Lista redox gabarito, Exercícios de Química Analítica

Baixe Lista redox gabarito e outras Exercícios em PDF para Química Analítica, somente na Docsity! Lista de Exercícios – Redox Gabarito 1) Escreva as equações essenciais balanceadas para as seguintes reações. A seguir, escreva essas reações no sentido da reação espontânea. (a) Fe3+ + Sn2+ ⇌ Fe2+ + Sn4+ Semirreação de redução: Fe3+ + e- Fe2+ (x2) Semirreação de oxidação: Sn+2 Sn+4 + 2e- 2Fe3+ + Sn2+  2Fe2+ + Sn4+ Eº = Eºoxi – Eºred Eº = EºFe 3+ /Fe 2+ - EºSn 4+ /Sn 2+ Eº = 0,77 – 0,15 Eº = 0,62 V (b) Cr(s) + Ag+ ⇌ Cr3+ + Ag(s) Semirreação de redução: Ag+ + e-  Ag(s) (x3) Semirreação de oxidação: Cr(s)  Cr3+ + 3e- Cr(s) + 3Ag+  Cr3+ + 3Ag(s) Eº = Eºoxi – Eºred Eº = EºAg + /Ag 0 - EºCr 3+ /Cr 0 Eº = 0,7996 – (-0,744) Eº = 1,543 V (c) NO2( g) + Cu2+ ⇌ NO3- + Cu(s) NO2(g) + H2O⇌ NO3 - + 2H+ + e- (x2) Cu2+ + 2e- ⇌ Cu(s) _ 2NO2(g) + Cu2+ + 2H2O⇌ 2NO3 - + Cu(s) + 4H+ Eº = Eºoxi – Eºred Eº = EºCu 2+ /Cu 0 - EºNO3 - /NO2 Eº = 0,34 – 0,80 Eº = -0,46 V ➔ reação não espontânea Sentido da reação espontânea: 2NO3 - + Cu(s) + 4H+ ⇌ 2NO2(g) + Cu2+ + 2H2O (d) MnO42- + H2SO3 ⇌ Mn2+ + SO42- MnO4 2- + 8H+ + 4e-  Mn2+ + 4H2O H2SO3 + H2O  SO4 2- + 4H+ + 2e- (x2) MnO4 2- + 2H2SO3  Mn2+ + 2SO4 2- + 2H2O Eº = Eºoxi – Eºred Eº = EºMnO4 2- /Mn 2+ - EºSo4 2- /H2SO3 Eº = 0,60 – 0,172 Eº = 0,428 V Potenciais de redução padrão: EºFe 3+ /Fe 2+ = 0,77 V EºSn 4+ /Sn 2+ = 0,15 V Potenciais de redução padrão: EºCr 3+ /Cr 0 = -0,744 V EºAg + /Ag 0 = 0,7996 V Potenciais de redução padrão: EºMnO4 2- /Mn 2+ = 0,60 V EºSo4 2- /H2SO3 = 0,172 V (e) TiO2+ + Fe(CN)64- ⇌ Ti3+ + Fe(CN)63- E°Fe(CN)6 3- /Fe(CN)6 4--+ = 0,36 V E°TiO 2+ /Ti 3+ = 0,099 V TiO2+ + 2H+ + e-  Ti3+ + H2O Fe(CN)6 4-  Fe(CN)6 3- + e- TiO2+ + 2H+ + Fe(CN)6 4-  Fe(CN)6 3- + Ti3+ + H2O Reação espontânea: Fe(CN)6 3- + Ti3+ + H2O  TiO2+ + 2H+ + Fe(CN)6 4- 2) Calcule o potencial de um eletrodo de platina imerso em uma solução que seja: (a) 0,0750 mol L-1 em Sn(SO4)2 e 2,5 x 10-3 mol L-1 em SnSO4. Sn4+ + 2e-  Sn2+ EºSn 4+ /Sn 2+ = 0,154 V ESn 4+ /Sn 2+ = EºSn 4+ /Sn 2+ - 0,0592 x log [Sn2+] n [Sn4+] ESn 4+ /Sn 2+ = 0,154 - 0,0592 /2 x log 2,50x10-3/0,0750 ESn 4+ /Sn 2+ = 0,154 – 0,0296 x -1,47 ESn 4+ /Sn 2+ = 0,154 + 0,043 ESn 4+ /Sn 2+ = 0,198 V (b) tamponada a um pH 6,00 e saturada em H2(g) a 1,00 atm. 2H+ + 2e-  H2(g) EºH + /H2 = 0,00 V EH + /H2 = EºH + /H2 - - 0,0592 x log PH2 n [H+] EH + /H2 = 0,00 - 0,0592 /2 x log 1/ 1,00x10-6 EºH + /H2 = -0,0296 x 6 EH + /H2 = -0,1776 V 3) Se as seguintes meias-células forem o eletrodo do lado direito de uma célula galvânica, com o eletrodo padrão de hidrogênio à esquerda, calcule o potencial da célula. Se a célula fosse colocada em curto circuito (baixa resistência), indique se os eletrodos mostrados se comportariam como ânodo ou cátodo. (a) Ni | Ni2+ (0,0943 mol L-1). Ni2+ + 2e-  Ni(s) E°Ni 2+/Ni = -0,257 V E Ni 2+/Ni = Eº Ni 2+/Ni - 0,0592 x log 1 n [Ni2+] E Ni 2+/Ni = -0,257 – 0,0592 /2 x log 1/0,0943 E Ni 2+/Ni = -0,257 – 0,0296 x 1,02 Eº = Eºoxi – Eºred Eº = 0,099 – 0,36 E° = -0,261 V (não espontânea) E Pb +2 /Pb = -0,13 – 0,0296 x log 1/0,0511 E Pb +2 /Pb = -0,13 – 0,0296 x 1,29 E Pb +2 /Pb = -0,17 V (ii) Indique se a reação se processará espontaneamente na direção considerada ou se uma fonte de voltagem externa é necessária para forçar a reação a ocorrer. Ecel > 0, a reação ocorrerá espontaneamente, não será necessária uma fonte de voltagem externa. (iii) Calcule a constante de equilíbrio (Keq). Pt | Pb(s) | Pb2+(aq) (0,0511 mol L-1) ║ CuI(saturada) | Pt 2Cu+ + 2e-  2Cu(s) Pb(s)  Pb2+ + 2e- 2Cu+ + Pb(s)  2Cu(s) + Pb2+ Log K = n x E°reação 0,0592 Log K = 2 x 0,34 / 0,0592 Log K = 0,68 / 0,0592 Log K = 11,49 K = 3,06 x 1011 6) Determine o potencial da célula eletroquímica abaixo, classifique-a como célula galvânica ou eletrolítica e escreva a equação química no sentido da reação espontânea. Pt(s)│Fe2+(aq)(0,100 mol L-1), Fe3+(aq)(0,200 mol L-1)║Cr2O7=(aq) (0,0100 mol L-1), Cr+3(aq) (0,0250 mol L-1), [H+] = 1,0 mol/L │Pt(s) [H+] = 1,0 mol/L E°cel = Ecat - Eano E°cel = 1,34 – 0,79 E°cel = 0,55 V E°cel > 0, a reação é espontânea, é uma célula galvânica Cr2O7 2- + 14H+ + 6e-  2Cr3+ + 7H2O E° = 1,33 E Cr2O7 2- /Cr 3+ = Eº Cr2O7 2- /Cr 3+ - 0,0592 x log [Cr3+]2 n [Cr2O7 2-][H+]14 E Cr2O7 2- /Cr 3+ = 1,33 – 0,0592 /6 x log ((0,025)2/0,01x(1,0)14) E Cr2O7 2- /Cr 3+ = 1,33 + 0,0119 E Cr2O7 2- /Cr 3+ = 1,34 V Fe3+ + 1e-  Fe2+ E° = 0,77 V E Fe 3+ /Fe 2+ = Eº Fe 3+ /Fe 2+ - 0,0592 x log [Fe2+] n [Fe3+] E Fe 3+ /Fe 2+ = 0,77 – 0,0592 /1 x log 0,1/ 0,2 E Fe 3+ /Fe 2+ = 0,77 + 0,0178 E Fe 3+ /Fe 2+ = 0,79 V 7) Determine o potencial de redução da meia-célula do eletrodo de prata imerso em uma solução de CrO4= 0,0235 mol L-1 saturada em Ag2CrO4. DADO: E0(Ag+/Ag) = 0,799 V; Kps(Ag2CrO4) = 1,2 x 10-12 Ag(s)/ CrO42-(0,0235mol/L), Ag2CrO4(sat) Ag2CrO4(s)  2Ag+ + CrO4 2- 2s s CrO4 2- 0,0235 mol/L Kps = [Ag+]2 [CrO4 2-] 1,2 x 10-12 = [Ag+]2 x 0,0235 [Ag+] = 7,15 x 10-6 mol/L 8) Calcule o potencial de um eletrodo de zinco imerso em: (a) Zn(NO3)2 0,0600 mol L-1. Zn/ Zn(NO3)2 Zn2+ + 2e-  Zn(s) E°Zn 2+ /Zn = -0,76 V E Zn 2+ /Zn = Eº Zn 2+ /Zn - 0,0592 x log 1 n [Zn2+] E Zn 2+ /Zn = -0,76 – 0,0529 /2 x log 1/0,0600 E Zn 2+ /Zn = -0,76 – 0,0362 E Zn 2+ /Zn = -0,796 V (b) NaOH 0,01000 mol L-1 saturada em Zn(OH)2. Zn/NaOH(0,100mol/L), Zn(OH)2(sat) NaOH  Na+ + -OH 0,0100 mol/L Zn(OH)2  Zn+ + 2-OH Kps = [Zn2+] x [-OH]2 3,0 x 10-16 = [Zn2+] x (0,0100)2 [Zn2+] = 3,0 x 10-12mol/L 9) Gere as expressões das constantes de equilíbrio para as seguintes reações. Calcule os valores numéricos para K. E Ag + /Ag 0 = EºAg + /Ag 0 - 0,0592 x log 1 n [Ag+] EºAg + /Ag 0 = 0,799 – 0,0592/1 x log 1/7,15 x 10-6 EºAg + /Ag 0 = 0,799 – 0,0592 x 5,14 EºAg + /Ag 0 = 0,49 V Zn2+ + 2e-  Zn(s) E°Zn 2+ /Zn = -0,76 V E Zn 2+ /Zn = Eº Zn 2+ /Zn - 0,0592 x log 1 n [Zn2+] E Zn 2+ /Zn = -0,76 – 0,0529 /2 x log 1/3,0 x 10-12 E Zn 2+ /Zn = -0,76 – 0,341 E Zn 2+ /Zn = -1,10 V (a) Fe3+ + V2+ ⇌ Fe2+ + V3+ EºFe 3+ /Fe 2+ = 0,77 V EºV 3+ /V 2+ = -0,255 V log K = n x E°reação K = 1017,33 E°r = E°oxidante – E°redutor 0,0592 K = 2,14 x 1017 E°r = 0,77 – (-0,255) log K = 1 x 1,026 / 0,0592 E°r = 1,026 V log K = 17,33 K = [Fe2+][V3+] [Fe3+][V2+] (b) Fe(CN)63- + Cr2+ ⇌ Fe(CN)64- + Cr3+ EºFe(CN)6 3- /Fe(CN)6 4- = 0,36 V EºCr 3+ /Cr 2+ = -0,407 V log K = n x E°reação K = [Fe(CN)6 4-][Cr3+] E°r = E°oxidante – E°redutor 0,0592 [Fe(CN)6 3-][Cr2+] E°r = 0,36 – (-0,407) log K = 1 x 0,77 / 0,0592 E°r = 0,77 V K = 9,04 x 1012 (c) 2V(OH)4+ + U4+ ⇌ 2VO2+ + UO22+ + 4H2O EºV(OH) 4- /VO 2+ = 1,00 V K = [VO2+]2[UO2 2+] EºUO2 2- /U 4+ = 0,334 V [V(OH)4 +]2[U4+] E°r = E°oxidante – E°redutor log K = 2 x (0,666) E°r = 1,00 – 0,334 0,0592 E°r = 0,666 V K = 1022,5 K = 3,16 x 1022