eletroqumica resoluções para aplicar em sala de aula

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
Cu+2 + 2 e-  Cu0
Ag+ + 1 e- 
Ag0
E0 = - 0,76 V
E0 = + 0,34 V
E0 = + 0,80 V
Indique o melhor agente oxidante.
f) Zn+2
g) Cu0
h) Cu+2
i) Ag0
j) Ag+

Resoluçã
o
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
Fe+2 + 2 e- 
Fe0 F2 + 2 e-
 2 F-
Potencial padrão (V)
- 0,44
+ 2,87
Assinale as afirmações corretas com relação à equação
química total:
f) Flúor é o agente oxidante
g) Ferro é o agente redutor
h) A diferença de potencial é igual a + 2,43
i) O ferro oxida em presença de flúor
j) Não representa uma reação de oxirredução

Soluçã
o
Equação total:
Fe0  Fe+2 + 2
e-
F2 + 2 e-  2 F-
+ 0,44 V
+ 2,87
V
Fe0 + F2  Fe+2 + 2 F- ddp = 3,31 V
a) CORRETA: flúor reduzprovoca oxidação agente oxidante
b)CORRETA: ferro oxidaprovoca redução agente redutor
c) ERRADA: E0 = E0 – E0 = 2,87 –(-0,44) = 3,31 V; pode
red maior red menor
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
+ + 2 e-
(aquoso)
 Mn2O3(s) + NH3(g) + H2O(lliquido)
( ânodo)
Zn(s)
 Zn+2 + 2 e-
(aquoso)
a) Qual o agente oxidante dessa reação?
b) Cite uma substância cuja quantidade diminui e
uma cuja quantidade aumenta quando a pilha está
funcionando.

Soluçã
o
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
MnO
2(s) + 2 NH +
4 (aq) + 2 e-
 Mn O
2
3(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 200
C, 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
( g/cm3)
Eo ( Me+2, Me)
( V)
Sn 7,29 - 0,14
Zn 7,14 - 0,76
Fe - - 0,44

Soluçã
o
Experimento I- Como a margem de erro é de 3% teremos:
7,2 ------ 100%
x ------- 3% x = 0,216
7,2 + 0,2 = 7,4
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.
redução
Experimento II- Com base nos E redução fornecidos, sabendo-se que o E
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:
Reagent
e
Reagent
e
Produto Produto
x y
- +
Motor
elétrico
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.

Soluçã
o
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:
massa oxigênio
massa hidrogênio

2molsH 2

2.2

4

1gH 2
1molO2 1.32 32

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:
h) I e II, apenas
i) II e III, apenas
j) I e III , apenas
k) III e IV, apenas
e) II, III e IV, apenas

Soluçã
o
+ H2
Mg + 2 HCl  MgCl2
Mg + 2 H3CCOOH  (H3CCOO)2 Mg + H2
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.
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.
b) 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

Soluçã
o
a) 2 IO3
-
Caliche: 0,1% em NaIO3 massa
caliche = ?
+ 5 HSO3
-  I2 + 5 SO4
-2 + 3 H+
+ H2O
+5 redução 0
+4 oxidação +6
IO3
- oxidante
-
HSO3 redutor
a) 2 NaIO3
 I2 396 g
-------- 254 g x g
----------- 10 kg
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:
b) A placa metálica de prata é o catado da pilha
Zn/Zn+2(0,50M)//Ag+(0,50M)/Ag0
c) A fem da pilha é 0,04V
d)Haverá perda de massa da placa de prata em
virtude da oxidação desse metal
e) Haverá aumento de massa na superfície submersa da placa de zinco em virtude
da redução do íon Zn+2
f) A equação global da pilha é 2 Ag + Zn+2
 2 Ag+
+ Zn

Soluçã
o
Ânodo(-) : Zn  Zn+2 + 2 e-
Cátodo(+): 2 Ag+ + 2 e-  2
Ag0
+ 0,76
+ 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:
e) 0,21 V
f) 0,49 V
g) 1,30 V
h) 2,10 V
i) 4,90 V

Soluçã
o
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- 2 Fe+3 + 2 e-  2 Fe+2
- 0,56 V
+ 0,77 V
Global: 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 = E0
redução 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:
II) Num dos eletrodos se formou, a
partir da água, exclusivamente O2, num
total de 2,0 milimol;
III) 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:
b) 0,5 milimol
c) 1,0 milimol
d) 2,0 milimol
e) 4,0 milimol
f) 6,0 milimol

Soluçã
o
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-
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-
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:

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):
b) Somente I e III
c) Somente II e IV
d) Somente II
e) Somente IV
f) Somente III

Soluçã
o
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+]=
-

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
Cu+2
Q = i . t  Q = 4 . 300 = 1 200
c
+ 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 Cu
0,5 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 )
c) A massa de níquel depositada na outra cuba;
d) A massa de níquel depositada após o transcurso de 1 hora.

Soluçã
o
OBS: Em cubas ligadas em série, o número de mols
de elétrons que passa em uma, passa também em outra.
Cu+2 Ni+2
+ 2 e-  Cu0 + 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 :
b) O número de mols de elétrons envolvidos na
transformação;
c)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.
b) Quantas horas são necessárias para que uma
corrente de 3,88 A atravesse a solução e
decomponha todo o cloreto?
c) Qual a quantidade em massa de hidrogênio de
hidrogênio produzida por essa eletrólise?

Soluçã
o
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

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