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ELETROQUÍMICA
Eletroquímica ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
EXERCÍCIOS ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
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 .
[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
Solução Equação total: Fe 0      Fe +2   +  2 e -  + 0,44 V F 2   + 2 e -     2 F -   + 2,87   V Fe 0   + F 2     Fe +2   + 2 F -   ddp = 3,31 V ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
3- (UNICAMP-SP) O desenho abaixo representa o corte de uma pilha de manganês .  H 2 O ( liq) As reações que ocorrem durante o funcionamento da pilha são:  (cátodo)  2 MnO 2( s)  + 2 NH 4 + (aquoso)  + 2 e -     Mn 2 O 3(s)  + NH 3(g)  + H 2 O (lliquido) ( ânodo)   Zn (s)      Zn +2 (aquoso)   + 2 e - ,[object Object],[object Object]
Solução ,[object Object],[object Object],Cátodo (+)  2 MnO 2(s)  + 2 NH 4 + (aq)  + 2 e -   Mn 2 O 3(s)  + 2 NH 3(g)  + H 2 O (liq) Ânodo ( -)  Zn (s)     Zn (aq)   + 2 e -
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
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
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.
Solução ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],Global:  2 H 2  + O 2      2 H 2 O Como temos a relação em mols é de 2:1; a relação de massa será:
[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
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
[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
Solução Caliche: 0,1% em NaIO 3  massa   caliche   = ? a )  2  IO 3 -   +  5  HSO 3 -      I 2   +  5  SO 4 -2   +  3  H +   + H 2 O   +5  redução  0 +4  oxidação  +6 IO 3 -   oxidante HSO 3 -  redutor ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],15,6 kg NaIO 3 ------0,1%(do minério) x kg --  100% ( minério) X = 15,6 toneladas de minério
8- (Cefet-RJ) Considere a pilha representada pelo esquema: ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
Solução Ânodo(-) :  Zn    Zn +2  + 2 e -   + 0,76 Cátodo(+):  2 Ag +   + 2 e -     2 Ag 0  + 0,80 Equação global:  Zn  + 2 Ag +      Zn +   +  2 Ag 0  fem = + 1,56V ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
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
[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
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 -
11- (FEI-SP) Com relação à eletrólise do HCl em solução aquosa diluída, utilizando eletrodos inertes, são feitas as seguintes afirmações: I- Há liberação de hidrogênio no cátodo II- A solução final é neutra III- Os ânions Cl -  não se descarregam IV- A solução vai se diluindo em HCl ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
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
12-(Cefet-PR) Um pedaço de cobre comercial de massa 0,5 g foi dissolvido em ácido adequado, e a solução resultante foi eletrolisada até a deposição total do Cu, mediante uma corrente elétrica de 4 A, durante 5 minutos. A pureza desse cobre é, em %, igual a:  ( Cu = 63,5 g/mol) ,[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
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
[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
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
[object Object],[object Object],[object Object],[object Object],[object Object]
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)
[object Object],[object Object],[object Object]
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

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Aula de eletôquimica

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  • 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 .
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  • 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.
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  • 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
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  • 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
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  • 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 -
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  • 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
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  • 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
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  • 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
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  • 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)
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  • 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