ELETROQUÍMICA

01. Para a pilha Cu/Cu2+(1x10-3 mol/L)//Ag1+(5x10-1

mol/L), determine: a) a semi-reação de redução. b) a semi-reação de oxidação. c) a reação global. d) a lâmina que tem decréscimo de massa e a

lâmina que tem acréscimo de massa. e) o sentido do fluxo de elétrons. f) as espécies químicas oxidante e redutora. g) a diferença de potencial padrão. h) a diferença de potencial nas concentrações

indicadas. 02. Um eletrodo de hidrogênio, em solução de pH = 2,

está ligado a um eletrodo de magnésio, em solução 2x10-5 mol/L. Para a pilha formada, determine: a) a semi-reação de redução. b) a semi-reação de oxidação. c) a reação global. d) o sentido do fluxo de elétrons. e) as espécies químicas oxidante e redutora. f) a diferença de potencial padrão. g) a diferença de potencial nas concentrações

indicadas. 03. Panelas de alumínio são muito utilizadas no

cozimento de alimentos. Os potenciais de redução (E0) indicam ser possível a reação desse metal com água. A não ocorrência dessa reação é atribuída à presença de uma camada aderente e protetora de óxido de alumínio formada na reação do metal com o oxigênio do ar. a) Escreva a equação balanceada que representa

a formação da camada protetora. b) Com os dados de E0, explique como foi feita a

previsão de que o alumínio pode reagir com água.

Dados: Aℓ3+ + 3 e- ⇄ Aℓ E0 = -1,66 V 2 H2O + 2 e- ⇄ H2 + 2 OH- E0 = -0,86 V

04. Considere a reação de óxido-redução envolvendo

permanganato de potássio e ácido oxálico, em meio ácido:

2 MnO4

- + 5 HOOCCOOH + 6 H+ ⎯→ ⎯→ 2 Mn2+ + 10 CO2 + 4 H2O a) A ocorrência dessa reação pode ser

evidenciada pela produção de bolhas e pela mudança de cor no conteúdo do frasco de reação, que passa de violeta a incolor. Justifique o aparecimento dessas duas evidências.

b) Indique os elementos que sofrem oxidação e redução e calcule suas variações de número de oxidação.

c) Usando os potenciais eletroquímicos fornecidos,

calcule o ΔEo da reação. MnO4

- + 8 H+ + 5 e- → Mn2+ + 4 H2O Eo = + 1,51 V 2 CO2 + 2 H+ + 2 e- → HOOCCOOH Eo = – 0,49 V

05. O sulfato de alumínio, utilizado em tratamento de

água, pode ser fornecido em solução 1 mol/L. Essa solução pode ser estocada em um tanque constituído de cromo e não deve ser estocada em um tanque constituído de magnésio metálico. (Potenciais padrão de redução Eo, em volts, a 25oC: Aℓ3+/Aℓ = - 1,67; Cr3+/Cr = - 0,74; Mg2+/Mg = - 2,38) a) Explicar esta afirmação com base na

eletroquímica. b) Escrever a equação da reação que ocorre entre

a solução e o material do tanque. 06. Um método de recuperação do Cu2+ contido em

soluções aquosas consiste em sua transformação em cobre metálico. Isso se consegue adicionando raspas de ferro às soluções, sob agitação. a) Escreva as semi-reações de oxidação e de

redução que ocorrem nesse processo. b) Qual dos pares, Cu2+/Cu ou Fe2+/Fe, deve ter

maior potencial de redução? Justifique com base na informação dada.

07. Equacione as reações que ocorrem na eletrólise

aquosa das substâncias a seguir: a) NaCℓ, com ânodos de grafite. b) NaCℓ, com ânodos de ferro. c) ZnBr2, com eletrodos de grafite. d) K2SO4, com eletrodos de platina. e) NiSO4, com ânodos de níquel.

08. Uma corrente elétrica de 5 A atravessa uma

solução de cloreto de ouro III, AuCℓ3, durante 30 min. Sabendo-se que a massa molar do ouro é 197 g/mol, calcule a massa de ouro, em gramas, depositada no cátodo.

09. Quantos gramas de prata são depositados no cáto-

do quando uma corrente de 10 A atravessa uma solução de AgNO3, durante 16 minutos e 5 segundos? Massa molar da prata = 108 g/mol.

10. Uma corrente de 9,65 A passa por uma solução de

FeCℓ2 depositando 11,43 g de ferro metálico. Quanto tempo (horas) foi gasto nesta deposição? Massa molar do Fe = 56 g/mol.

11. Um pedaço de cobre comercial, de massa igual a 0,5 g, foi dissolvido em ácido adequado e a solução resultante foi eletrolisada até a deposição total do Cu, mediante uma corrente elétrica de 4 A, durante 5 minutos. Calcule a porcentagem de pureza do

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Ministério da Educação Universidade Tecnológica Federal do Paraná Gerência de Ensino e Pesquisa Departamento Acadêmico de Química e Biologia Engenharia Industrial

cobre analisado, sabendo que, em solução, o cobre estava na forma Cu 2+. Massa molar do Cu = 63,5 g/mol.

12. Calcular o volume de H2, em litros, liberado a 27°C e 700 mmHg por uma corrente de 3,86 A atravessando uma solução aquosa diluída de ácido sulfúrico, H2SO4, durante 30 minutos. Massa molar do H2 = 2 g/mol.

13. Duas células eletrolíticas ligadas em série contêm,

respectivamente, soluções de AuNO3 e ZnSO4. Após certo tempo, na primeira célula foram depositados 3,15 g de Au. Qual a massa de zinco, em gramas, depositada na segunda célula? Massas molares: Au = 197 g/mol; Zn = 65,5 g/mol.

14. Duas cubas eletrolíticas ligadas em série contêm,

respectivamente, soluções aquosas de NiSO4 e AgNO3. Se na primeira cuba ocorre um depósito de 11,6 g de Ni, que massa (gramas) de Ag depositará na segunda cuba? Massas molares: Ni = 59 g/mol; Ag = 108 g/mol.

15. Um cubo de cobre, cuja área de uma das faces é

de 20 cm2, foi recoberto com uma camada de espessura de 1 mm pela eletrólise de uma solução de CuSO4. Quanto tempo levará uma corrente de 2 A para fazer esse depósito sabendo-se que a densidade do cobre é de 8,9 g/cm3? Massa molar do cobre = 63,5 g/mol.

16. Numa cuba de galvanoplastia o cátodo tem uma

superfície de 100 cm2. Calcular a espessura da camada de prata que nele se deposita pela passagem de uma corrente de 1 A durante 1 h. Densidade da Ag = 10,5 g/cm3 Massa molar da Ag = 108 g/mol

17. Para revestir um objeto de área igual a 6 cm2 com

uma película de 0,1 mm, utiliza-se uma corrente de 48,25 A. Dado que a densidade do níquel é igual a 9,0 g/cm3 e que a eficiência da corrente para a deposição do níquel é de 90%, calcule o tempo necessário, em segundos, para esse revestimento. Massa molar do Ni = 59 g/mol.

18. Um processo de purificação de cobre metálico consiste em se passar uma corrente elétrica por uma solução aquosa de sulfato de cobre (II), de cor azul, durante um determinado intervalo de tempo. Nessa solução são mergulhados dois eletrodos de cobre metálico, sendo um de cobre impuro. No transcorrer do processo, o cobre metálico vai se depositando sobre um dos eletrodos, ficando livre das impurezas. A figura a seguir mostra esquematicamente a situação no início do

processo. a) Em qual dos eletrodos, A ou B, se depositará

cobre metálico purificado? Justifique. b) A intensidade da cor azul é diretamente

proporcional à concentração de Cu2+ na solução. Com base nessa informação e no processo de purificação acima descrito, responda se ao final do experimento a intensidade da cor azul terá aumentado, permanecido igual ou diminuído em relação à cor inicial. Justifique.

19. Uma peça de ferro constitui o cátodo de uma célula

eletrolítica que contém uma solução aquosa de íons níquel (Ni2+). Para niquelar a peça, faz-se passar pela célula uma corrente de 19,3 A. Calcular o tempo, em segundos, necessário para que seja depositada, na peça, uma camada de níquel de massa 0,59 g. (Massa molar do Ni = 59 g/mol)

20. Na eletrólise de sulfato de sódio, a reação que

ocorre no ânodo pode ser escrita 2 H2O →4 H+ + O2 + 4 e-

Se fizermos passar uma corrente de 2,4 A através de uma solução de sulfato de sódio durante 1 hora, que volume de oxigênio, medido a 25oC e pressão de 1 atm, será formado?

21 Numa célula de combustível, ao invés da

combustão química usual, a reação ocorre eletroquimicamente, o que permite a conversão, com maior eficiência, da energia química, armazenada no combustível, diretamente para energia elétrica. Uma célula de combustível promissora é a que emprega metanol, CH3OH, e oxigênio do ar como reagentes, cujo diagrama esquemático é mostrado abaixo.

CH3OH + H2O

CO2 + H2O

O2

H2O

v1 v2mp

L

Onde, mp = membrana de eletrólito polimérico, permeável a íons; v1 e v2 = recipientes de grafite, contendo catalisador e L = lâmpada ligada em circuito externo. A reação global que ocorre no sistema é:

2 CH3OH + 3 O2 → 2 CO2 + 4 H2O a) Sabendo que, além dos reagentes e produtos

da reação global, estão envolvidos íons H+ no processo, escreva as semi-reações que ocorrem em v1 e v2.

b) Identifique a natureza e o sentido do deslocamento dos condutores de carga elétrica no interior da célula de combustível e no circuito externo que alimenta L.

22. Um elemento galvânico é constituído pelos

eletrodos abaixo especificados e separados por uma ponte salina.

e-

A B

solução de sulfatode cobre (II)

Eletrodo I: placa de chumbo metálico mergulhada em uma solução aquosa 1 mol/L de nitrato de chumbo. Eletrodo II: sulfato de chumbo sólido prensado contra uma “peneira” de chumbo metálico mergulhada em uma solução aquosa 1 mol/L de ácido sulfúrico. Nas condições-padrão, o potencial de cada um destes eletrodos, em relação ao eletrodo padrão de hidrogênio, é: Eletrodo I: E° Pb2+/Pb = -0,1264 V Eletrodo II: E° PbSO4/Pb,SO4

2-= -0,3546 V Em relação à descarga desse elemento galvânico, determine: a) a reação global b) a diferença de potencial c) o ânodo e o cátodo d) as alterações de massa que ocorrem na placa

de chumbo e de sulfato de chumbo e) as alterações nas concentrações de íons

chumbo e de íons sulfato nos eletrodos I e II, respectivamente.

23. Considere o elemento galvânico da questão

anterior, mas substitua a solução aquosa de Pb(NO3)2 do eletrodo I por uma solução aquosa 1,0 x 10-5 mol/L de Pb(NO3)2, e a solução aquosa de H2SO4 do eletrodo II por uma solução aquosa 1,0 x 10-5 mol/L de H2SO4. Considere também que a temperatura permanece constante e igual a 25 °C. a) Calcule a ∆E desse novo elemento galvânico. b) Qual dos eletrodos, I ou II, será o ânodo? c) Qual dos eletrodos, I ou II, será o pólo positivo? d) Qual o sentido do fluxo de elétrons que circula

no circuito externo? e) Escreva a equação química balanceada da

reação que ocorre nesse novo elemento galvânico.

24. As moedas de centavos que circulam no mercado,

apresentam uma tonalidade avermelhada obtida por eletrodeposição de cobre a partir de uma solução de sulfato de cobre. Para recobrir um certo número de moedas foi efetuada a eletrólise, com uma corrente elétrica de 5 ampères, em 1 L de solução 0,10 mol/L em CuSO4, totalmente dissociado. Calcule o tempo necessário para a deposição de todo o cobre existente na solução.

25. Quer se niquelar uma barra metálica de secção

retangular, cujas dimensões são:

2,5 cm0,1 cm

20 cm A corrente é de 0,5 A e seu rendimento é de 85%. Sendo a densidade do níquel 8,9 g/cm3 e a espessura da camada desejada 10-3 cm, calcule o tempo (em h, min, s) que deverá durar a eletrólise.

26. Faça um desenho esquemático de uma célula

eletrolítica contendo uma solução aquosa de sulfato de cobre (II), provida de um cátodo de cobre e de um ânodo de platina, por onde passa corrente elétrica. Nesse esquema ou abaixo dele, conforme o caso, masque as indicações e respostas

solicitadas nos itens de “a” até “f”, descritas a seguir: a) o sinal do pólo da fonte que deve estar ligada ao

cátodo; b) o sentido do fluxo de elétrons na fiação

metálica; c) o sentido do fluxo de cátions no eletrólito; d) escreva a equação química para a semi-reação

catódica; e) escreva a equação química para a semi-reação

anódica; f) o total de íons de cobre na solução aumenta,

diminui ou permanece constante durante a eletrólise? Por que?

27. O potenciômetro é um aparelho utilizado para

medir a concentração molar de íons H+(aq) em uma

solução-problema e, conseqüentemente, seu pH. Consiste em um voltímetro com sensibilidade de até 10-2 V, que é colocado entre dois eletrodos, sendo um com diferença de potencial conhecido, por exemplo, um eletrodo de zinco em condições-padrão, e o outro um eletrodo de hidrogênio imerso na solução-problema. Considere que tenha sido montado um sistema como o descrito acima, que a diferença de potencial medida no potenciômetro foi de 0,65 V e que a pressão do H2(g) é igual a 1 atm. Calcule o pH da solução-problema.

28. 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 estabilizadora 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 ionização da água (Kw) para e temperatura de 60 °C é igual a 9,6 x 10-14, responda o que se pede: a) Escreva as reações anódica e catódica

ocorridas no processo: b) Calcule as concentrações molares de H+ e OH-

em uma solução neutra, a 60 °C. c) (Valor = 0,2) A solução obtida, na temperatura

de 60 °C, é ácida, básica ou neutra? Justifique. 29. Considere os eletrodos I e II abaixo especificados,

a 25 oC. Eletrodo I: chapa retangular de zinco metálico parcialmente mergulhada em uma solução aquosa 1,0 x 10-3 mol.L-1 de cloreto de zinco; Eletrodo II: chapa retangular de platina metálica parcialmente mergulhada em uma solução aquosa de ácido clorídrico de pH = 2, isenta de oxigênio e sob pressão parcial de gás hidrogênio de 0,5 atm. a) Calcule o potencial de redução desses

eletrodos.

b) Para o elemento galvânico formado por esses dois eletrodos, mantidos separados por uma ponte salina, determine qual é o cátodo e qual é o ânodo e calcule sua diferença de potencial.

30. Foi montada uma pilha em que o pólo positivo era

constituído por um bastão de paládio mergulhado numa solução de cloreto de paládio e o pólo negativo, por um bastão de níquel mergulhado numa solução de sulfato de níquel. As semi-reações que representam os eletrodos são:

Pd2+ + 2 e- ⇄ Pd Ni2+ + 2 e- ⇄ Ni

a) Escreva a equação que representa a reação química que ocorre quando a pilha está funcionando (sentido espontâneo).

b) O que acontece com as concentrações de Pd2+ e Ni2+ durante o funcionamento da pilha? Explique.

c) Os dados da tabela abaixo sugerem que o princípio de Le Chatelier se aplica à reação química que acontece nessa pilha. Explique por quê.

Exp. [Pd2+]/mol.L-1 [Ni2+]/mol.L-1 ΔE/V

A B C

1,00 1,00 0,10

0,10 1,00 1,00

1,27 1,24 1,21

31. A figura representa uma célula eletrolise de

soluções aquosas com eletrodo inerte. Também são fornecidos os potenciais padrão re redução (Eo) de algumas espécies.

Bateriae-

e-

Compartimento X Compartimento Y K+

(aq) + e- → K(s) Eo = −2,93 V Na+

(aq) + e- → Na(s) Eo = −2,71 V 2 H2O(ℓ) + 2 e- → H2(g) + 2 OH-

(aq) Eo = −0,83 V 2 H+

(aq) + 2 e- → H2(g) Eo = 0,00 V H2O(ℓ) + ½ O2(g) + 2 e- → 2 OH-

(aq) Eo = +0,40 V 2 H+

(aq) + ½ O2(g) + 2 e- → H2O(ℓ) Eo = +1,23 V Cℓ2(g) + 2 e- → 2 Cℓ-(aq) Eo = +1,36 V S2O8

2-(aq) + 2 e- → 2 SO4

2-(aq) Eo = +2,01 V

Para essa célula, responda ao que se pede: a) Qual dos eletrodos é o cátodo e qual é o ânodo? b) Para a eletrólise de solução aquosa de NaCℓ,

escreva as semi-reações que ocorrem nos eletrodos dos compartimentos X e Y.

c) Para a eletrólise de solução aquosa de K2SO4, escreva as semi-reações que ocorrem nos eletrodos dos compartimentos X e Y.

32. Uma célula voltaica é construída com dois

eletrodos de hidrogênio. O eletrodo 1 tem atm1,00P

2H = e uma concentração desconhecida

de H+(aq). O eletrodo 2 é um eletrodo padrão de

hidrogênio. A 298 K, a voltagem medida da pilha é 0,211 V, e observa-se que a corrente elétrica flui do

eletrodo 1 para o eletrodo 2, pelo circuito externo. Calcule a concentração de H+

(aq) e o pH para o eletrodo 1.

33. Calcule a constante de equilíbrio Kc para a

oxidação de Fe2+ por O2 em meio ácido. Potenciais de redução: Fe3+

(aq) + e- ⇄ Fe2+(aq) Eo = +0,77 V

½ O2(g) + 2 H+(aq) + 2 e- ⇄ H2O(ℓ) Eo = +1,23 V

RESPOSTAS 01. a) 2 Ag1+ + 2 e- → 2 Ag Eo

red = + 0,80 V b) Cu → Cu2+ + 2 e- Eo

oxi = – 0,34 V c) 2 Ag1+ + Cu → 2 Ag + Cu2+ ∆Eo = + 0,46 V d) Decréscimo de massa: lâmina de cobre

Acréscimo de massa : lâmina de prata e) Do eletrodo de cobre para o de prata, pelo

condutor externo. f) Oxidante: Ag1+ Redutor: Cu g) ∆Eo = + 0,46 V h) ∆E = + 0,53 V

02. pH = 2 → [H+] = 10-2 mol/L

a) 2 H+ + 2 e- → H2 Eored = 0,00 V

b) Mg → Mg2+ + 2 e- Eooxi = + 2,37 V

c 2 H+ + Mg → H2 + Mg2+ ∆Eo = + 2,37 V d) Do eletrodo de magnésio para o de Hidrogênio,

pelo condutor externo. e) Oxidante: H+ Redutor: Mg f) ∆Eo = + 2,37 V g) ∆E = + 2,39 V

03. a) 2 Aℓ + 3/2 O2 → Aℓ2O3

b) Oxi: 2 Aℓ → 2 Aℓ3+ + 6 e- Red: 6 H2O + 6 e- → 3 H2 + 6 OH- Total: 2 Aℓ + 6 H2O → 2 Aℓ3+ + 3 H2 + 6 OH-

04. a) Produção de bolhas: formação de CO2 gasoso.

Mudança de cor: cor violeta desaparece devido ao consumo de MnO4

-.

c) ∆Eo = + 2,00 V

05. a) Solução contendo Aℓ3+ na presença de Mg

causa a oxidação do mesmo, pois o Eored do

Aℓ3+/Aℓ é maior que o do Mg2+/Mg. Já no tanque de cromo nada ocorre, pois o Eo

red do Aℓ3+/Aℓ é menor que o do Cr3+/Cr.

b) Red: 2 Aℓ3+ + 6 e- → 2 Aℓ Oxi: 3 Mg → 3 Mg2+ + 6 e- Total: 2 Aℓ3+ + 3 Mg → 2 Aℓ + 3 Mg2+

06. a) Red: Cu2+ + 2 e- → Cu

Oxi: Fe → Fe2+ + 2 e- b) É o par Cu2+/Cu, pois o íon Cu2+ presente em

solução consegue oxidar Fe a Fe2+. 07. a) Ânodo: 2 Cℓ- → Cℓ2 + 2 e-

b) 2 MnO4- + 5 C2H4O2 + 6 H+ 2 Mn2+ + 10 CO2 + 4 H2O

+

++

+7 2

3 4

Red/Δ = 5 x 1 = 5

Oxi/Δ = 1 x 2 = 2

Cátodo: 2 H2O + 2 e- → H2 + 2 OH- Total: 2 Cℓ- + 2 H2O → Cℓ2 + H2 + 2 OH-

b) Ânodo: Fe → Fe2+ + 2 e- Cátodo: 2 H2O + 2 e- → H2 + 2 OH- Total: Fe + 2 H2O → Fe2+ + H2 + 2 OH-

c) Ânodo: 2 Br- → Br2 + 2 e- Cátodo: Zn2+ + 2 e- → Zn Total: 2 Br- + Zn2+ → Br2 + Zn d) Ânodo: H2O → ½ O2 + 2 H+ + 2 e- Cátodo: 2 H2O + 2 e- → H2 + 2 OH- Total: 3 H2O → ½O2 + H2 + 2H+ + 2OH- + 2H2O Após simplificação: H2O → ½ O2 + H2

e) Ânodo: Ni → Ni2+ + 2 e- Cátodo: Ni2+ + 2 e- → Ni

08. 6,12g 09. 10,8 g 10. 1h 8min 2s 11. 78,96% 12. 0,96 L 13. 0,524 g 14. 42,46 g 15. ≅47h 16. 3,837 x 10-3 cm 17. 40,68 s 18. a) O sentido do fluxo de elétrons na figura indica

que: eletrodo A = cátodo; eletrodo B = ânodo. Para depositar cobre metálico é necessário que ocorra a redução dos íons Cu2+, de acordo com a semi-reação: Cu2+ + 2 e- → Cu. Isso ocorre no cátodo.

b) O processo de purificação do cobre se dá em duas etapas: 1) Oxidação do cobre impuro no ânodo:

Cu → Cu2+ + 2 e- 2) Íons Cu2+ da solução migram para o cátodo,

onde ocorre a redução Cu2+ + 2 e- → Cu

A cor da solução não se altera, pois para cada átomo de cobre oxidado no ânodo haverá redução de um íon Cu2+ no cátodo.

19. 100 s 20. 0,56 L 21. a) v1: 2 CH3OH + 2 H2O → 2 CO2 + 12 H+ + 12 e-

v2: 3 O2 + 12 H+ + 12 e- → 6 H2O b) no interior da célula: íons H+ de v1 para v2.

No circuito externo: elétrons de v1 para v2 22. a) Pb2+ + SO4

2- → PbSO4 b) ∆E° = +0,2282 V c) ânodo = eletrodo II; cátodo = eletrodo I d) placa de chumbo: massa aumenta

sulfato de chumbo: massa aumenta e) eletrodo I: concentração Pb2+ diminui

eletrodo II: concentração de SO42- diminui

23. a) ∆E = -0,0668 V

b) ânodo = eletrodo I c) pólo positivo = eletrodo II d) do eletrodo I para o eletrodo II

e) PbSO4 → Pb2+ + SO42-

24. 3860 s 25. 1h 59min 18s 26.

Cu2+SO42-

(aq)

H2OCu Pt

e- e-cátodo: Cu ânodo: Pt

(-) (+)

a) negativo. b) Do eletrodo de PT para o eletrodo de Cu. c) Cu2+ migra para o cátodo. d) Cu2+

(aq) + 2 e- → Cuo(s).

e) H2O → ½ O2 + 2 H+ + 2 e-. f) Diminui, pois os cátions Cu2+ da solução migram

para o cátodo, sofrendo redução e transformando-se em Cuo.

27. 1,86 V 28. a) ânodo: 2 Cℓ-(aq) → Cℓ2(g) + 2 e-

Cátodo: 2 H2O(ℓ) + 2 e- → H2(g) + 2 OH-(aq)

b) [H+] = [OH-] = 3,1 x 10-7 mol/L c) Básica, porque [OH-] > 3,1 x 10-7 mol/L

A 60 oC, pH = 7 → [H+] = 10-7 mol/L. Kw = [H+].[OH-] → 9,6 x 10-14 = 10-7 x [OH-] ∴ [OH-] = 9,6 x 10-7 mol/L

29. a) Eletrodo I = −0,85 V; Eletrodo II = −0,11 V

b) Cátodo = eletrodo II; ânodo = eletrodo I. ΔE = +0,74 V

30. a) Pólo (+) – redução: Pd2+ + 2 e- → Pd

Pólo (-) – oxidação: Ni → Ni2+ + 2 e- Reação global: Pd2+ + Ni ⇄ Pd + Ni2+

b) [Pd2+] diminui (reagente) e [Ni2+] aumenta (produto).

c) Analisando-se os dados tabelados, nota-se que a diminuição de [Ni2+] (produto) faz com que ΔE aumente em relação ao valor padrão (1,24 V). Em contrapartida, a diminuição de [Pd2+] (reagente) diminui ΔE. Isto está de acordo com o Princípio de Le Chatelier, uma vez que a diminuição da concentração de um produto desloca o equilíbrio no sentido direto (aumento do potencial) e a diminuição da concentração de um reagente desloca o equilíbrio no sentido inverso (diminuição do potencial).

31. a) cátodo: eletrodo do compartimento X

ânodo: eletrodo do compartimento Y b) cátodo: 2 H2O(ℓ) + 2e- → H2(g) + 2 OH-

(aq) ânodo: 2 Cℓ-(aq) → Cℓ2(g) + 2e- c) cátodo: 2 H2O(ℓ) + 2e- → H2(g) + 2 OH-

(aq) ânodo: H2O(ℓ) → 2 H+

(aq) + ½ O2(g) + 2e- 32. [H+] = 2,7 x 10-4 mol.L-1; pH = 3,57 33. Kc = 1 x 1031