Eletroquímica

-Reações de óxido-redução

-Pilhas

-Diferença de potencial

-Corrosão de metais

-Eletrólise

-Eletrólise – Aspectos quantitativos

EXERCÍCIOS

1-(FURRN) Com base nos potenciais normais abaixo:

Zn+ + 2 e- Zn0 E0 = - 0,76 V

Cu+2 + 2 e- Cu0 E0 = + 0,34 V

Ag+ + 1 e- Ag0 E0 = + 0,80 V

Indique o melhor agente oxidante.

a) Zn+2

b) Cu0

c) Cu+2

d) Ag0

e) Ag+

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.

2- ( UFSC) A partir dos dados fornecidos pelas semi-reações abaixo, escreva a equação química total que representa um processo espontâneo.

Semi-reação Potencial padrão (V)

Fe+2 + 2 e- Fe0 - 0,44

F2 + 2 e- 2 F- + 2,87

Assinale as afirmações corretas com relação à equação química total:

a) Flúor é o agente oxidante

b) Ferro é o agente redutor

c) A diferença de potencial é igual a + 2,43

d) O ferro oxida em presença de flúor

e) Não representa uma reação de oxirredução

Solução

Equação total:

Fe0 Fe+2 + 2 e- + 0,44 V

F2 + 2 e- 2 F- + 2,87 V

Fe0 + F2 Fe+2 + 2 F- ddp = 3,31 V

a) CORRETA: flúor reduzprovoca oxidação agente oxidante

b) CORRETA: ferro oxidaprovoca redução agente redutor

c) ERRADA: E0 = E0red maior – E0

red menor = 2,87 –(-0,44) = 3,31 V; pode ser também calculado pela soma das semi-reações.

d) CORRETA: a reação nos mostra essa afirmativa

e) ERRADA: se uma espécie química reduz e outra oxida, ocorre uma reação de óxido-redução

3- (UNICAMP-SP) O desenho abaixo representa o corte de uma pilha de manganês.

H2O( liq)

As reações que ocorrem durante o funcionamento da pilha são:

(cátodo) 2 MnO2( s) + 2 NH4+

(aquoso) + 2 e- Mn2O3(s) + NH3(g) + H2O(lliquido)

( ânodo) Zn(s) Zn+2(aquoso) + 2 e-

a) Qual o agente oxidante dessa reação?

b) Cite uma substância cuja quantidade diminui e uma cuja quantidade aumenta quando a pilha está funcionando.

Solução

a) Pela reação que ocorre cátodo, verificamos que o MnO2 está sofrendo redução agente oxidante

b) Ocorre a diminuição da quantidade de Zn sólido, MnO2 sólido e NH4

+ aquoso e aumenta a quantidade de NH3 gasoso, Mn2O3 sólido, H2O e Zn+2.

Cátodo (+) 2 MnO2(s) + 2 NH4+

(aq) + 2 e- Mn2O3(s) + 2 NH3(g) + H2O(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 200C, com margem de erro de 3%, e achou-se o valor de 7,2 g/cm3.

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 200C Eo ( Me+2, Me)

( g/cm3) ( V)

Sn 7,29 - 0,14

Zn 7,14 - 0,76

Fe - - 0,44

SoluçãoExperimento 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+/H2 = O , os dois metais reagem com o HCl:

Sn + 2 HCl SnCl2 + H2 e Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2 não poderemos

distinguir através desse experimento.

Experimento III- Para acontecer a reação de um metal mais FeSO4, 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 + FeSO4 não acontece Zn + FeSO4 ZnSO4 + H2 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: H2(g) 2 H+ + 2 e-

Cátodo: O2 (g) + 4 H+ + 4 e- 2 H2O

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

a) Essa cela de combustível não é poluente, porque pode ser construída com materiais não poluentes, ela não usa cádmio ou mercúrio; além disso todos os participantes das reações e o produto delas é a água, o que não acarreta problemas ambientais.

b) O compartimento X, onde ocorre a oxidação ( pólo negativo), teremos o gás H2 sofrendo oxidação para íons H+, portanto, esse compartimento deve ser alimentado com hidrogênio.

c) Montando a equação global teremos:

Ânodo: 2 H2 4 H+ + 4 e-

Cátodo: O2 + 4 H+ + 4 e- 2 H2O

Global: 2 H2 + O2 2 H2O

Como temos a relação em mols é de 2:1; a relação de massa será:

2

2

2

2

8

1

32

4

32.1

2.2

1

2

gO

gH

molO

molsH

massa

massa

oxigênio

hidrogênio

6-(VUNESP) Duas fitas idênticas de magnésio metálico são colocadas, separadamente, em dois recipientes. No primeiro recipiente adicionou-se solução aquosa de ácido clorídrico e, no segundo, solução aquosa de ácido acético, ambas de concentração 0,1 mol/L.

Foram feitas, as seguintes afirmações:

I- As reações se completarão ao mesmo tempo nos dois recipientes, uma vez que os ácidos estão presentes na mesma concentração.

II- O magnésio metálico é o agente oxidante nos dois casos.

III- Um dos produtos formados em ambos os casos é o hidrogênio molecular.

IV- As velocidades das reações serão afetadas se as fitas de magnésio forem substituídas por igual quantidade deste metal finamente dividido.

São verdadeiras as afirmações:

a) I e II, apenas

b) II e III, apenas

c) I e III , apenas

d) III e IV, apenas

e) II, III e IV, apenas

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 Mg0 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 MgCl2 + H2

Mg + 2 H3CCOOH (H3CCOO)2 Mg + H2

LETRA D : III e IV são verdadeiras

7- (FUVEST-2000) O minério caliche, cujo principal componente é o Salitre do Chile, contém cerca de 0,1%, em massa , de iodato de sódio ( NaIO3). A substância simples I2 pode ser obtida em um processo que envolve a redução desse iodato com hidrogenossulfito de sódio ( NaHSO3), em meio aquoso. Nessa redução também são produzidos íons sulfato, íons H+ e água.

a) Escreva a equação iônica balanceada que representa a formação do iodo nessa solução aquosa, indicando o oxidante e o redutor.

b) Calcule a massa de caliche necessária para preparar 10,0 kg de iodo, pelo método acima descrito, considerando que todo iodato é transformado em iodo.

Dados: NaIO3 = 198 g/mol

I2 = 254 g/mol

Solução

Caliche: 0,1% em NaIO3 massa caliche = ?

a) 2 IO3- + 5 HSO3

- I2 + 5 SO4-2 + 3 H+ + H2O

+5 redução 0

+4 oxidação +6

IO3- oxidante

HSO3- redutor

b) 2 NaIO3 I2

396 g -------- 254 g

x g ----------- 10 kg

x = 15,6 kg de NaIO3

15,6 kg NaIO3------0,1%(do minério)

x kg -- 100% ( minério)

X = 15,6 toneladas de minério

8- (Cefet-RJ) Considere a pilha representada pelo esquema:

Com base nos dados acima, conclui-se que:

a) A placa metálica de prata é o catado da pilha Zn/Zn+2(0,50M)//Ag+(0,50M)/Ag0

b) A fem da pilha é 0,04V

c) Haverá perda de massa da placa de prata em virtude da oxidação desse metal

d) Haverá aumento de massa na superfície submersa da placa de zinco em virtude da redução do íon Zn+2

e) A equação global da pilha é 2 Ag + Zn+2 2 Ag+ + Zn

Solução

Ânodo(-) : Zn Zn+2 + 2 e- + 0,76

Cátodo(+): 2 Ag+ + 2 e- 2 Ag0 + 0,80

Equação global: Zn + 2 Ag+ Zn+ + 2 Ag0 fem = + 1,56V

a) CORRETA: de acordo com a reação global, o zinco tem maior potencial de oxidação, e a prata tem maior de redução.

b) ERRADA: Calculado na soma das semi-reações.

c) ERRADA: como os íons Ag+ sofrem redução à Ag0 aumenta a massa da lâmina de prata.

d) ERRADA: como Zn0 sofre oxidação à íons Zn+2, diminui a massa da lâmina de zinco

e) ERRADA: a equação global foi dada acima

9- (UNIMEP-SP) Considere os seguintes dados:

H3AsO4 + 2 H+ + 2 e- HAsO2 + 2 H2O E0 = + 0,56V

Fe+3 + 1 e- Fe+2 E0 = + 0,77V

Em condições padrão, uma pilha que envolva as duas semi-reações fornecidas apresenta força eletromotriz de:

a) 0,21 V

b) 0,49 V

c) 1,30 V

d) 2,10 V

e) 4,90 V

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 HAsO2 sofrerá oxidação. Teremos:

HAsO2 + 2 H2O H3AsO4 + 2 H+ + 2 e- - 0,56 V

2 Fe+3 + 2 e- 2 Fe+2 + 0,77 VGlobal: HAsO2 + 2 H2O + 2 Fe+3 H3AsO4 + 2 H+ + 2 Fe+2 fem = + 0,21V

A força eletromotriz pode ser também calculada da seguinte maneira:

Fem = E0redução maior – E0

redução menor = 0,77 – 0,56 = 0,21V

10- (ITA) Uma célula eletroquímica, com eletrodos inertes (platina) contém uma solução aquosa de nitrato de prata acidulada com ácido nítrico. Após o término da eletrólise, nota-se que:

I) Num dos eletrodos se formou, a partir da água, exclusivamente O2, num total de 2,0 milimol;

II) No outro eletrodo 6,0 milimol de Ag foram depositados e também se desprendeu H2

Dessas informações, dá para concluir que a quantidade de hidrogênio gasoso formada é igual a:

a) 0,5 milimol

b) 1,0 milimol

c) 2,0 milimol

d) 4,0 milimol

e) 6,0 milimol

Solução

O2 = 2,0 milimol = 2,0 . 10-3 mol Ag = 6,0 milimol = 6,0 . 10-3 mol H2 = ?

Reações ocorridas: 2 OH- H2O + ½ O2 + 2 e-

Ag+ + 1 e- Ag0

2 H+ + 2e- H2

½ mol O2 ------ 2 mols e-

2 .10-3 mol O2---- x mol e- = 8,0 .10-3 mol e-

1 mol Ag0 --- 1 mol e-

6 mol Ag0 ---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 6.10-3mol e- foram gastos com a Ag, o restante foi com o hidrogênio, portanto:

2 H+ + 2 e- H2 2 mol e- ------- 1mol H2

2 .10-3mol e----x mol H2 = 1.10-3 mol H2

ou 1,0 milimol H2 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

Dessas afirmações é(são) incorreta (s):

a) Somente I e III

b) Somente II e IV

c) Somente II

d) Somente IV

e) Somente III

Solução

2 HCl 2 H+ + 2 Cl-

2 H2O 2 H+ + 2 OH-

Cátado (-) : 2 H+ + 2 e- H2

Ânodo (+) : 2 Cl- Cl2 + 2 e-

Reação global: 2 HCl H2 + Cl2

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 H2O 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)

a) 99,8

b) 78,9

c) 65,5

d) 92,5

e) 75,0

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 Cu0 = 63,5 g Cu

1 mol e- x mol Cu0 = 0,5 mol Cu = 31,75 g Cu 96.500 c

x g de Cu 1.200 c

x = 0,394 g de Cu0,5 g amostra ---- 100%

0,394 g Cu -------x = 78,9 %

X = 78,9% LETRA B

13- (CESGRANRIO-RJ) Duas cubas eletrolíticas, ligadas em série, contêm respectivamente, soluções de CuSO4 e NiSO4. Transcorridos vinte minutos, depositam-se 2,03 g de cobre numa das cubas. Indique:

(dados: Cu- 63,5; Ni-58,7 )

a) A massa de níquel depositada na outra cuba;

b) A massa de níquel depositada após o transcurso de 1 hora.

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- Cu0 Ni+2 + 2 e- Ni0

2 mols e- ---- 1 mol Cu0--- 63,5 g Cu0

X mol e- -------------------- 2,03 g Cu0

x = 0,064 mol de e-

2 mol e- -- 1 mol Ni0-------58,7 g Ni0

1 mol e- --------------------29,35 g Ni0

0,064 mol e-----------------x g = 1,88 g

1,88 g Ni0 ------ 20 minutos

X g de Ni0------ 60 minutos

x = 5,64 gramas de Ni

Nunca se esqueça:

1 mol e- 1 F 96 500 c m 1 E

14-(EEM-SP) Pretende-se oxidar anodicamente 6,35 g de Cu até Cu+2. Uma certa corrente constante circula pela célula durante 5 horas, 21 minutos e 40 segundos. Pede-se :

a) O número de mols de elétrons envolvidos na transformação;

b) O valor da intensidade de corrente.

Dados : massa atômica Cu = 63,5

1 farday = 96 500 c

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)

15-(UFRN) Cem mililitros de solução 4,35 M de cloreto de sódio foram submetidos à eletrólise.

a) Quantas horas são necessárias para que uma corrente de 3,88 A atravesse a solução e decomponha todo o cloreto?

b) Qual a quantidade em massa de hidrogênio de hidrogênio produzida por essa eletrólise?

Solução

NaCl = 100 ml 4,35 M i = 3,88 A t = ? m H2 = ?

2 NaCl 2 Na+ + 2 Cl-

2 H2O 2 H+ + 2 OH-

Cátodo(-): 2 H+ + 2 e- H2

Ânodo(+): 2 Cl- Cl2 + 2 e-

2 NaCl(aq) 2 NaOH + H2+ Cl2

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 H2

0,435 mol NaCl---x= 0,217mol H2

0,217 mol H2 = 0,234 g de H2