Quimica

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Resumo da matéria e Lista de exercícios ELETROQUÍMICA DADOS: condições-padrão: concentração 1M (1 mol/L) para soluções ou 1 bar para gases a 298K.

pH= - log [H+]

01- A equação de Nernst. Nem sempre as células eletroquímicas operam nas condições padrão, com todas as espécies em solução 1M. A equação de Nernst serve para mostrar o que efetivamente ocorre quando estamos fora dessas condiçõespadrão. Questão - Uma célula voltaica é produzida a 25ºC com as meias células Al3+ (0,001M)│Al e Ni2+(0,50M)│Ni. Escreva a equação que ocorre quando a célula gera corrente elétrica e determine o potencial. 1. Ni2+(aq) + 2e- → Ni(s) E0= -0,25V 2. Al3+(aq) + 3e- → Al(s) E0= -1,66V

02- Equação de Nernst e constante de equilíbrio (K). Quando uma célula voltaica produz corrente elétrica, asconcentrações dos reagentes diminuem e as concentrações dos produtos aumentam. Sendo assim, a voltagem também varia e à medida que os reagentes vão se transformando em produtos, o valor do potencial elétrico diminui, até que chega a zero quando não ocorre mais reação efetiva e atingimos o equilíbrio. Utilizando a equação de Nernst conseguimos obter a constante de equilíbrio de uma determinada reação queenvolva a transferência de elétrons. No ponto de equilíbrio, o valor Q pode ser reescrito como K (constante de equilíbrio da reação). Questão – Calcule a constante de equilíbrio para a reação Fe(s) + Cd2+(aq) 1. Cd2+(aq) + 2e- → Cd(s) E0= -0,40V 2. Fe2+(aq) + 2e- → Fe(s) E0= -0,44V Cd(s) + Fe2+(aq) a 25ºC.

03- Equação de Nernst e o pH. Em células eletroquímicas nas quais o hidrogênio é reagente ouproduto é possível calcular o pH da solução a partir da equação de Nernst. A ideia é de partindo de um potencial da pilha conhecido, obter a concentração de H+ a partir da equação.

Questão- Em uma célula voltaica formada por mercúrio e hidrogênio, temos que o potencial medido é de 0,565V na temperatura de 298K. Sabendo que o mercúrio está nas condições-padrão e que o hidrogênio tem pressão de1 bar, determine o pH da solução. 1. 2H+(aq) + 2e- → H2(g) E0= 0,00 V 2. HgCl2(s) + 2e- → 2Hg(l) + 2Cl-(aq) E0= 0,27V

04- Energia livre de Gibbs (G). A Energia livre de Gibbs é por definição a quantidade máxima de trabalho que pode ser extraída de um sistema eletroquímico. Esse valor é diretamente proporcional ao potencial da pilha e à quantidade de cargas transferidas do anodo para o catododo sistema. Sendo assim, a energia livre de Gibbs pode ser descrita como: Gº= -nFEº. Uma das aplicações principais da energia livre de Gibbs é de mostrar o tipo de sistema eletroquímico envolvido e a sua espontaneidade. Temos então que:  E > 0  G < 0  processo espontâneo  pilha.  E < 0  G > 0  processo não-espontâneo  eletrólise.  E = 0  G = 0  sistema na condição de equilíbrio.Questão- Determine a energia livre de Gibbs quando o potencial para redução de íons prata com cobre metálico é de +0,46V. 1. Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) E0= 0,34V 2. Ag+(aq) + 1e- → Ag(s) E0= 0,22V

05- Energia livre de Gibbs e Reações de oxirredução. Nas reações de oxirredução, a quantidade de elétrons que saem do anodo deve ser a mesma de elétrons que entram no catodo. Mas, quando temossemi-reações dentro de um mesmo pólo da reação que envolvem quantidades diferentes de elétrons, devemos utilizar a energia livre de Gibbs para calcular o potencial desse pólo. Considere os eletrodos representados pelas semi-equações químicas seguintes e seus respectivos potencias na escala do eletrodo de hidrogênio e nas condições-padrão: 1. 2. 3. 4. In+(aq) + e- → In(s) In2+(aq) + e- → In+(aq) In3+(aq) + 2e-→ In+(aq) In3+(aq) + e- → In2+(aq) E0= -0,14V E0= -0,40V E0= -0,44V E0= -0,49V

Questão- Assinale a opção que contém o valor CORRETO do potencial-padrão do eletrodo representado pela semi-equação: In3+(aq) + 3e- → In(s) A ( )-0,30V B ( )-0,34V C ( )-0,58V D ( )-1,03V E ( )-1,47V Outras questões: 06- Qual o valor da constante de equilíbrio, nas condições-padrão, da reação química descrita...
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