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.