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Lista de Exercícios – Redox Gabarito
- Escreva as equações essenciais balanceadas para as seguintes reações. A seguir, escreva essas reações no sentido da reação espontânea. (a) Fe3+^ + Sn^2 +^ ⇌ 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 = EºFe3+/Fe2+^ - EºSn4+/Sn2+ Eº = 0,77 – 0, 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 = 0,7 996 – (-0,744) Eº = 1,543 V (c) NO2( g ) + Cu2+^ ⇌ NO 3 -^ + Cu( s ) NO 2 ( g ) + H 2 O⇌ NO 3 -^ + 2H+^ + e- (x2) Cu2+^ + 2e- ⇌ Cu(s) _ 2NO 2 ( g ) + Cu2+^ + 2H 2 O⇌ 2 NO 3 -^ + Cu( s ) + 4 H+ Eº = Eºoxi – Eºred Eº = EºCu^2 +/Cu^0 - EºNO3-/NO Eº = 0,34 – 0, Eº = - 0,46 V ➔ reação não espontânea Sentido da reação espontânea: 2 NO 3 -^ + Cu( s ) + 4 H+^ ⇌ 2NO 2 ( g ) + Cu2+^ + 2H 2 O (d) MnO 42 -^ + H 2 SO 3 ⇌ Mn2+^ + SO 42 - MnO 42 -^ + 8H+^ + 4e-^ Mn2+^ + 4H 2 O H 2 SO 3 + H 2 O SO 42 -^ + 4 H+^ + 2 e-^ (x2) MnO 42 -^ + 2H 2 SO 3 Mn2+^ + 2SO 42 -^ + 2H 2 O Eº = Eºoxi – Eºred Eº = EºMnO 42 - /Mn2+^ - EºSo 42 - /H (^2) SO 3 Eº = 0,60 – 0, Eº = 0,428 V Potenciais de redução padrão: EºFe3+/Fe2+^ = 0,77 V EºSn4+/Sn2+^ = 0,15 V Potenciais de redução padrão: EºCr3+/Cr^0 = - 0,7 44 V EºAg+/Ag^0 = 0, 7996 V Potenciais de redução padrão: EºMnO 42 - /Mn2+^ = 0,60 V EºSo 42 - /H 2 SO 3 = 0,172 V
(e) TiO2+^ + Fe(CN) 64 - ⇌ Ti3+^ + Fe(CN)6 3 - E°Fe(CN)6^3 - /Fe(CN)6^4 - -+^ = 0,36 V E°TiO2+/Ti3+^ = 0,099 V TiO^2 +^ + 2H+^ + e-^ Ti^3 +^ + H 2 O Fe(CN) 64 -^ Fe(CN) 63 -^ + e- TiO^2 +^ + 2H+^ + Fe(CN) 64 -^ Fe(CN) 63 -^ + Ti^3 +^ + H 2 O Reação espontânea: Fe(CN) 63 -^ + Ti^3 +^ + H 2 O TiO^2 +^ + 2H+^ + Fe(CN) 64 -
- Calcule o potencial de um eletrodo de platina imerso em uma solução que seja: (a) 0,0750 mol L- 1 em Sn(SO 4 ) 2 e 2,5 x 10- 3 mol L- 1 em SnSO 4. Sn4+^ + 2e-^ Sn2+^ EºSn^4 +/Sn2+^ = 0, 154 V ESn^4 +/Sn2+^ = EºSn^4 +/Sn2+^ - 0,0592 x log [Sn2+] n [Sn4+] ESn^4 +/Sn2+^ = 0,154 - 0,0592 /2 x log 2,50x10-^3 /0, ESn^4 +/Sn2+^ = 0,154 – 0,0296 x - 1, ESn^4 +/Sn2+^ = 0,154 + 0, ESn^4 +/Sn2+^ = 0,19 8 V (b) tamponada a um pH 6,00 e saturada em H2( g ) a 1,00 atm. 2H+^ + 2e-^ H2(g) EºH+/H 2 = 0,00 V EH+/H2 = EºH+/H2 - - 0,0592 x log PH 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
- 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°Ni2+/Ni = - 0,257 V E (^) Ni2+/Ni = Eº (^) Ni2+/Ni - 0,0592 x log 1 n [Ni2+] E (^) Ni2+/Ni = - 0,257 – 0,0592 /2 x log 1/0, E (^) Ni2+/Ni = - 0,257 – 0,0296 x 1, Eº = Eºoxi – Eºred Eº = 0,099 – 0, 36 E° = - 0,261 V (não espontânea)
(b) Zn | Zn2+^ (0,0364 mol L-^1 ) ║Tl3+ (9,06 x10-^3 mol L- 1 )Tl1+(0,0620 mol L-^1 ) | Pt Tl3+^ + 2e-^ Tl+^ E°Tl3+/Tl+^ = 1,252 V E (^) Tl3+/Tl+^ = Eº (^) Tl3+/Tl+^ - 0,0592 x log [Tl+] n [Tl3+] E (^) Tl3+/Tl+^ = 1,252 – 0,0592 /2 x log (0,0620/ 9,06x10-^3 ) E (^) Tl3+/Tl+^ = 1,252 – 0,0296 x 0, E (^) Tl3+/Tl+^ = 1,23 V Zn2+^ + 2e-^ Zn(s) E°Zn2+/Zn = - 0,76 V E (^) Zn2+/Zn = Eº (^) Zn2+/Zn - 0,0592 x log 1 n [Zn^2 +] E (^) Zn2+/Zn = - 0,76 – 0,0529 /2 x log (1/0,0364) E (^) Zn2+/Zn = - 0,76 – 0,0296 x 1, E (^) Zn2+/Zn = - 0,80 V Ecel= Ecát - Eâno Ecel = 1,2 3 – (-0,80) Ecel = 2,0 3 V A reação é espontânea.
- (i) Calcule o potencial da célula eletroquímica abaixo. CuI Cu+^ + I- s s Kps = s^2 1,10 x 10-^12 = s^2 [Cu+] = s = 1,05 x 10-^6 mol/L Cu+^ + 1e-^ Cu(s) E° = 0,521 V E (^) Cu+/Cu = Eº (^) Cu+/Cu - 0,0592 x log 1 n [Cu+] E°cel = Ecat - Eano E (^) Cu+/Cu = 0,521 – 0,0592 x log (1/ 1,05 x 10-^6 ) E°cel = 0,17 – (-0,17) E (^) Cu+/Cu = 0,521 – 0,0592 x 5,98 E°cel = 0,34 V E (^) Cu+/Cu = 0,521 – 0, E (^) Cu+/Cu = 0,17 V Pb2+ + 2e- Pb(s) E° = - 0,13V E (^) Pb+2/Pb = Eº (^) Pb+2/Pb - 0,0592 x log 1 n [Pb+2] Tl3+^ + 2e-^ Tl+ Zn(s) Zn2+^ + 2e- Tl3+^ + Zn(s) Tl+^ + Zn2+
E (^) Pb+2/Pb = - 0,13 – 0,0296 x log 1/0, E (^) Pb+2/Pb = - 0,13 – 0,0296 x 1, 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, Log K = 2 x 0,34 / 0, Log K = 0,68 / 0, Log K = 11, K = 3,06 x 10^11
- 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 )║Cr 2 O7=(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, E°cel = 0,55 V E°cel > 0, a reação é espontânea, é uma célula galvânica Cr 2 O 72 -^ + 14H+^ + 6e-^ 2Cr3+^ + 7 H 2 O E° = 1, 33 E (^) Cr (^2) O 72 - /Cr3+^ = Eº (^) Cr (^2) O 72 - /Cr3+^ - 0,0592 x log [Cr3+]^2 n [Cr 2 O 72 - ][H+]^14 E (^) Cr (^2) O 72 - /Cr3+^ = 1, 33 – 0,0592 /6 x log ((0,025)^2 /0,01x(1,0)^14 ) E (^) Cr 2 O 72 - /Cr3+^ = 1, 33 + 0, 0119 E (^) Cr 2 O 72 - /Cr3+^ = 1,34 V Fe3+^ + 1e-^ Fe2+^ E° = 0,77 V E (^) Fe3+/Fe^2 +^ = Eº (^) Fe3+/Fe^2 +^ - 0,0592 x log [Fe^2 +] n [Fe3+] E (^) Fe3+/Fe^2 +^ = 0,77 – 0,0592 /1 x log 0,1/ 0, E (^) Fe3+/Fe^2 +^ = 0,77 + 0,017 8 E (^) Fe3+/Fe^2 +^ = 0,7 9 V
(a) Fe3+ + V2+ ⇌ Fe2+ + V3+ EºFe3+/Fe2+^ = 0,77 V EºV3+/V2+^ = - 0,255 V log K = n x E°reação K = 1017, E°r = E°oxidante – E°redutor 0,0592 K = 2,14 x 10^17 E°r = 0,77 – (-0,255) log K = 1 x 1,026 / 0, 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 EºCr3+/Cr2+^ = - 0,407 V log K = n x E°reação K = [Fe(CN) 64 - ][Cr3+] E°r = E°oxidante – E°redutor 0,0592 [Fe(CN) 63 - ][Cr2+] E°r = 0,36 – (-0,407) log K = 1 x 0,77 / 0, E°r = 0,77 V K = 9,04 x 10^12 (c) 2V(OH)4+ + U4+ ⇌ 2VO2+^ + UO22+ + 4H 2 O EºV(OH)^4 - /VO2+^ = 1,00 V K = [VO2+]^2 [UO 2 2+] EºUO 22 - /U4+^ = 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, E°r = 0,666 V K = 1022, K = 3,16 x 10^22
