Lista_exercicios_eletroquimica
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LISTA DE EXERCÍCIOS NO 4
TEMA: ELETROQUÍMICA

QUI 116 – FÍSICO-QUÍMICA II
ENGENHARIA METALÚRGICA – TURMA 11

Professora: Priscila S. Curti
1) Calcule os potenciais de cada um dos eletrodos :

a) Sn(s) | Sn2+(aq) (a = 0,01)

b) Pt | H2 (g) (p = 1,5 atm) | H+(aq) (a = 0,015)

c) Ag(s), AgCl(s) | Cl-(aq) (a = 0,0001)

d) Pt | Cl2(g) (p = 0,5 atm) | Cl-(aq) (a = 0,002)

e) Pt  Sn2+(aq) (a = 0,03) , Sn4+(aq) (a = 0,09)

R: - 0,195 V; -0,113 V; 0,459 V; 1,510 V; 0,136 V
2) Calcule a reação global, a FEM, o ∆G e a constante de equilíbrio para cada
uma das células eletroquímicas. A reação é espontânea? No equilíbrio, haverá
maior concentração de produtos ou de reagentes? Comente a resposta.
a) Ag(s)  Ag+(aq) (a = 0,01)  Zn2+(aq) (a = 0,1)  Zn(s)
b) Pt  Fe2+(aq) (a = 1,0), Fe3+(aq) (a = 0,1)  Cl-(aq) (a = 0,001)  AgCl(s), Ag(s)
c) Zn(s) | Zn+2(aq)(a = 0,04) | | Cd2+(aq) (a = 0,2) | Cd(s)
d) Zn(s) | ZnO22-(aq) (a = 0,1), OH-(aq) (a = 1) | HgO(s) | Hg(l)

R: a) -1,473 V, 284, 245 kJ.mol-1, 1,55 x 10-53;
b) – 0,312 V, 30,132 kJ.mol-1, 5,24 x 10-10;
c) 0,381 V, -69, 47 kJ.mol-1, 1,48 x 1012;
d) 1,344 V, -259,35 kJ.mol-1, 2,75 x 1045

UNIVERSIDADE FEDERAL DE OURO PRETO

INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E BIOLÓGICAS

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA

3) Para as seguintes células eletroquímicas, a 25oC, determinar a reação
global, a FEM, o ∆G e a constante de equilíbrio da reação correspondente.
Usar as atividades dos íons participantes das reações redox.

a) Pt | H2(g) (p = 0,5 atm) | H2SO4(aq) (b = 0,5 mol.kg-1) | | CuSO4(aq) (b = 0,01
mol.kg-1) | Cu(s)

R: 0,331 V, - 63,87 kJ.mol-1, 2,475 x 1011

b) Hg(l) | Hg2SO4(s) | FeSO4(aq) (b = 0,7 mol.kg-1) | Fe(s)

R: -1,124 V, 216,9 kJ.mol-1, 2,60 x 10-42
c) Cd(s) | CdSO4(aq) (b = 0,3 mol.kg-1) || ZnSO4(aq) (b = 0,1 mol.kg-1) | Zn(s)

R: - 0,357 V, 68,97 x 103 kJ.mol-1, 6,74 x 10-13
4) Usando as mesmas células eletroquímicas apresentadas no exercício 3,
determinar a FEM e o ∆G usando a molalidade dos íons participantes das
reações redox. Comparar os resultados obtidos com aqueles do exercício 3.

a) R: 0,287 V, -55,38 kJ.mol-1

b) R: -1,233 V, 238, 04 kJ.mol-1

c) R: -0,374 V, 72,19 kJ.mol-1
5) Seja o eletrodo:

SO4
2-
(aq) (aSO42-) | PbSO4(s) ,Pb(s) εo = -0,356 V

Usando um eletrodo de referência, o potencial da pilha será de - 0,245 V. Qual
a atividade do íon sulfato nessa pilha?

R: 1,8 x 10-4
6) Determine a atividade iônica média do ácido sulfúrico na pilha:

Pt(s) | H2(g) (p = 1 atm) | H2SO4(aq) (aH2SO4) | PbSO4(s), Pb(s)

Se o potencial da pilha for -0,220 V.

R: 0,029

7) Dadas as equações químicas abaixo:

a) FeCl2 (b= 0,03 mol.kg
-1) + AgCl(s) → FeCl3(b= 0,002 mol.kg-1) + Ag(s)

b) Cu(s) + Cl2(g) (p = 1,5 atm) → CuCl2 (b = 0,5 mol.kg-1)

Determine:
I) o diagrama da célula eletroquímica que corresponde às reações descritas.
II) a FEM de cada uma das células eletroquímicas.
III) a constante de equilíbrio das reações.
IV) a célula é galvânica ou eletrolítica? Explique

R: a) -0,488 V, 5,63 x 10-9
 b)1,147 V, 3,57 x 1034

8) Considere a pilha:

Pt(s) | H2(g) (p = 1 atm) | H+(aq) (a = 1), Fe3+(aq), Fe2+(aq) | Pt(s)

a) Se a FEM da pilha for 0,712 V, qual será a razão das atividades de Fe2+
e Fe3+?

b) Qual a razão entre as atividades se a FEM da pilha for de 0,830 V?

R: 9,93; 0,1
9) Encontre a constante do produto de solubilidade (Kps) do AgCl, usando os
seguintes dados:

Ag(s) → Ag+(aq) + e- εo = -0,80 V
Ag(s) + Cl

-
(aq) → AgCl + e- εo = -0,223 V

A solubilidade do AgCl em água é alta ou baixa? Comente o resultado
R: 1,76 x 10-10
10) Para a seguinte pilha :

Pb(s), PbCl2(s)  HCl(aq) (a = 1)  AgCl(s), Ag(s)

A força eletromotriz a 25 oC é igual a 0,490 V e a 50 oC é de 0,500 V. Calcular
∆G, ∆H e ∆S e o coeficiente de temperatura para a reação desta pilha a 25 oC.
R: -94555,3 J.mol-1, -71541,7 J.mol-1, 77,188 J.K-1.mol-1, 4 x 10-4 V.K-1
11) Para a reação:

Fe(S) + O2(g) + 2H2O(l) → Fe3+(aq) + 4OH-(aq)

Determine a reação química balanceada e a FEM padrão da reação. A reação
no sentido indicado é espontânea ou não? Comente o resultado.
R: 0,441 V

TABELA COM ALGUNS POTENCIAIS DE REDUÇÃO *

Eletrodo E
o ( V )

Reação do eletrodo

Li+; Li -3,045 Li+ + e = Li
K+; K -2,925 K+ + e = K

Na+; Na -2,714 Na+ + e = Na
Zn++; Zn -0,763 ½ Zn++ + e = ½ Zn
Fe++; Fe -0,440 ½ Fe++ + e = ½ Fe

Cr+++, Cr++; Pt -0,41 Cr+++ + e = Cr++
Cd++; Cd -0,403 ½ Cd++ + e = ½ Cd
Tl+; Tl -0,3363 Tl+ + e = Tl

Br-; PbBr2(s), Pb -0,280 ½ PbBr2 + e = ½ Pb + Br
-

Co++; Co -0,277 ½ Co++ + e = ½ Co
Ni++; Ni -0,250 ½ Ni++ + e = ½ Ni

I-; AgI(s), Ag -0,151 AgI + e = Ag + I
-

Sn++; Sn -0,140 ½ Sn++ + e = ½ Sn
Pb++; Pb -0,126 ½ Pb++ + e = ½ Pb
D+; D2, Pt -0,044 D

+ + e = ½ D2
H+; H2, Pt 0,0000 H

+ + e = ½ H2
Ti++++, Ti+++; Pt 0,01 Ti++++ + e = Ti+++
Br-; AgBr(s); Ag 0,095 AgBr + e = Ag + Br

-
Sn++++, Sn++; Pt 0,15 ½ Sn++++ + e = ½ Sn++
Cu++, Cu+, Pt 0,153 Cu++ + e = Cu+
Cl-; AgCl(s), Ag 0,2223 AgCl + e = Ag + Cl

-
Eletrodo normal de

calomelano
0,2802 ½ Hg2Cl2 + e = Hg + Cl

-

Cu++; Cu 0,337 ½ Cu++ + e = ½ Cu
O2, H2O, Pt 0,401 ¼ O2 + ½ H2O + e = OH

-
Cu+, Cu 0,521 Cu+ + e = Cu
I-; I2(s), Pt 0,5355 ½ I2 + e = I

-
H+, quinidrona(s); Pt 0,6996 ½ C6H4O2 + H

+ + e = ½ C6H602
Fe+++, Fe++; Pt 0,771 Fe+++ + e = Fe++
Hg2

++; Hg 0,789 ½ Hg++ + e = ½ Hg2
++

Ag+; Ag 0,7991 Ag+ + e = Ag
Hg++, Hg2

++; Pt 0,920 Hg++ + e = Hg2
Br-; Br2(l), Pt 1,0652 ½ Br2(l) + e = Br

-
Tl+++, Tl+; Pt 1,250 ½ Tl+++ + e = ½ Tl+
Cl-; Cl2(g), Pt 1,3595 ½ Cl2(g) + e = Cl

-
Pb++, PbO2, Pb 1,455 ½ PbO2 + 2H

+ + e = ½ Pb++ + H20
Ce++++, Ce+++; Pt 1,61 Ce++++ + e = Ce+++
MnO4

-, H+, Pt 1,679 1/3MnO4
- + 4/3H+ + e = 1/3MnO2 + 2/3H2O

Co+++, Co++; Pt 1,82 Co+++ + e = Co++
*os potenciais de redução não encontrados nessa Tabela, devem ser
encontrados nas literaturas sugeridas.