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PRÁTICA COM QUESTÕES OFICIAIS

Questão 13 (1º semestre · 1º dia · Grupo 1) da 2ª etapa da UFG 2013

1º semestre · 1º dia · Química: Pilhas e potencial de redução

São fornecidos a um técnico de laboratório os seguintes materiais: fio de estanho, fio de prata, cloreto de estanho (sólido), cloreto de prata (sólido) e água. Além disso, há disponibilidade de uma balança, béqueres e uma ponte salina de cloreto de potássio.

Dados:
\ce{Sn -> Sn^{2+} + 2e^-} \quad \text{E} = +0{,}14\text{ V}
\ce{Ag -> Ag+ + e^-} \quad \text{E} = -0{,}80\text{ V}

Considerando-se os materiais fornecidos e os dados apresentados,

a) desenhe uma célula galvânica padrão que contenha os materiais fornecidos ao técnico. Indique, no desenho, a direção do fluxo de elétrons; (1,0 ponto)

b) calcule as massas dos sais que serão utilizadas para preparar 100 mL das soluções eletrolíticas utilizadas na célula galvânica; (2,0 pontos)

c) escreva as equações químicas das semirreações, a reação global balanceada e, em seguida, calcule o potencial padrão da célula galvânica construída com os materiais fornecidos. (2,0 pontos)

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Resolução comentada

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a) Numa célula galvânica padrão, cada eletrodo fica mergulhado em solução 1\ \text{mol/L} do seu próprio íon. Montamos então dois béqueres:

  • Béquer 1 (ânodo, -): fio de Sn mergulhado em solução aquosa de \ce{SnCl2}.
  • Béquer 2 (cátodo, +): fio de Ag mergulhado em solução aquosa de \ce{AgCl}.
  • Uma ponte salina de KCl liga as duas soluções, e um fio condutor liga os dois metais (circuito externo).

Esquema:

\ce{Sn} \;|\; \ce{Sn^{2+}} \;\|\; \text{ponte de KCl} \;\|\; \ce{Ag+} \;|\; \ce{Ag}

O Sn tem maior tendência a oxidar (+0{,}14\ \text{V} contra -0{,}80\ \text{V} do Ag). Por isso o Sn é o ânodo, e os elétrons fluem pelo fio externo do fio de Sn para o fio de Ag. Na ponte salina, os ânions (\ce{Cl-}) migram para o béquer do Sn e os cátions (\ce{K+}) para o béquer do Ag.

Desenho: Sn (ânodo) → elétrons pelo fio → Ag (cátodo), com ponte salina de KCl entre os béqueres.

b) Na célula padrão, as soluções têm concentração de 1{,}0\ \text{mol/L}. Em 100\ \text{mL} (0{,}1\ \text{L}), isso dá:

n = 1{,}0\ \text{mol/L} \times 0{,}1\ \text{L} = 0{,}1\ \text{mol de cada sal}

Massas molares (Sn = 119, Ag = 108, Cl = 35{,}5\ \text{g/mol}):

  1. \ce{SnCl2}: 119 + 2(35{,}5) = 190\ \text{g/mol}, então m = 0{,}1 \times 190 = 19{,}0\ \text{g}.
  2. \ce{AgCl}: 108 + 35{,}5 = 143{,}5\ \text{g/mol}, então m = 0{,}1 \times 143{,}5 \approx 14{,}4\ \text{g}.

Observação: na prática o AgCl é pouco solúvel em água. A questão pede o cálculo ideal da célula padrão, e é esse que fazemos.

Resposta: 19{,}0\ \text{g} de \ce{SnCl2} e \approx 14{,}4\ \text{g} de \ce{AgCl}.

c) O Sn oxida e o \ce{Ag+} reduz. A semirreação do Ag é a inversa da dada, então o sinal do potencial se inverte.

  • Ânodo (oxidação): \ce{Sn -> Sn^{2+} + 2e^-}, com E_{\text{oxid}} = +0{,}14\ \text{V}.
  • Cátodo (redução): \ce{Ag+ + e^- -> Ag}, com E_{\text{red}} = +0{,}80\ \text{V}. Multiplicamos por 2 para igualar os elétrons, e o potencial não muda: \ce{2Ag+ + 2e^- -> 2Ag}.

Reação global:

\ce{Sn + 2Ag+ -> Sn^{2+} + 2Ag}

Potencial da célula:

E^\circ_{\text{célula}} = E_{\text{oxid}} + E_{\text{red}} = 0{,}14 + 0{,}80 = 0{,}94\ \text{V}

Como o valor é positivo, a reação é espontânea.

Resposta: \ce{Sn -> Sn^{2+} + 2e^-}; \ce{2Ag+ + 2e^- -> 2Ag}; global \ce{Sn + 2Ag+ -> Sn^{2+} + 2Ag}; E^\circ = +0{,}94\ \text{V}.

Assuntos: Pilhas e potencial de redução, Concentração de soluções, Reações de oxirredução e balanceamento redox.

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Ver como caiu na prova Questão 13 no caderno Grupo 1 da 2ª etapa da UFG 2013

Fonte: UFG 2ª etapa 2013 · 1º semestre · 1º dia · Grupo 1. Prova oficial ↗