Grátis: 45. Pretende-se obter cloro (Cl2) pela eletrólise da salmoura: NaCl (salmoura) → ½ Cl2(g) + NaOH (aq) + ½ H2 (g) Admitindo rendimento total, de aco... – Questões Respondidas

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45. Pretende-se obter cloro (Cl2) pela eletrólise da salmoura: NaCl (salmoura) → ½ Cl2(g) + NaOH (aq) + ½ H2 (g) Admitindo rendimento total, de acordo com a equação acima, quantos faradays são necessários para obter 100 g de solução aquosa de NaOH com 80%, em massa, desta substância? Dado: F = faraday = carga de 1 mol de elétrons

a) 1 F
b) 2 F
c) 3 F
d) 4 F
e) 5 F

Desvendando com Questões

há 2 anos

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há 2 anos

EXERCÍCIOS DE ELETROQUÍMICA 04

FEF

Respostas

Ed

há 8 meses

Para resolver a questão, vamos seguir os passos necessários: 1. Determinar a massa de NaOH na solução aquosa: A solução aquosa de NaOH tem 80% em massa de NaOH. Portanto, em 100 g de solução, a massa de NaOH é: \[ \text{Massa de NaOH} = 100 \, \text{g} \times 0,80 = 80 \, \text{g} \] 2. Calcular o número de mols de NaOH: A massa molar do NaOH é aproximadamente 40 g/mol. Assim, o número de mols de NaOH é: \[ \text{Mols de NaOH} = \frac{80 \, \text{g}}{40 \, \text{g/mol}} = 2 \, \text{mol} \] 3. Determinar a quantidade de elétrons necessária: A equação da eletrólise mostra que para cada mol de NaOH produzido, são necessários 1 mol de elétrons. Portanto, para 2 mols de NaOH, precisamos de 2 mols de elétrons. 4. Calcular o número de Faradays: Sabendo que 1 mol de elétrons corresponde a 1 Faraday, para 2 mols de elétrons, precisamos de 2 Faradays. Portanto, a resposta correta é: b) 2 F.

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Ed

há 2 anos

Para determinar quantos faradays são necessários para obter 100 g de solução aquosa de NaOH com 80% de pureza, precisamos primeiro calcular a quantidade de NaOH presente nesses 100 g. A massa molar do NaOH é 40 g/mol (23 g/mol de Na + 16 g/mol de O + 1 g/mol de H). Se 100 g correspondem a 80% de NaOH, então a quantidade de NaOH presente é 100 g * 0,80 = 80 g. Para determinar quantos mols de NaOH correspondem a 80 g, dividimos a massa pela massa molar: 80 g / 40 g/mol = 2 mol. Agora, sabendo que a eletrólise de 1 mol de NaCl produz 1 mol de NaOH, e que 1 mol de elétrons corresponde a 1 faraday, concluímos que são necessários 2 faradays para obter 100 g de solução aquosa de NaOH com 80% de pureza. Portanto, a alternativa correta é: b) 2 F.

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EXERCÍCIOS DE ELETROQUÍMICA 04

FEF

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EXERCÍCIOS DE ELETROQUÍMICA
1. Com o passar do tempo, objetos de prata geralmente adquirem manchas escuras que são películas de sulfeto de prata (Ag2S) formadas na reação da prata com compostos que contém enxofre encontrados em vários alimentos. Um dos processos para limpar o objeto escurecido consiste em colocá-lo em um recipiente de alumínio contendo água e detergente e aquecer até a fervura. O detergente retira a gordura do objeto facilitando a reação do alumínio da panela com o sulfeto de prata, regenerando a prata com seu brilho característico.
2 Al + 3 Ag2S → Al2S3 + 6 Ag
Sobre o assunto relativo ao texto acima, escreva V para as afirmativas verdadeiras ou F para as afirmativas falsas.
( ) A prata ao adquirir manchas escuras sofre oxidação.
( ) Na reação entre alumínio e o sulfeto de prata, o alumínio é o ânodo do processo.
( ) A prata possui maior potencial de oxidação do que o alumínio.
( ) A presença do detergente na água diminui o potencial de oxidação do alumínio.
( ) O alumínio é menos reativo do que a prata.

V, F, F, V, F

2. Com base no diagrama da pilha:
Ba0 / Ba2+ // Cu + / Cu0
E nos potenciais-padrão de redução das semi-reacões:
Ba0 → Ba2+ + 2e– E0 = –2,90 volt
Cu0 → Cu+1 + 1e– E0 = +0,52 volt
Qual a diferença de potencial da pilha:

a) + 2,38 volts.
b) – 2,55 volts.
c) + 3,42 volts.
d) – 3,42 volts.
e) – 2,38 volts.

3. Pilhas são dispositivos nos quais energia química é convertida em energia elétrica, através de reações de oxi-redução. Sendo dada a série eletroquímica em ordem crescente de reatividade como se segue: ouro, prata, cobre, hidrogênio, níquel, ferro, zinco e manganês, analise as afirmativas abaixo.
I. espécies químicas situadas antes do hidrogênio têm caráter anódico em relação as que os seguem;
II. a maior diferença de potencial (ddp) na série dos elementos zinco e manganês;
III. a energia química da pilha Zn-Ni é maior do que da pilha Zn-Fe.
Dentre as afirmativas acima marque a opção correta:
a) apenas I é verdadeira; d) II e III são verdadeiras;
b) apenas II é verdadeira; e) apenas III.
c) I e II são verdadeiras;

4. Os fabricantes e importadores estão obrigados, por lei, a recolher as baterias usadas em telefones celulares por conterem metais pesados como o mercúrio, o chumbo e o cádmio. Assinale a afirmativa correta.
a) esses três metais são classificados como elementos de transição;
b) esses metais são sólidos à temperatura ambiente;
c) os elementos de massa molar elevada são denominados de metais pesados;
d) a pilha que não contém metais pesados pode ser descartada no lixo doméstico;
e) a contaminação da água por metais pesados ocorre devido a sua grande solubilidade neste solvente.

5. A corrosão eletroquímica opera como uma pilha. Ocorre uma transferência de elétrons quando dois metais de diferentes potenciais são colocados em contato. O zinco ligado à tubulação de ferro, estando a tubulação enterrada – pode-se, de acordo com os potenciais de eletrodo –, verificar que o anodo é o zinco, que logo sofre corrosão, enquanto o ferro, que funciona como cátodo, fica protegido.
Dados: potenciais-padrão de redução em solução aquosa:
Temperatura = 25ºC; pressão = 1 atm; concentração da solução no eletrodo = 1,0 M
Semi reação Δ Eº (volt)
Zn2+ + 2e → Zn(s) – 0,763 V
Fe2+ + 2e → Fe(s) – 0,440 V
Assinale a equação global da pilha com a respectiva ddp da mesma:
a) Fe2+ + 2e → Zn2+ + 2e ΔE = + 0,232V
b) Zn + Fe2+ → Zn2+ + Fe ΔE = + 0,323V
c) Fe2+ + Zn → Zn + Fe2+ ΔE = – 0,323V
d) Fe + Zn → Zn2+ + Fe2+ ΔE = + 0,323V

7. Sobre a pilha esquematizada abaixo, assinale o que for correto:
a) Seu funcionamento diminuiu a concentração de íons B3+.
b) O eletrodo B sofre oxidação.
c) O eletrodo A é denominado cátodo.
d) A equação global é dada por 2B(s) + 3A 2+(aq) → 2B 3+(aq) + 3A(s).
e) O eletrodo B sofre corrosão.

9. FUVEST-SP I e II são equações de reações que ocorrem em água, espontaneamente, no sentido indicado, em condições padrão.
I. Fe + Pb2+ → Fe+2 + Pb
II. Zn + Fe2+ → Zn2+ + Fe
Analisando tais reações, isoladamente ou em conjunto, pode-se afirmar que, em condições padrão,
a) elétrons são transferidos do Pb2+ para o Fe.
b) reação espontânea deve ocorrer entre Pb e Zn2+.
c) Zn2+ deve ser melhor oxidante do que Fe2+.
d) Zn deve reduzir espontaneamente Pb2+ a Pb.
e) Zn2+ deve ser melhor oxidante do que Pb2+.

10. Uma célula eletrolítica foi construída utilizando-se 200 mL de uma solução aquosa 1,0 mol/L em NaCl com pH igual a 7 a 25 °C, duas chapas de platina de mesmas dimensões e uma fonte estabilizada de corrente elétrica. Antes de iniciar a eletrólise, a temperatura da solução foi aumentada e mantida num valor constante igual a 60 °C. Nesta temperatura, foi permitido que corrente elétrica fluísse pelo circuito elétrico num certo intervalo de tempo. Decorrido esse intervalo de tempo, o pH da solução, ainda a 60 °C, foi medido novamente e um valor igual a 7 foi encontrado. Levando em consideração os fatos mencionados neste enunciado e sabendo que o valor numérico da constante de dissociação da água (Kw) para a temperatura de 60 °C é igual a 9,6 x 10–14, é correto afirmar que:
a) o caráter ácido-base da solução eletrolítica após a eletrólise é neutro.
b) o caráter ácido-base da solução eletrolítica após a eletrólise é alcalino.
c) a reação anódica predominante é aquela representada pela meia-equação: 4OH–(aq) → 2H2O(l) + O2(g) + 4e– (CM).
d) a reação catódica, durante a eletrólise, é aquela representada pela meia-equação: Cl2(g) + 2e– (CM) → 2Cl– (aq).
e) a reação anódica, durante a eletrólise, é aquela representada pela meia-equação: H2(g) + 2OH –(aq) → 2H2O(l) + 2e–(CM).

11. Um químico queria saber se uma amostra de água estava contaminada com um sal de prata. Ag+ e para isso, mergulhou um fio de cobre, Cu, na amostra. Com relação a essa análise, é correto afirmar que:
Dados: E0 Ag+= +0,80 V E0cu+2 = +0,34 V
01. a amostra torna-se azulada e isso foi atribuído à presença de íons Cu+2;
02. a amostra doa elétrons para o fio de cobre;
04. o fio de cobre torna-se prateado devido ao depósito de prata metálica;
08. o fio de cobre doa elétrons para a amostra;
16. Ag+ é o agente oxidante da reação.
Dê, como resposta, a soma das alternativas corretas.

35.As pilhas de níquel-cádmio, que viabilizaram o uso de telefones celulares e computadores portáteis, são baseadas na seguinte reação: Cd(s) + NiO2(s) + H2O(l) → Cd(OH)2(s)+Ni(OH)2(s). Considerando este processo, quantos mols de elétrons são produzidos por mol de cádmio consumido?

a) 0,5
b) 1
c) 2
d) 3
e) 4