exercicios quimica geral 1

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Exemplo: uma das reações mais importantes na indústria é a conversão do dióxido de enxofre, SO2 , ao íon sulfato, SO4 2- . Suponha que você trabalhe com reações como esta: você teria de saber se tem que reduzir ou oxidar o composto de partida. Diga se a conversão de SO2 em SO4 2- - é uma oxidação ou uma redução.
Exemplo 2: Um químico ambiental precisa determinar a quantidade de íons Fe2+ em uma amostra de água poluída de uma unidade industrial em desuso e exposta à ferrugem. Um dos procedimentos indicado é analisar a amostra usando uma solução de dicromato de sódio, Na2Cr2O7 . Identifique o agente oxidante e o agente redutor na reação: Cr2O7 2- (aq) + 6 Fe2+ (aq) + 14 H+ (aq) → 6 Fe3+ (aq) + 2 Cr3+ (aq) + 7 H2O(l)
Exemplo 2: quando o metal estanho é colocado em contato com uma solução de íons Fe3+ , ele reduz o ferro a ferro(II) e se oxida a íons estanho(II). Escreva a equação iônica simplificada da reação.
Exemplo 3- (PUC) Na cela eletroquímica representada pela equação:
Ni0 + 2Ag+ → Ni2+ + 2Ag0
Quem é verdadeiro ou falso
a) os elétrons fluem, pelo circuito externo, da prata para o níquel.
b) o cátodo é o eletrodo de níquel.
c) o eletrodo de prata sofre desgaste.
d) a prata sofre redução.
e) a solução de níquel irá se diluir.
FUC-MT) Nas pilhas eletroquímicas obtém-se corrente elétrica devido à reação de oxidorredução.
Podemos afirmar que:
a) no cátodo, ocorre sempre a semirreação de oxidação.
b) no cátodo, ocorre sempre a semirreação de redução.
c) no ânodo, ocorre sempre a semirreação de redução.
d) no ânodo, ocorre sempre a oxidação e a redução simultaneamente.
e) no cátodo, ocorre sempre a oxidação e a redução simultaneamente.
Observe a célula eletroquímica na figura a seguir:
Exercício sobre célula eletroquímica
Indique a representação correta do ânodo e do cátodo dessa pilha:
a) Zn2+/Zn //Al/ Al3+
b) Zn+/Zn //Al/ Al3+
c) Al/ Al3+ // Zn2+/Zn
d) Al/ Al+ // Zn+/Zn
e) Al/ Al2+ // Zn2+/Zn
Indique o ânodo e o cátodo das pilhas construídas com os seguintes pares de metais:
a) Zn e Mg
b) Zn e Ni
c) Pb e Ag
d) Mg e Pb
e) Pb e Ni
01. (PUC) Na pilha eletro-química sempre ocorre:
a) oxidação do cátodo.
b) movimento de elétrons no interior da solução eletrolítica.
c) reação com diminuição de calor.
d) passagem de elétrons, no circuito externo, do ânodo para o cátodo.
e) reação de neutralização.
02. (MACK) Em uma pilha com eletrodos de zinco e de cobre, com circuito fechado, ocorre:
a) o potencial do eletrodo de zinco diminui e o do cobre aumenta;
b) o potencial do dois eletrodos diminui;
c) o potencial do eletrodo de zinco aumenta e o do cobre diminui;
d) o potencial dos dois eletrodos aumenta;
e) o potencial dos dois eletrodos não se altera.
03. (USP) Considere as seguintes semi-reações e os respectivos potenciais normais de redução (E0):
Ni+3 + 2e- ¾¾® Ni0                        E0 = -0,25 V
Au+3 + 3e- ¾¾®Au0                        E0 = 1,50 V
O potencial da pilha formada pela junção dessas duas semi-reações será:
a)  +1,25 V
b) –1,25 V
c) +1,75 V
d)  –1,75 V
e) +3,75 V
04. (MACK) A reação que ocorre em uma pilha é representada pela seguinte equação: Mn + Cu++ ® Mn++ + Cu Sabendo-se que o potencial de óxido-redução do manganês é igual a +1,05 volts e o do cobre é igual a –0,35 volts, e admitindo-se que a concentração dos íons é unitária, a voltagem da pilha será:
a)  0,70 volts
b) –1,40 volts
c) 1,40 volts
d) –0,70 volts
e) n.d.a.
05. (SANTA CASA) Dentre as espécies químicas representadas abaixo através de semi-reações:
	Semi-reações
	Potencial padrão de Redução (volt)
	Na+ + e-    ® Na
	– 2,7
	Cu + + e-   ® Cu
	+0,5
	½ Cl2 + e- ® Cl-
	+1,4
Qual, nas condições padrão, é a mais oxidante?
a) Na
b) Cu
c) Na+
d) Cu+
e) Cl2
06. (FUVEST) Considere os potenciais padrões de redução:
semi-reação (em solução aquosa)        potencial (volt)
Ce4+ + 1e- ® Ce3+                                        +1,61
Sn4+ + 2e- ® Sn2+                                         +0,15
Qual das reações deve ocorrer espontaneamente?
a) Ce4+ + Sn4+ ® Ce3+ + Sn2+
b) 2Ce4+ + Sn2+ ® 2Ce3+ + Sn4+
c) Sn4+ + Ce3+ ® Ce4+ + Sn2+
d) Ce3+ + Sn2+ ® Ce4+ + Sn4+
07. (FUVEST) Na reação espontânea do exercício anterior, o oxidante e o redutor são, respectivamente:
a) Ce4+ e Sn+2
b) Ce4+ e Sn4+
c) Ce3+ e Sn2+
d) Sn2+ e Ce4+
e) n.d.a.
08. (PUC) Conhecendo-se as seguintes equações de meia-célula e os respectivos potenciais padrão do eletrodo (E0):
Sn++ + 2e- ® Sn0                E0 = -0,14 volts
Ag+   + e-   ® Ag0                 E0 = +0,80 volts
Podemos concluir que a pilha eletroquímica que funciona segundo a reação: Sn0 + 2 Ag+ ® Sn++ + 2 Ag0 Apresentará, nas condições padrões, a seguinte diferença de potencial:
a)  0,54 volts
b) 0,66 volts
c) 0,94 volts
d) 1,46 volts
e) 1,74 volts
09. (MACK) Uma cela eletroquímica é constituída pelas semicelas Cr // Cr+3 e Ag // Ag+ cujos valores potenciais E0 são:
Cr(s)  ® Cr+3(aq) + 3e-                         E0 = +0,75 volts
Ag (s) ® Ag+(aq) + e-                             E0 = -0,80 volts
Quando a cela está em funcionamento, á FALSA a afirmação de que:
a) O eletrodo, onde ocorre oxidação é o ânodo da cela.
b) A voltagem da cela é de 1,55 volts.
c) O cromo metálico reage e forma Cr+3.
d) Os íons negativos e positivos se movimentam através da solução, mas em direções opostas.
e) Os elétrons passam através do voltímetro, da prata para o cromo.
Alternativa “d”.
A reação global Ni0 + 2Ag+ → Ni2+ + 2Ag0 é formada pelas duas semirreações mostradas a seguir que ocorrem no ânodo e no cátodo da pilha:
ânodo (polo negativo onde ocorre a oxidação ou perda de elétrons): Ni0→ Ni2+ + 2 e-
cátodo (polo positivo onde ocorre a redução ou ganho de elétrons): Ag+ + e- → Ag0
Assim, temos o seguinte:
a) Incorreta. Visto que o níquel perdeu elétrons e a prata ganhou elétrons, os elétrons fluem do níquel para a prata.
b) Incorreta. O cátodo é o eletrodo de prata.
c) Incorreta. Visto que os íons prata recebem elétrons, são formados mais átomos de prata metálica que se depositam sobre o eletrodo de prata. Assim, o eletrodo de prata não sofre desgaste, pelo contrário, sua massa aumenta.
d) Correta. A prata ganhou elétrons, sofrendo redução.
e) Incorreta. Visto que o níquel do eletrodo recebe elétrons e forma mais íons níquel para ficarem na solução, essa solução terá sua concentração aumentada.
Alternativa “b”.
Nas pilhas eletroquímicas, o cátodo (polo positivo) é onde ocorre a redução, e o ânodo (polo negativo) é onde ocorre a oxidação
Alternativa “c”.
Representação de pilha em exercício
Consultando uma tabela de potenciais-padrão de redução ou oxidação (como a encontrada no texto Medida dos potenciais eletroquímicos), sabemos que:
a) O Mg tem maior potencial de oxidação (+2,37) que o Zn (+0,76), logo o Mg oxida (perde elétrons), constituindo o ânodo, e o Zn reduz (ganha elétrons), formando o cátodo: Mg/Mg2+ // Zn2+/Zn.
b) O Zn tem maior potencial de oxidação (+0,76) que o Ni (+0,23), assim o Zn oxida, constituindo o ânodo, e o Ni reduz (ganha elétrons), formando o cátodo: Zn/Zn2+ // Ni2+/Ni.
c) O Pb tem maior potencial de oxidação (+0,13) que o Ag (-0,80), assim o Pb é o ânodo e o Ag é o cátodo: Pb/Pb2+ // Ag+/Ag.
d) O Mg tem maior potencial de oxidação (+2,37) que o Pb (+0,13), logo o Mg é o ânodo e o Pb é o cátodo: Mg/Mg2+ // Pb2+/Pb.
e) O Ni tem maior potencial de oxidação (+0,23) que o Pb (+0,13), então o Ni é o ânodo e o Pb é o cátodo: Ni/Ni2+ // Pb2+/Pb
	01. D
	02. A
	03. C
	04. C
	05. E
	06. B
	07. A
	08. C
	09. E
	
	
	
Co
Exercícios do slide: suponha que você esteja participando de uma competição na qual fontes de energia comerciais são proibidas. Você decide usar uma célula de Daniell para fornecer energia para um carro elétrico. Você precisa conhecer o potencial da célula correspondente às concentrações dos reagentes que pretende usar. A diferença de potencial gerada por uma célula de Daniell na qual são usadas soluções de 1,00 mol/L de íons zinco e 0,01 mol/Lem íons cobre é + 1,04 V. Apresente a energia de Gibbs de reação nessas condições.
Exemplo 2: Para a célula de Daniell, determine o valor de ΔGº e de K, nas condições-padrão.
Exemplo 3: Calcule a constante de equilíbrio da reação abaixo a 25º C
Exemplo 1: Vamos calcular o potencial para a reação abaixo: Zn2+ (aq) + 2 e- → Zn(s) Eº = - 0,76 V
Exemplo 2: Determine o valor do potencial para a redução do permanganato a manganês(II) em uma solução com pH=2,5 e [Mn2+]/[MnO4 -] = 1/100
Exemplo: a medida de concentrações iônicas usando eletrodos tem uma ampla faixa de aplicações. Suponha que você precise remover íons de prata de um banho de galvanização exaurido. Para testar a eficiência de seu processo, você decide construir uma célula eletroquímica para medir as concentrações de Ag+ . Cada compartimento de eletrodo de uma célula galvânica contém um eletrodo de prata e 10,0 mL de uma solução 0,10 M de AgNO3 (aq). Os compartimentos estão ligados por uma ponte salina. Você agora adiciona 10,0 mL de uma solução 0,10 M de NaCl(aq) ao compartimento à esquerda. Quase toda a prata precipita como cloreto de prata, mas como um pouco permanece em solução formando uma solução saturada de AgCl. O potencial de célula medido foi de +0,42 V. Determine a concentração de Ag+ na solução saturada