22.14.17: Capítulo 17

1.

(a) redução; (b) oxidação; (c) oxidação; (d) redução

3.

(uma)${\text{F}}_2+\text{Ca}⟶{\text{2F}}^{\text{−}}+{\text{Ca}}^{\mathrm{2+}};$(b)${\text{Cl}}_2+\text{2 Li}⟶{\text{2 Li}}^{\text{+}}+{\text{2 Cl}}^{\text{−}};$(c)${\text{3 Br}}_2+\text{2Fe}⟶{\text{2Fe}}^{\mathrm{3+}}+{\text{6 Br}}^{\text{−}};$(d)${\text{Não}}_4{}^{—}+{\text{4H}}^{\text{+}}+\text{3 anos}⟶{\text{3 anos}}^{\text{+}}+{\text{Não}}_2+{\text{2H}}_2\text{O}$

5.

Oxidado: (a) Sn ²⁺; (b) Hg; (c) Al; reduzido: (a) H ₂ O ₂; (b) PbO ₂; (c)${\text{Cr}}_2{\text{O}}_7{}^{\mathrm{2-}};$agente oxidante: (a) H ₂ O ₂; (b) PbO ₂; (c)${\text{Cr}}_2{\text{O}}_7{}^{\mathrm{2-}};$agente redutor: (a) Sn ²⁺; (b) Hg; (c) Al

7.

Oxidado = agente redutor: (a)${\text{ENTÃO}}_3{}^{\text{2−}};$(b) Mn (OH) ₂; (c) H ₂; (d) Al; reduzido = agente oxidante: (a) Cu (OH) ₂; (b) O ₂; (c)${\text{NÃO}}_3{}^{\text{−}};$(d)${\text{CRo}}_4{}^{\mathrm{2-}}$

9.

Em solução básica, [OH ⁻] > 1$\times$10 ⁻⁷ M > [H ⁺]. O íon hidrogênio não pode aparecer como um reagente porque sua concentração é essencialmente zero. Se fosse produzido, reagiria instantaneamente com o excesso de íon hidróxido para produzir água. Assim, o íon hidrogênio não deve aparecer como um reagente ou produto na solução básica.

11.

(uma)$\text{Mg}(s)│{\text{Mg}}^{\mathrm{2+}}(\mathrm{uma}q)║{\text{Ni}}^{\text{2+}}(\mathrm{uma}q)│\text{Ni}(s);$(b)$\text{Cu}(s)│{\text{Cu}}^{\mathrm{2+}}(\mathrm{uma}q)║{\text{Ag}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)│\text{Ag}(s);$(c)$\text{Mn}(s)│{\text{Mn}}^{\mathrm{2+}}(\mathrm{uma}q)║{\text{Sn}}^{\mathrm{2+}}(\mathrm{uma}q)│\text{Sn}(s);$(d)$\text{Pt}(s)│{\text{Cu}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q{\text{), Copa}}^{\mathrm{2+}}(\mathrm{uma}q)║{\text{Au}}^{\text{3+}}(\mathrm{uma}q)│\text{Au}(s)$

13.

(uma)$\text{Mg}(s)+{\text{Cu}}^{\mathrm{2+}}(\mathrm{uma}q)⟶{\text{Mg}}^{\mathrm{2+}}(\mathrm{uma}q)+\text{Cu}(s);$(b)$2{\text{Ag}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+\text{Ni}(s)⟶{\text{Ni}}^{\mathrm{2+}}(\mathrm{uma}q)+\text{2 anos de idade}(s)$

15.

Espécie oxidada = agente redutor: (a) Al (s); (b) NO (g); (c) Mg (s); e (d) MnO ₂ (s); Espécie reduzida = agente oxidante: (a) Zr ⁴⁺ (aq); (b) Ag ⁺ (aq); (c)${\text{SiO}}_3{}^{\mathrm{2-}}(\mathrm{uma}q)$; e (d)${\text{ClO}}_3{}^{\text{−}}(\mathrm{uma}q)$

17.

Sem a ponte de sal, o circuito estaria aberto (ou quebrado) e nenhuma corrente poderia fluir. Com uma ponte de sal, cada meia célula permanece eletricamente neutra e a corrente pode fluir pelo circuito.

19.

Os eletrodos ativos participam da reação de redução da oxidação. Como os metais formam cátions, o eletrodo perderia massa se os átomos de metal no eletrodo se oxidassem e entrassem em solução. A oxidação ocorre no ânodo.

21.

(a) +2,115 V (espontâneo); (b) +0,4626 V (espontâneo); (c) +1,0589 V (espontâneo); (d) +0,727 V (espontâneo)

23.

$3\text{Cu}(s)+{\text{2Au}}^{\mathrm{3+}}(\mathrm{uma}q)⟶{\text{3Cu}}^{\mathrm{2+}}(\mathrm{uma}q)+\text{2Au}(s)\text{;}$+1,16 V; espontâneo

25.

$3\text{Cd}(s)+{\text{2Al}}^{\mathrm{3+}}(\mathrm{uma}q)⟶{\text{3 Cd}}^{\mathrm{2+}}(\mathrm{uma}q)+\text{2Al}(s);$−1,259 V; não espontâneo

27.

(a) 0 kJ/mol; (b) −83,7 kJ/mol; (c) +235,3 kJ/mol

29.

(a) potencial celular padrão: 1,50 V, espontâneo; potencial celular sob condições estabelecidas: 1,43 V, espontâneo; (b) potencial celular padrão: 1,405 V, espontâneo; potencial celular sob condições estabelecidas: 1,423 V, espontâneo; (c) potencial celular padrão: −2,749 V, não espontâneo; potencial celular subdeclarado condições: −2,757 V, não espontâneas

31.

(a) 1,7$\times$10 ⁻¹⁰; (b) 2,6$\times$10 ⁻²¹; (c) 4,693$\times$10 ²¹; (d) 1,0$\times$10 ⁻¹⁴

33.

(uma)$\begin{array}{}\\ \text{ânodo: Cu}(s)⟶{\text{Cu}}^{\mathrm{2+}}(\mathrm{uma}q)+{\text{2e}}^{\text{−}}{E}_{\text{ânodo}}^{°}=\text{0,34 G}\\ \text{cátodo:}2\times \left({\text{Ag}}^{\text{+}}(\mathrm{uma}q)+{\text{e}}^{\text{−}}⟶\text{Ag}(s)\right)E_{\text{cátodo}}^{°}=\text{0,7996 G}\end{array};$(b) 3,5$\times$10 ¹⁵; (c) 5,6$\times$10 ⁻⁹ M

34.

As baterias são autônomas e têm um suprimento limitado de reagentes para gastar antes de se esgotarem. Como alternativa, os subprodutos da reação da bateria se acumulam e interferem na reação. Como uma célula de combustível é constantemente reabastecida com reagentes e os produtos são expelidos, ela pode continuar funcionando enquanto os reagentes forem fornecidos.

36.

A _célula E, conforme descrito na equação de Nernst, tem um termo diretamente proporcional à temperatura. Em baixas temperaturas, esse termo é reduzido, resultando em uma menor voltagem da célula fornecida pela bateria ao dispositivo — o mesmo efeito de uma bateria descarregada.

38.

Mg e Zn

40.

Ambos os exemplos envolvem proteção catódica. O ânodo (sacrificial) é o metal que corrói (oxida ou reage). No caso do ferro (−0,447 V) e do zinco (−0,7618 V), o zinco tem um potencial de redução padrão mais negativo e, portanto, serve como ânodo. No caso do ferro e do cobre (0,34 V), o ferro tem o menor potencial de redução padrão e, portanto, corrói (serve como ânodo).

42.

Embora o potencial de redução do lítio o torne capaz de proteger os outros metais, esse alto potencial também é indicativo de quão reativo é o lítio; ele teria uma reação espontânea com a maioria das substâncias. Isso significa que o lítio reagiria rapidamente com outras substâncias, mesmo aquelas que não oxidariam o metal que ele está tentando proteger. Uma reatividade como essa significa que o ânodo sacrificial se esgotaria rapidamente e precisaria ser substituído com frequência. (Motivo adicional opcional: risco de incêndio na presença de água.)

46.

(uma)$\begin{array}{}\\ \text{massa Ca}=\text{69,1 g}\\ {\text{massa Cl}}_2=\text{122 g}\end{array};$(b)$\begin{array}{l}\text{massa Li}=\text{23,9 g}\\ {\text{massa H}}_2=\text{3,48 g}\end{array};$(c)$\begin{array}{l}\text{massa Al}=\text{31,0 g}\\ {\text{massa Cl}}_2=\text{122 g}\end{array};$(d)$\begin{array}{l}\text{Cr em massa}=\text{59,8 g}\\ {\text{Barra de massa}}_2=\text{276 g}\end{array}$

48.

0,79 L