Eletroquímica

01. (Problemas e Exercícios de

Química Geral)

Determinar a direção do

desenvolvimento espontâneo

possível da reação

2 𝐻𝑔 + 2 𝐴𝑔+ = 2 𝐴𝑔 + 𝐻𝑔22+

Para as seguintes concentrações

(em mol/L) dos íons que participam

na reação:

a) 𝐴𝑔+ = 10−4, 𝐻𝑔22+ = 10−1;

b) 𝐴𝑔+ = 10−1, 𝐻𝑔22+ = 10−4.

Dados:

𝐻𝑔22+ + 2𝑒− = 2𝐻𝑔 𝜑1

0 = 0,79 𝑉

𝐴𝑔+ + 𝑒− = 𝐴𝑔 𝜑20 = 0,80 𝑉

02.

Dados:

𝑃𝑏 𝑎𝑞 2+ + 2𝑒− → 𝑃𝑏 𝑠

0 ; 𝜀0 = 𝑥

𝑃𝑏𝑆𝑂4 𝑠 + 2𝑒− → 𝑃𝑏 𝑠

0 +

𝑆𝑂4 𝑎𝑞 2− ; 𝜀0 = −0,36 𝑉 .

𝑃𝑏 𝑎𝑞 4+ + 2𝑒− → 𝑃𝑏 𝑎𝑞

2+ ; 𝜀0 =

+1,8 𝑉 .

𝑃𝑏 𝑎𝑞 4+ + 4𝑒− → 𝑃𝑏 𝑠

0 ; 𝜀0 = 𝑦

𝐾𝑝𝑠 𝑃𝑏𝑆𝑂4 = 2 ∙ 10−8.

a) Qual o valor de x?

b) Qual o valor de y?

Obs. : Deixe as contas

indicadas, mas simplifique o

máximo que puder!

03. (ITA-66)

Eletrolisando uma solução aquosa

de NaCl durante 20 minutos, com

corrente constante de 10 Ampères,

obtém-se gás cloro no anodo que

foi integralmente convertido em

gás clorídrico. Este dissolvido em

água forma 100 mL de ácido

clorídrico que foi exatamente

neutralizado por 50 mL de uma

solução aquosa de um hidróxido.

Pede-se:

a) Qual o volume em mL de cloro

formado, medido nas CNTP?

b) Qual a normalidade do

hidróxido?

04. (Medicina – USP – 64)

Uma corrente elétrica, passando

através de uma série de cubas

eletrolíticas deposita 6,97 g de um

metal X, 2,75 g de um metal Y, 2,94

g de um metal Z e libera 0,56 litros

de oxigênio em condições normais

de pressão e temperatura. O peso

equivalente de cada um dos

elementos, supondo-se que o de

oxigênio é conhecido, será

respectivamente: (O – 16)

a) 69,7, 27,5 e 29,4

b) 139,4, 55,0 e 58,7

c) 99,6, 39,3 e 43,0

d) 199,2, 78,6 e 86,0

05. (IME – 80)

Três cubas eletrolíticas ligadas em

série e contendo respectivamente

soluções aquosas de AgNO3, CuSO4

Eletroquímica

e FeCl3 são atravessadas por 9,65 A

durante 10,0 minutos. Calcule a

massa de metal depositado ou o

volume nas CNTP, de gás liberado

em cada eletrodo, colocando as

respostas nos quadros abaixo.

Semi-reações:

𝐹𝑒++ + 2 𝑒− ⟶ 𝐹𝑒 𝜀0 = −0,441 𝑉

2 𝐻+ + 2 𝑒− ⟶ 𝐻2 𝜀0 = 0,000 𝑉

𝐶𝑢++ + 2 𝑒− ⟶ 𝐶𝑢 𝜀0 = 0,337 𝑉

1

2 𝑂2 + 𝐻2𝑂 + 2 𝑒− ⟶ 2 𝑂𝐻− 𝜀0 =

0,403 𝑉.

𝐴𝑔+ + 𝑒− ⟶ 𝐴𝑔 𝜀0 = 0,7991 𝑉

𝐶𝑙2 + 2 𝑒− ⟶ 2 𝐶𝑙− 𝜀0 = 1,3595 𝑉

Cu

bas

Catodo Anodo

Massa

de

metal

deposit

ado

Volu

me

de

gás

liber

ado

Massa

de

metal

deposit

ado

Volu

me

de

gás

liber

ado

1ª

2ª

06. (IME – 84)

Para uma experiência em

laboratório montou-se uma pilha

com 100 mL de solução eletrolítica

e eletrodos de prata níquel, a qual

descarregou-se totalmente em 9650

segundos, apresentando uma perda

de massa de 1,475 g em um dos

eletrodos. Com base nestes dados,

pede-se:

a) A concentração inicial do

eletrólito;

b) A corrente que percorreu o

circuito;

c) O eletrodo positivo da pilha.

Dados a 25°C: massas atômicas Ni =

59, Ag = 108.

Ni2+ + 2e- → Ni ε°Ni2+,Ni = - 0,25 V.

Ag+ + e- → Ag ε°Ag+,Ag = 0,80 V.

07. (IME – 86)

Dada a reação global para a

descarga de um acumulador de

chumbo, que pode ser representada

pela equação:

Pb(s) + PbO2(s) + 4 H+(aq) + 2 SO42-(aq) →

2 PbSO4 + 2 H2O (l) com ΔG = -

88,5 Kcal, pede-se:

a) f.e.m. (ε) da célula;

b) a equação da meia-célula da

redução e calcular a sua

f.e.m.(ε);

c) a massa de chumbo consumida

durante uma descarga de 1

hora, com corrente média de

1,000 A.

08. (IME – 82)

Duas cubas eletrolíticas, uma

contendo solução de um sal de

prata e a outra solução de um sal

de ouro, foram ligadas em série.

Pela passagem, nas cubas, de uma

corrente elétrica constante, durante

33 min e 20 s, houve depósito de

4,3116 g de prata e 2,628 g de ouro.

Sabendo-se que o equivalente-

grama da prata vale 107,9 g e o

átomo-grama do ouro 197,0 g,

determine:

a) A variação de massa em cada

catodo;

Eletroquímica

b) A corrente utilizada;

c) O equivalente-grama do ouro e

seu estado de oxidação no sal.

09. (ITA - 79)

Na eletrólise de uma solução

aquosa diluída de cloreto de sódio,

realizada numa cuba eletrolítica

esquematizada abaixo, observa-se

formação de cloro gasoso no anodo

e aumento da alcalinidade da

solução aquosa.

Qual das afirmações abaixo é falsa?

a) Para formar 1,0 mol de cloro

gasoso há consumo de carga

igual a 1,0 faraday.

b) Há formação de hidrogênio

gasoso no catodo.

c) A passagem de corrente

constante de 1,93 A, durante

5 × 104 s, corresponde à

transferência de1,0 mol de

elétrons do catodo aos

oxidantes da solução.

d) O eletrodo de platina está

ligado ao pólo positivo do

gerador é o anodo.

e) Os íons cloreto se deslocam, na

solução, no sentido do catodo

para o anodo.

10. (ITA - 84)

Num copo contendo solução

aquosa 0,100 molar de 𝐶𝑢𝑆𝑂4 são

introduzidas duas chapas de cobre

de um mesmo lote. Uma das

chapas (X) é ligada ao pólo positivo

de uma bateria; a outra chapa (Y) é

ligada ao pólo negativo da mesma

bateria. Durante a eletrólise não se

observa desprendimento gasoso.

Assinala a única afirmação falsa.

a) A massa da chapa X aumenta

com o prosseguimento da

eletrólise.

b) Sobre a chapa Y ocorre a reação

𝐶𝑢 𝑎𝑞 2+ + 2 𝑒− ⟶ 𝐶𝑢 𝑐 .

c) A concentração de 𝐶𝑢2+ em

solução não se altera com a

eletrólise.

d) Para a chapa X migram os íons

sulfato porque ela é anodo.

e) A massa de cobre que se

deposita numa das chapas é

proporcional à corrente

drenada da bateria.

11. (Provão – 2002)

O cobre obtido industrialmente

vem, em geral, contaminado com

zinco, prata, ouro, ferro e platina.

No processo de purificação, a peça

Eletroquímica

impura funciona como anodo e,

com voltagem ajustada, o cobre e os

metais mais facilmente oxidáveis

que ele são dissolvidos. Considere a

tabela de potenciais-padrão de

redução, a 25 °C, dos eletrodos

listados a seguir.

Além do Cu, os metais que se

dissolvem nesse processo são:

a) Fe e Zn

b) Au e Pt

c) Ag e Fe

d) Ag, Fe e Zn

e) Ag, Au e Pt

12. (ENADE – 2005)

Uma indústria necessita estocar

solução de cloreto de níquel 1

mol/L, a 25 oC, e dispõe dos tanques

X, Y, Z e W, relacionados a seguir.

Tanque X: construído em ferro e

revestido internamente com

borracha a base de ebonite.

Tanque Y: construído em aço

inoxidável tipo 304 (liga: ferro 74%,

cromo 18%, níquel 8%.

Tanque Z: construído em ferro

galvanizado.

Tanque W: construído em ferro

revestido com estanho

eletrodepositado.

Dados:

𝑁𝑖2+/ 𝑁𝑖0 𝜀0 = −0,25 𝑉

𝑍𝑛2+/ 𝑍𝑛0 𝜀0 = −0,76 𝑉

𝐹𝑒2+/ 𝐹𝑒0 𝜀0 = −0,44 𝑉

𝑆𝑛2+/ 𝑆𝑛0 𝜀0 = −0,14 𝑉

𝐶𝑟3+/ 𝐶𝑟0 𝜀0 = −0,74 𝑉

Dentre esses tanques, quais são

adequados para estocar a solução

em questão?

a) X e Z

b) X e W

c) Y e Z

d) Y e W

e) Z e W

13. (Brady)

Que corrente seria necessária para

depositar uma camada de 1 m² de

cromo,com uma espessura de 0,050

mm, em 25 min, a partir de uma

solução contendo 𝐻2𝐶𝑟𝑂4? A

densidade do cromo é 7,19 g/cm³.

14.

Uma célula voltaica consiste de um

compartimento que contém uma

Eletroquímica

lâmina de alumínio colocada em

uma solução de 𝐴𝑙 𝑁𝑂3 3, e o outro

que possui uma lâmina de níquel

colocada em uma solução de 𝑁𝑖𝑆𝑂4.

a) Escreva as semi-reações e a

reação global da célula.

b) Qual eletrodo é anódico e qual

é o catódico?

c) Os elétrons passam do eletrodo

de alumínio para o de níquel

ou do de níquel para o de

alumínio?

d) Em quais sentidos os cátions e

ânions migram pela solução?

15.

Para a célula voltaica 𝑍𝑛 − 𝐶𝑢2+

tem-se a seguinte reação:

𝑍𝑛 𝑠 + 𝐶𝑢 𝑎𝑞 2+ ⟶ 𝑍𝑛 𝑎𝑞

2+ +

𝐶𝑢 𝑠 𝜀0 = 1,10 𝑉.

Conhecendo que o potencial

padrão de redução de 𝑍𝑛2+ é – 0,76

V, calcule o potencial padrão de

redução do 𝐶𝑢2+ a 𝐶𝑢.

16.

Na produção contínua de sulfato

de amônio, atomiza-se ácido

sulfúrico 100 % no interior de uma

câmara fechada contendo amoníaco

e nitrogênio a 50,0 % em volume.

Devido a problemas operacionais,

apenas 50,0 % do ácido introduzido

são consumidos. O sal produzido,

juntamente com o ácido não

reagido, são continuamente

retirados da câmara. Supondo uma

adição de 49 g/min de 𝐻2𝑆𝑂4,

calcular o tempo para haver uma

queda de pressão de 5 % no interior

da câmara.

Dados: pressão inicial = 1 atm;

volume da câmara = 10000 L;

temperatura suposta constante = 31

℃.

17.

Calcule a constante de equilíbrio

para a reação:

6 𝑀𝑛2+ + 5 𝐶𝑟2𝑂72− + 22 𝐻+ ⇄

6 𝑀𝑛𝑂4− + 10 𝐶𝑟3+ + 11 𝐻2𝑂.

Dados:

8 𝐻+ + 𝑀𝑛𝑂4− + 5 𝑒− ⟶ 𝑀𝑛2+ +

4 𝐻2𝑂 𝜀0 = 1,49 𝑉.

𝐶𝑟2𝑂72− + 14 𝐻+ + 6 𝑒− ⟶

2 𝐶𝑟3+ + 7 𝐻2𝑂 𝜀0 = 1,33 𝑉.

18. (Brady)

Temos uma pilha formada por dois

eletrodos de zinco colocados em

soluções separadas de 𝑍𝑛𝑆𝑂4, cujas

concentrações dos íons 𝑍𝑛2+ são

diferentes. A concentração de 𝑍𝑛2+

no lado esquerdo (1,0 M) é 100

vezes maior que a concentração de

𝑍𝑛2+ no compartimento à direita e,

quando o circuito é fechado, ocorre

uma reação espontânea, numa

direção cuja tendência é fazer com

que as duas concentrações de 𝑍𝑛2+

tornem-se iguais. Calcule a força

eletromotriz da pilha.

Eletroquímica

19. (IME – 89)

Sabendo-se que foram consumidos

1,68 g de ferro pulverizado para

retirada completa de um dos metais

presentes em 1,00 L de uma solução

aquosa, que contém n moles de

𝐴𝑙3+, m moles de 𝐶𝑢2+, 0,0200

moles de 𝑍𝑛2+ e 0,130 moles de 𝐶𝑙−,

responda aos quesitos abaixo:

a) Qual a equação representativa

da reação que ocorreu com a

adição do ferro?

b) Qual a concentração inicial do

𝐴𝑙3+?

20. (IME – 71)

Uma célula eletrolítica com

eletrodos inertes contém uma

solução 0,01 M de ácido sulfúrico.

Durante 2,5 horas faz-se passar pela

célula uma corrente contínua de

0,386 A. Determinar a quantidade

de gás produzido no anodo.

a) 100,8 mL de oxigênio nas CNTP

b)0,018 mol de hidrogênio

c)0,018 eqg de oxigênio

d)0,072 g de hidrogênio

e)0,018 mol de oxigênio