, usa-se de um estado de referência para o estudo desses potenciais.
 b) Os processos que ocorrem quando em uma solução de sulfato de cobre 1mol/L mergulhamos uma placa de cobre metálico.
Ocorre o mesmo do exemplo anterior. A grande diferença entre esses dois metais é que o zinco tem maior tendência a sofrer oxidação, isto é, perder elétrons, enquanto o cobre tem tendência de sofrer redução, ou seja, recebe elétrons presentes na solução.
 c) Qual é a subárea da eletroquímica que se preocupa em estudar os fenômenos de superfície discutidos nos itens anteriores.
A eletroquímica da Dupla Camada Elétrica
11. Apresente e discuta sobre as convenções utilizadas para definir potenciais padrões.
Como o estudo do potencial elétrico em uma reação de óxido redução depende de um estado de referência para comparação, por convenção, foi definido o eletrodo de hidrogênio como o valor zero e qualquer valor de outro eletrodo é medido em relação a este. Para tornar a eletroquímica o mais simples possível, são convencionados apenas semirreações dos eletrodos relacionadas aos processos de redução e sempre em condições termodinâmicas padrões. 
12. O eletrodo padrão de hidrogênio, EPH, foi definido como eletrodo
padrão de referência para medida dos potenciais de outras meias reações.
Ele é o único utilizado para tais medidas? Discuta sobre o fato e apresente
exemplos.
A convenção do eletrodo padrão de referência é apenas uma convenção, ou seja, foi definido e aceito por todos como o padrão. Dessa forma o estudo da eletroquímica se torna mais simples e quaisquer inovações na área serão facilmente entendidas devido à esta convenção. Porém, qualquer eletrodo pode ser usado como o padrão. Para isso, basta fazer uma simples conversão. 
Exemplo:
Aqui, temos o hidrogênio como eletrodo padrão:
	Semirreação
	Potencial padrão
	Pb2+ + 2e → Pb
	-0,13
	2H + 2e → H2
	0
	Cu2+ + 2e → Cu
	0,34
Aqui, temos o chumbo como eletrodo padrão:
	Semirreação
	Potencial padrão
	Pb2+ + 2e → Pb
	0
	2H + 2e → H2
	0,13
	Cu2+ + 2e → Cu
	0,47
E aqui, o cobre é o eletrodo padrão:
	Semirreação
	Potencial padrão
	Pb2+ + 2e → Pb
	-0,47
	2H + 2e → H2
	-0,34
	Cu2+ + 2e → Cu
	0
13. Considere os processos a seguir:
Baseado nas semirreações apresentadas acima obtenha o potencial
padrão para a semirreação 
14. a) Qual o Eo para a seguinte reação desbalanceada?
Fe(s) + O2(g) + 2H2O(l) → Fe3+ + 4HO−
b) Balanceie a equação
 c) Quais são as condições do processo anterior?
São as condições padrão (1 mol/L, pressão de 1 atm e 25°C).
15. Demonstre a equação de Nernst e discuta sobre seu campo de aplicação e suas limitações.
Considerando as equações:
Podemos substituir os termos apresentados na expressão do equilíbrio químico:
Onde Q é o cociente reacional, n é o número de mols de elétrons transferidos no processo e F é a constante de Faraday.
A equação torna possível estimar o potencial elétrico de células eletroquímicas em condições não padrão de pressão e temperatura, porém como a temperatura é um termo dessa equação, uma grande variação deste levará a medidas equivocadas, pois o próprio potencial elétrico é uma função da temperatura e sofre variações com ela.
16. Dadas as concentrações não-padrão para a reação abaixo, calcule o E
Instantâneo da pilha de Daniel.
Zn(s) + Cu2+(aq)(0, 0333M) → Zn2+(aq)(0, 00444M) + Cu(s)
17. Demonstre e discuta sobre como se pode estimar a dependência de E
com a temperatura de um processo.
Considerando em um sistema com pressão constante:
E
É possível se obter:
Como n e F são constantes, tem-se:
Portanto,
18. Estime E para a seguinte reação a 500K:
2H2(g) + O2(g) → 2H2O(g)
se, para essa reação ΔHo = 571, 66kJ a 25oC e n = 4, determine o coeficiente de temperatura do potencial padrão Eo.
19. Demonstre e discuta sobre como se pode estimar a dependência de E
com a Pressão de um processo.
20. Demonstre e discuta a relação entre a constante de equilíbrio e a FEM
de uma reação.
Da equação de Nernst temos:
No equilíbrio,
Para isolar a constante de equilíbrio, aplica-se uma exponencial na função, transformando-a em:
21. Discuta e demonstre sobre a utilização da relação entre E e o quociente
de reação Q para a determinação do pH de uma solução.
O potencial elétrico de uma reação varia linearmente com o log da concentração dos íons em solução. Com o uso de eletrodos seletivos, é possível isolar apenas um íon para se analisar, isso é a base da potenciometria, método analítico que usa da potência elétrica para se determinar a concentração de certos íons. Quando se trata de pH, usa-se um eletrodo seletivo para o íon hidrônio, dessa maneira, se torna possível um cálculo direto do pH da solução.
22. Qual é o pH da fase da solução de um eletrodo de hidrogênio que é conectado a uma meia-reação de Fe/Fe3+, se a tensão da reação espontânea é 0, 300V? Assuma que a concentração de Fe2+ ´e 1, 00M e todas as outras condições são padrão.
23. Uma importante propriedade das chamadas soluções iônicas e que não
foi abordada no texto disponibilizado para o estudo é a chamada Força iônica. Faça uma pesquisa sobre o termo e responda: 
a) Apresente a definição e discuta sobre o significado do termo força iônica de uma solução. 
A força iônica é uma propriedade que leva em conta o somatório da concentração e da carga de todos os íons presentes numa solução. Essa propriedade é de importante aplicação, pois ela afeta propriedades como a dissociação e a solubilidade de vários sais.
b) Calcule as forças iônicas de soluções de 0, 100 molal de
NaCl, Na2SO4 e Ca3(PO4)2.
NaCl:
Na2SO4:
Ca3(PO4)2:
 c) Que molalidade de Na2SO4 é necessária para se ter a mesma força iônica que 0, 100 molal de Ca3(PO4)2?
24. Encontre a tensão esperada para a seguinte reação química
2Fe(s) + 3Cu2+(aq, 0, 050molal) → 2Fe3+(aq, 0, 100molal) + 3Cu(s)
25. Explique o que vem a ser potencial de junção líquida numa pilha apresentando exemplos. Discuta sobre a importância de se levar em consideração a existência desses potenciais e como se pode evitá-los ou
minimizar seus efeitos.
Quando duas soluções eletrolíticas são postas em contato, forma-se uma interface eletrizada devido as diferenças de difusão dos íons. Essa interface possui potencial elétrico, o qual leva o nome de potencial de Junção líquida. Em métodos analíticos de potenciometria, esse efeito pode limitar a precisão e a exatidão das medida, por isso não devem ser desprezados.
26. Apresente e discuta detalhes sobre a representação de pilhas, para tal
considere criar uma pilha em que um dos metais é a prata.
a) Com que outro metal e substâncias você combinaria a prata para montar uma pilha?
Zn(s)|Zn2+(aq)||Ag+(aq)|Ag(s)
b) Apresente a representação esquemática do processo.
27. Dada a célula, a 25oC,
Pb(s)|Pb2+(aq, a = 1)||Ag+(aq, a = 1)|Ag(s)
(a) Escrever as reações dos eletrodos e da célula;
(b) Calcular a força eletromotriz;
(c) Calcular a variação de energia livre da reação da célula.
28. Apresente a notação simbólica da célula cuja reação é
Qual será a FEM padrão (Eo) e a variação de energia livre (ΔGo), em
calorias, que acompanha essa reação? Da forma como foi apresentada
essa reação é espontânea? Discuta.
 
Br(l)|Br2+(aq)(a=0,5)||Fe2+(aq)|Fe3+(a=1) (aq)
29. A FEM, a 25oC, da célula :
Pt|H2(1atm)|HCl(0, 01m)|AgCl(s)|Ag
é dada pela equação:
ǫ = −0, 096 + 1, 90x10−3T − 3, 041x10−6T2(volts) (45)
Calcular ΔG, ΔS e ΔH da célula: