Soluções Química - Semana 153

Escrito por: Mateus Cavassin.

INICIANTE

I- Falso, porém o contrário é verdade.

II- Verdade.

III- Falso, o íon $F^-$ é bem mais instável que o íon $Cl^-$ e por isso o ácido $HCl$ é mais forte.

IV- Falso, sais de fato são espécies iônicas, porém não há restrição quanto o carbono quando sequer o sal contém esse elemento.

V- Verdade.

INTERMEDIÁRIO

A) $Fe_{(s)}+ H_2SO_{4(aq)} \rightarrow Fe_2SO_{(aq)} + H_2{(g)}$

B) $3Cu_{(s)}+ 8HNO_{3(aq)} \rightarrow 2NO_{(g)} + 4H_2O_{(l)} + 3Cu(NO_3)_{2(aq)}$

C) $Zn_{(s)} + H_2O_{(l)} \rightarrow$ Não ocorre reação, pois metais normais só reagem com vapor de água.

D) $CuS_{(s)} + O_2 \rightarrow Cu_{(s)} + SO_{2(g)}$ (Reação de Ustulação).

E) $CaC_2O_{4(s)} + 1/2O_{2(g)} \rightarrow CaO_{(s)} + 2CO_{2(g)}$

 

AVANÇADO

Escrevendo as reações da pilha sabendo que, como o cobre tem potencial de redução maior, este reduz:

Reação catódica: $Cu^{2+}_{(aq)}+2e^- \rightarrow Cu_{(s)}$

Reação anódica: $Zn_{(s)} \rightarrow Zn^{2+}_{(aq)}+ 2e^-$

Reação global: $Cu^{2+}_{(aq)} + Zn_{(s)} \rightarrow Zn^{2+}_{(aq)}+Cu_{(s)}$

Assim, podemos tirar que, pela equação de Nernest:

$E=E^0-\frac{0,0592}{n}.log(\frac{[Zn^{2+}]}{[Cu^{2+}]})$

Portanto, fazendo as contas:  $E=1,124 V$

Agora, sabendo que U=R.I onde U é a ddp em volts, R é a resistência em ohms e I é a corrente elétrica em ampéres:

$1,124 V= 12 \Omega .I$

Portanto, I=0,094 A=0,094 C/s.

Pela constante de Faraday:

$\frac{0,094C/s}{96485C/mol}=9,74.10^{-7}mol/s$ de elétrons.

Para cada mol de eletros temos 0,5 mols de Cobre pela estequiometria. Portanto, temos $9,74.10^{-7}/2$ mol/s de cobre. Multiplicando pela massa molar do cobre: $3,09.10^{-5} g/s$ de cobre.