O documento discute eletroquímica e apresenta exercícios sobre reações de óxido-redução. O primeiro exercício pergunta qual é o melhor agente oxidante entre Zn2+, Cu0 e Cu2+ com base nos seus potenciais de redução. O segundo exercício pede a equação química total entre o ferro e o flúor com base em suas semi-reações. O terceiro exercício descreve o funcionamento de uma pilha de manganês.

1. ELETROQUÍMICA

4. Resolução Os potenciais dados são todos de redução . A espécie química que tem maior potencial de redução é o íons Ag + , com + 0,80 V, portanto é o que tem maior possibilidade de reduzir  se reduz provocará oxidação, portanto, dentre os apresentados é o melhor agente oxidante .

9. 4-(FUVEST-2000) Deseja-se distinguir, experimentalmente, o estanho do zinco. Para tal, foram feitos três experimentos: I- Determinou-se a densidade de um dos metais, a 20 0 C, com margem de erro de 3%, e achou-se o valor de 7,2 g/cm 3 . II- Colocou-se, separadamente, cada um dos metais em uma solução aquosa de ácido clorídrico 1 mol/L. III- Colocou-se, separadamente, cada um dos metais em uma solução aquosa de sulfato ferroso, de concentração 1 mol/L. Para cada um dos experimentos, com base nos dados fornecidos, explique se foi possível ou não distinguir um metal do outro. Dados: Metal ( Me) Densidade a 20 0 C E o ( Me +2 , Me) ( g/cm 3 ) ( V) Sn 7,29 - 0,14 Zn 7,14 - 0,76 Fe - - 0,44

10. Solução Experimento I - Como a margem de erro é de 3% teremos: 7,2 ------ 100% 7,2 + 0,2 = 7,4 x ------- 3% x = 0,216 7,2 – 0,2 = 7,0 Como as densidades do Sn ( 7,29) e a do Zn ( 7,14), estão entre os valores 7,0 e 7,4, não é possível distinguir através desse experimento. Experimento II - Com base nos E redução fornecidos, sabendo-se que o E redução 2H + /H 2 = O , os dois metais reagem com o HCl: Sn + 2 HCl  SnCl 2 + H 2 e Zn + 2 HCl  ZnCl 2 + H 2  não poderemos distinguir através desse experimento. Experimento III - Para acontecer a reação de um metal mais FeSO 4 , é preciso que o metal tenha um potencial de oxidação maior que o do Fe, para que o metal ( Sn ou Zn ) se oxide e o Fe +2 reduza. Sn + FeSO 4  não acontece Zn + FeSO 4  ZnSO 4 + H 2 acontece Portanto através desse experimento III será possível distinguir o estanho do zinco

11. 5-(UNICAMP-SP) Uma alternativa para os motores de combustão são as celas de combustível que permitem, entre outras coisas, rendimentos de até 50% e operação em silêncio. Uma das mais promissoras celas de combustível é a de hidrogênio, mostrada no esquema abaixo: Reagente Reagente Produto Produto Motor elétrico x y - + Eletrodos Membrana polimérica permeável a H + Nessa cela, um dos compartimentos é alimentado por hidrogênio gasoso e o outro, por oxigênio gasoso. As semi-reações que ocorre, nos eletrodos são dadas pelas equações: Ânodo: H 2(g)  2 H + + 2 e - Cátodo: O 2 (g) + 4 H + + 4 e -  2 H 2 O 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? c) Que proporção de massa entre os gases você usaria para alimentar a cela de combustível? Justifique.

14. Solução I - ERRADA: como o HCl é um ácido forte e o ácido acético é um ácido fraco, a reação se processa mais rapidamente no recipiente com HCl. II- ERRADA: Nas duas reações, o Mg 0 passa a Mg +2 , portanto sofre oxidação  agente redutor. III- VERDADEIRA: Pelas reações acima. IV- VERDADEIRA: Quando dividimos o magnésio em em pequenas porções, o aumento da superfície de contato, aumenta a velocidade das reações. Mg + 2 HCl  MgCl 2 + H 2 Mg + 2 H 3 CCOOH  (H 3 CCOO) 2 Mg + H 2 LETRA D : III e IV são verdadeiras

20. Solução As duas semi-reações, nos fornece potenciais de redução, como o íon Fe +3 , tem maior potencial de redução ele sofrerá redução e o As +3 da espécie química HAsO 2 sofrerá oxidação. Teremos: HAsO 2 + 2 H 2 O  H 3 AsO 4 + 2 H + + 2 e - - 0,56 V 2 Fe +3 + 2 e -  2 Fe +2 + 0,77 V Global: HAsO 2 + 2 H 2 O + 2 Fe +3  H 3 AsO 4 + 2 H + + 2 Fe +2 fem = + 0,21V A força eletromotriz pode ser também calculada da seguinte maneira: Fem = E 0 redução maior – E 0 redução menor = 0,77 – 0,56 = 0,21V

22. Solução O 2 = 2,0 milimol = 2,0 . 10 -3 mol Ag = 6,0 milimol = 6,0 . 10 -3 mol H 2 = ? Reações ocorridas: 2 OH -  H 2 O + ½ O 2 + 2 e - Ag + + 1 e -  Ag 0 2 H + + 2e -  H 2 ½ mol O 2 ------ 2 mols e - 2 .10 -3 mol O 2 ---- x mol e - = 8,0 .10 -3 mol e - 1 mol Ag 0 --- 1 mol e - 6 mol Ag 0 ---x mol e - = 6.10 -3 mol e - Se passaram 8.10 -3 mol e - no ânodo, passaram no cátodo também 8.10 -3 mol e - ; como 6.10 -3 mol e - foram gastos com a Ag, o restante foi com o hidrogênio, portanto: 2 H + + 2 e -  H 2 2 mol e - ------- 1mol H 2 2 .10 -3 mol e----x mol H 2 = 1.10 -3 mol H 2 ou 1,0 milimol H 2 Letra B 8,0.10 -3 – 6,0.10 -3 = 2.10 -3 mols e -

24. Solução 2 HCl  2 H + + 2 Cl - 2 H 2 O  2 H + + 2 OH - Cátado (-) : 2 H + + 2 e -  H 2 Ânodo (+) : 2 Cl -  Cl 2 + 2 e - Reação global: 2 HCl  H 2 + Cl 2 como vimos, a concentração de HCl vai diminuindo, a solução vai ficando mais diluída I- CORRETA: observe a reação acima que ocorre no cátodo II- CORRETA: só fica H 2 O  neutra  [H + ]= [OH - ] III- ERRADA: íons Cl - descarregam no ânodo IV- CORRETA: o H + e o Cl - do ácido vão descarregar LETRA E

26. Solução Massa amostra = 0,5 g i = 4 A t = 5 min= 300 seg 1 mol e -  1 F  Q = 96 500 c  massa  1 E Q = i . t  Q = 4 . 300 = 1 200 c Cu +2 + 2 e -  Cu 2 mols e -  1 mol Cu 0 = 63,5 g Cu 1 mol e -  x mol Cu 0 = 0,5 mol Cu = 31,75 g Cu  96.500 c x g de Cu 1.200 c x = 0,394 g de Cu 0,5 g amostra ---- 100% 0,394 g Cu -------x = 78,9 % X = 78,9% LETRA B

28. Solução OBS: Em cubas ligadas em série, o número de mols de elétrons que passa em uma, passa também em outra. Cu +2 + 2 e -  Cu 0 Ni +2 + 2 e -  Ni 0 2 mols e - ---- 1 mol Cu 0 --- 63,5 g Cu 0 X mol e - -------------------- 2,03 g Cu 0 x = 0,064 mol de e - 2 mol e - -- 1 mol Ni 0 -------58,7 g Ni 0 1 mol e - --------------------29,35 g Ni 0 0,064 mol e - ---------------- x g = 1,88 g 1,88 g Ni 0 ------ 20 minutos X g de Ni 0 ------ 60 minutos x = 5,64 gramas de Ni Nunca se esqueça: 1 mol e -  1 F  96 500 c  m  1 E

30. Solução 1 mol e -  1 F  96 500 c  m  1 E m cobre = 6,35 g t = 5 horas, 21 mintuos, 40 segundos = 19 300 segundos Cu  Cu +2 + 2 e - 1 mol Cu = 63,5 g ------- 2 mols e - 31,75g------- 1 mol e - -----------96 500 c 6,35g------- x = 0,2 mol e - ------x = 19 300 c Q = i.t 19 300 = i . 19300 i = 1 A a) b)

32. Solução NaCl = 100 ml 4,35 M i = 3,88 A t = ? m H 2 = ? 2 NaCl  2 Na + + 2 Cl - 2 H 2 O  2 H + + 2 OH - Cátodo(-): 2 H + + 2 e -  H 2 Ânodo(+): 2 Cl -  Cl 2 + 2 e - 2 NaCl (aq)  2 NaOH + H 2 + Cl 2 a) 1 litro ------- 4,35 mol Cl - 0,1 litro-------x = 0,435 mol Cl - 2mol Cl - ------2 mols e - 1 mol Cl - -- 1 mol e - ---- 96500 c 0,435 mol Cl - -------------x = 41 978 c Q= i.t t = 41.978/3,88  10.800 s  3 horas b) 2 mols NaCl ---- 1 mol H 2 0,435 mol NaCl---x= 0,217mol H 2 0,217 mol H 2 = 0,234 g de H 2