007 Eletroquímica Eletrólise - 2011

1 Eletroquímica – Eletrólise

Colégio Salesiano Sagrado Coração Aluna(o): ______________________________________________ Nº: _________ Turma: 3º ano _______

Recife, ______ de ________________ de 2011

Disciplina : Química Orgânica Professor: Eber Barbosa

Eletroquímica – Eletrólise ]

01 – Introdução

Eletrólise é todo processo químico não espontâneo (ΔG > 0) provocado por corrente elétrica.

Estudaremos dois tipos de eletrólise: Eletrólise Ígnea: É a eletrólise da substância fundida.

Eletrólise Aquosa: É a eletrólise da substância em solução aquosa.

02 – Mecanismo da Eletrólise

Pólo positivo Ânodo Descarrega os ânions Ocorre oxidação

Semi-reação do ânodo

2 Y–

(aq) Y2 + 2 e–

Pólo negativo Cátodo Descarrega os cátions Ocorre redução

Semi-reação do cátodo

X+

(aq) + e– X

0(s)

X+

(aq) X+

(aq)

X0

(s)

Y– (aq)

Y– (aq)

Y0(s)

Y0(s)

Os ânions se aproximam do pólo positivo e, nele, liberam os seus elétrons, passando a formar uma substância neutra.

Os cátions se aproximam do pólo negativo absorvendo os elétrons da placa metálica, passando, assim, a formar uma substância neutra.

Meio contendo uma substância do tipo XY.

(Cuba eletrolítica)

Pólo negativo da pilha (Ânodo)

(-) (+)

Bateria (pilha)

Pólo positivo da pilha (Cátodo)

e–

e–

e– e

–

X0

(s)

...ocorre à custa de trabalho elétrico. A eletrólise consome energia livre.


Considerações Iniciais: 1a ) O recipiente onde ocorre a eletrólise é chamado de cuba ou célula eletrolítica. Nas cubas eletrolíticas o cátodo e o

ânodo não são separados por ponte salina.

2a ) Chamaremos de eletrólito toda substância capaz de liberar íons, cátions e ânions.

3a ) Durante a eletrólise os cátions são “atraídos” para cátodo e os ânions “atraídos” para ânodo.

02 – Reações Catódicas e Anódicas

Eletrólise ígnea do sulfeto de alumínio.

Eletrólise do cátion sódio.

Eletrólise do cátion zinco.

Eletrólise do cátion férrico.

Eletrólise do cátion plúmbico.

Eletrólise do ânion cloreto.

Eletrólise do ânion brometo.

Eletrólise do cátion H+.

03 – Eletrólise da Água Ionização da Água: HOH ⇆ H

+ + OH

–

O hidrogênio é descarregado no cátodo: 2 H+(aq) + 2 e– ⇆ H2(g)

A hidroxila é descarregada no ânodo: 2 OH– (aq) ⇆ 2 e– + H2O + ½ O2(g)

Equação global da eletrólise da água: H2O ⇆ H2(g) + ½ O2(g)

Importante: Para os cálculos químicos envolvendo eletrólise da água, aconselha-se raciocinar em cima da seguinte equação...

H2O + 2 e– ⇆ H2(g) + ½ O2(g) + 2 e–

Observe que o volume de hidrogênio é o dobro do volume de oxigênio

produzido.

Eletrólise ígnea do cloreto de sódio.

Dissociação iônica:

Reação catódica:

Reação anódica:

Reação global:

Eletrólise ígnea do Brometo de magnésio.

Dissociação iônica:

Reação catódica:

Reação anódica:

Reação global:

Aℓ2S3(s) 2 Aℓ+3

(ℓ) + 3 S–2

(ℓ) dissociação iônica

Aℓ+3(ℓ) + 3 e– Aℓ0

(ℓ) ( x2 ) reação catódica

S–2(ℓ) S0

(ℓ) + 2 e– ( x3 ) reação anódica

Aℓ2S3(s) 2 Aℓ0(ℓ) + 3 S0

(ℓ) reação global

...nessa reação ocorreu transferência de 6 mols de elétrons.

Δ

Conclusões: A eletrólise do H

+ produz

gás hidrogênio (H2).

A eletrólise do OH– produz

gás oxigênio (O2)


04 – Eletrólise em Solução Aquosa

Neste caso, a cuba eletrolítica contém dois tipos de cátions e dois tipos de ânions. Sendo assim, surgem as questões:

Qual o cátion a ser descarregado preferencialmente no cátodo ? Qual o ânodo a ser descarregado preferencialmente no ânodo ?

A estas questões daremos o nome de concorrência dos íons.

Concorrência dos Íons (Regras Práticas)

Com relação aos cátions: A grande maioria dos cátions (quase todos) sofre eletrólise em meio aquoso. Apenas os cátions de elementos das colunas 1A, 2A e alumínio (Aℓ) não são descarregados em meio aquoso.

Cátions da 1A, 2A e Aℓ não sofrem eletrólise aquosa.

Nesse caso o H+(aq) será eletrolisado produzindo gás hidrogênio... 2 H+

(aq) + 2 e– ⇆ H2(g)

Com relação aos ânions: A grande maioria dos ânions não sofre eletrólise em meio aquoso.

Poucos ânions, ou seja, apenas os ânions não oxigenados (F–, C–, Br–, I–, S–2 ...) sofrem eletrólise aquosa.

C–, Br–, I–, S–2 sofrem eletrólise aquosa.

Os demais ânions, principalmente os oxigenados, não sofrem eletrólise aquosa.

Nesse caso haverá eletrólise do OH–, produzindo oxigênio, O2(g)... 2 OH–

(aq) ⇆ 2 e– + H2O + ½ O2(g)

Observações importantes: 1a ) Diremos que um sal foi eletrolisado quando seu cátion e/ou seu ânion são descarregados.

2a ) Diremos que um ácido é eletrolisado quando seu ânion é eletrolisado.

3a ) Diremos que uma base foi eletrolisada quando seu cátion for eletrolisado.

4a ) Diremos que a água foi eletrolisada quando o H+ e o OH– são descarregados ao mesmo tempo.

5a ) Na eletrólise ígnea não há concorrência dos íons. Então os cátions e ânions facilmente serão descarregados.

e– e–

Pólo positivo Ânodo

Pólo negativo Cátodo

OH– OH– H+

H+

X+

X+ Y– Y–

Qual o ânion a ser descarregado

preferencialmente no ânodo ?

Qual o cátion a ser descarregado

preferencialmente no cátodo ?


Exemplos:

Eletrólise aquosa do Cloreto de sódio

Eletrólise aquosa do nitrato de prata

Eletrólise aquosa do Fosfato de potássio

NaCℓ(s) Na+(aq) + Cℓ–

(aq)

Na+(aq) + e– Na0

(s) não ocorrerá

Cℓ–(aq) ½ Cℓ2(g) + e– a reação ocorrerá

H2O

H+

(aq) OH–

(aq)

Na+(aq) Cℓ–

(aq)

H+(aq) OH–

(aq)

Na+(aq) Cℓ–

(aq)

Cátodo ( – )

Ânodo( + ) No cátodo: H+

(aq) será descarregado...

2 H+(aq) + 2 e– ⇆ H2(g)

No ânodo: Cℓ–


2 Cℓ–

(aq) ⇆ 2 e– + Cℓ2(g)

Perceba que...

Retirando-se o H+

e o Cℓ–, restarão Na

+ e OH

–, produzindo NaOH

e tornando a solução mais básica.

Como o H+ é retirado e o OH

– permanece, o pH da solução

aumenta, inicialmente, na região próxima ao cátodo.

H+(aq) OH–

(aq)

Ag+(aq) NO3

–(aq)

H+(aq) OH–

(aq)

Ag+

(aq) NO3–

(aq)

Cátodo ( – )

Ânodo( + ) No cátodo: Ag+


Ag+(aq) + 1 e– ⇆ Ag0

(s)

No ânodo: OH–


2 OH–(aq) ⇆ 2 e– + H2O + ½ O2(g)

Perceba que...

Retirando-se o Ag+ e o NO3

–, restarão H+ e NO3–, produzindo

HNO3 e tornando a solução mais ácida.

Como o OH– é retirado e o H+ permanece, o pH da solução diminui, inicialmente, na região próxima ao ânodo.

AgNO3(s) Ag+(aq) + NO3

–(aq)

H2O

será descarregado

não será descarregado

H+(aq) OH–

(aq)

K+(aq) PO4

–3(aq)

H+

(aq) OH–

(aq)

K+(aq) PO4

–3(aq)

Cátodo ( – )

Ânodo( + )

No cátodo: H+(aq) será descarregado...

2 H+(aq) + 2 e– ⇆ H2(g)

No ânodo: OH–


2 OH–(aq) ⇆ 2 e– + H2O + ½ O2(g)

Perceba que...

Retirando-se o H+

e o OH–, restarão K(aq)

+ e PO4

–3(aq), produzindo

K3PO4 (s), aumentando a concentração salina.

Haverá eletrólise apenas da água (a água será retirada). O sal não sofrerá eletrólise, permanecendo no sistema.

Como esse sal é de hidrólise básica, o pH aumenta.

K3PO4 (s) 3 K+

(aq) + PO4–3

(aq)

H2O




Eletrólise aquosa do Cloreto de ferro

Eletrólise aquosa do ácido sulfúrico

Eletrólise aquosa do ácido clorídrico

H+

(aq) OH–

(aq)

Fe+2

(aq) Cℓ–

(aq)

H+

(aq) OH–

(aq)

Fe+2(aq) Cℓ–

(aq)

Cátodo ( – )

Ânodo( + ) No cátodo: F+3


Fe+3(aq) + 2 e– ⇆ H2(g)

No ânodo: Cℓ–(aq) será descarregado...

2 Cℓ–

(aq) ⇆ 2 e– + Cℓ2(g)

Perceba que...

Retirando-se o Fe+2 e o Cℓ–, restarão H+ (aq) e OH–

(aq), produzindo H2O(ℓ), aumentado a concentração salina.

Não haverá eletrólise apenas da água (a água permanecerá). Todo sal sofrerá eletrólise, sendo retirado da solução.

Como esse sal é de hidrólise ácida, o pH aumenta.

FeCℓ2 (s) Fe+2(aq) + 2 Cℓ–

(aq)

H2O

será descarregado

será descarregado

H+

(aq) OH–

(aq)

H+(aq) SO4

–2(aq)

H+

(aq) OH–

(aq)

H+

(aq) SO4–2

(aq)

Cátodo ( – )

Ânodo( + ) No cátodo: H+


2 H+(aq) + 2 e– ⇆ H2(g)

No ânodo: OH–(aq) será descarregado...

2 OH–(aq) ⇆ 2 e– + H2O + ½ O2(g)

Perceba que...

Perceba que são retirados do sistema o H+ (aq) e OH–

(aq), consumindo H2O(ℓ), aumentado a concentração do ácido. É por isso que o pH da solução diminui.

Haverá eletrólise apenas da água (a água é consumida). O ácido não sofrerá eletrólise, permanecendo na solução.

H2SO4 (ℓ) 2 H+(aq) + SO4

–2(aq)

H2O

será descarregado


H+(aq) OH–

(aq)

H+(aq) Cℓ–

(aq)

H+

(aq) OH–

(aq)

H+(aq) Cℓ–

(aq)

Cátodo ( – )

Ânodo( + )

No cátodo: H+(aq) será descarregado...

2 H+(aq) + 2 e– ⇆ H2(g)

No ânodo: Cℓ–


2 Cℓ–(aq) ⇆ 2 e– + Cℓ2(g)

Perceba que...

Perceba que são retirados do sistema o H+ (aq) e Cℓ–

(aq), consumindo HCℓ, diminuindo a concentração do ácido. É por isso que o pH da solução aumenta.

Não haverá eletrólise da água (a água permanece no sistema).

HCℓ (g) H+

(aq) + Cℓ–

(aq)

H2O

será descarregado

será descarregado


Testes dos Maiores Vestibulares de Pernambuco 01 – (UFPE – 1a fase/2003) A eletrólise de cloreto de sódio fundido produz sódio metálico e gás cloro. Nesse processo,

cada íon:

a) Sódio recebe dois elétrons. c) Sódio recebe um elétron. e) Sódio perde um elétron. b) Cloreto recebe dois elétrons. d) Cloreto perde dois elétrons.

02 – (UFPE – 2

a fase/2003) O magnésio é utilizado atualmente nas indústrias espacial, aeronáutica e de aparelhos

ópticos, pois forma ligas leves e resistentes, comparado com outros metais, como alumínio e ferro. O magnésio metálico é produzido a partir da eletrólise do cloreto de magnésio fundido (o processo Dow), obtido da água do mar. Sobre este processo de produção de magnésio metálico pode-se afirmar que:

I II 0 0 é um processo espontâneo 1 1 uma das semi-reações pode ser representada por: Mg2+

(fundido) + 2e– Mg(ℓ) 2 2 uma das semi-reações pode ser representada por: Cℓ–

(fundido) + e– Cℓ2–(fundido)

3 3 a reação global é representada por: MgCl2(fundido) Mg(ℓ) + 2Cℓ–

(fundido) 4 4 são consumidos 4 mol de elétrons para a formação de 2 mol de Mg(ℓ)

03 – (UFPE – 1a fase/97) Considere o sistema eletroquímico mostrado na figura e analise as proposições abaixo:

1) Em qualquer uma das células, no cátodo ocorre uma reação de redução, enquanto no ânodo ocorre uma reação de oxidação.

2) Na célula eletrolítica a variação de energia livre (GO) é negativa, enquanto que na célula galvânica é positiva.

3) A eletrólise é uma reação forçada, pois só ocorre às custas do consumo de trabalho elétrico.

Está(ão) correta(s):

a) 1 b) 1 e 3 c) 3 d) 2 e) 1,2 e 3 04 – (UFPE – 1a fase/90) Como produto da eletrólise da água, recolhe-se gás oxigênio no eletrodo positivo (ânodo) e gás

hidrogênio no eletrodo negativo (cátodo). Assinale que afirmativa representa a razão entre os volumes dos gases recolhidos, nas mesmas condições de temperatura e pressão.

a) 1 volume de oxigênio para 1 volume de hidrogênio. d) 1 volume de oxigênio para 2 volumes de hidrogênio. b) 2 volumes de oxigênio para 1 volume de hidrogênio. e) 3/2 volumes de oxigênio para 1 volume de hidrogênio. c) 1 volume de oxigênio para 3/2 volumes de hidrogênio.

Ânodo ( – ) ( + ) Cátodo

Ânodo ( + ) ( – ) Cátodo

e-

Célula galvânica

Célula eletrolítica


05 – (FESP – UPE/87) Realizou-se a eletrólise em solução aquosa diluída, com eletrodos inertes, de alguns eletrólitos, obtendo-se apenas hidrogênio e oxigênio gasosos. Com certeza os eletrólitos utilizados foram:

a) Ácido clorídrico e ácido sulfúrico d) Fosfato de sódio e sulfato de potássio b) Sulfato de sódio e sulfato cúprico e) Sulfato ferroso e nitrato de cálcio c) Cloreto de sódio e nitrato de potássio

06 – (FESP – UPE/91) Entre as proposições abaixo, assinale aquela que considera verdadeira.

a) A eletrólise do ácido clorídrico em solução diluída, com eletrodos inertes, origina o gás oxigênio. b) Na eletrólise do ácido clorídrico em solução aquosa, a solução vai se tornando cada vez mais concentrada em

ácido clorídrico. c) Na eletrólise do ácido sulfúrico, em solução diluída com eletrodos inertes, a solução se torna cada vez mais ácida,

isto é, mais concentrada em ácido sulfúrico. d) Na eletrólise do ácido sulfúrico, em solução diluída com eletrodos inertes, ocorre a oxidação anódica do sulfato. e) A quantidade de gás cloro obtida na eletrólise do ácido clorídrico em solução aquosa diluída com eletrodos

inertes, é o triplo da quantidade de gás hidrogênio que se obtém, na mesma eletrólise. 07 – (UPE – Seriado 3º Ano – 2º dia/ 2010) Em relação à eletrólise, analise as afirmativas e conclua.

I II 0 0 Na eletrólise ígnea do hidróxido de sódio a 500oC, ocorre, no ânodo, a descarga da hidroxila, produzindo água

e gás oxigênio. 1 1 A eletrólise do ácido sulfúrico, diluído em solução aquosa, com eletrodos inertes, produz, no cátodo, uma

mistura de gases hidrogênio e oxigênio. 2 2 O ácido sulfúrico é formado na eletrólise, em solução aquosa com eletrodos inertes do sulfato de zinco. 3 3 Ocorre, apenas, a eletrólise da água, quando se eletrolisa o nitrato de sódio em solução aquosa, diluída com

eletrodos inertes. 4 4 Na eletrólise do ácido sulfúrico em solução aquosa concentrada, no cátodo, forma-se o ácido H2S2O8 devido à

oxidação do H2SO4. 08 – (UNICAP – Quí. I/97)

I II 0 0 Ao segurarmos um tubo de ensaio onde está ocorrendo uma reação endotérmica (absorção de calor), a sensação é

de resfriamento da mão. 1 1 Numa reação espontânea haverá sobra de energia livre (G < 0). 2 2 As reações de combustão sempre liberam calor para o meio. 3 3 Na eletrólise do CuSO4, aquoso, obtém-se cobre metálico no cátodo e a solução final apresentará caráter alcalino. 4 4 Podemos construir baterias com diferentes voltagens, bastando para isso associar as pilhas em série.

09 – (FESP – UPE/96)

I II 0 0 Na eletrólise, a massa da substância depositada ou libertada, é inversamente proporcional à quantidade de

carga que atravessa o eletrólito. 1 1 Na escala de prioridade de descarga, a oxidrila tem prioridade em relação aos ânions sulfato e nitrato. 2 2 Na eletrólise do FeSO4 em solução aquosa diluída, com eletrodos inertes, à medida que o tempo passa a

solução vai se tornando cada vez mais ácida. 3 3 A eletrólise do CuSO4 aquoso, utilizando eletrodo de cobre, é muito importante em escala industrial, pois é

usada na purificação eletrolítica do cobre. 4 4 Na eletrólise de prata em solução aquosa com eletrodos de prata, a prata do ânodo passa para a solução em

forma de íon Ag+, e em seguida, ele volta a se depositar no ânodo.


10 – (UNICAP – Quí. I/2000)

I II 0 0 Numa pilha, o eletrodo que sofre oxidação é o ânodo e, numa eletrólise, o eletrodo que sofre redução é o

cátodo. 1 1 Qualquer reação química poderá ser empregada numa pilha, desde que, obrigatoriamente, todos os seus

eletrodos sejam sólidos, nas condições ambientais. 2 2 Na eletrólise, deveremos utilizar eletrodos inertes com boa condutibilidade elétrica, podendo ser o grafite ou a

platina. 3 3 A voltagem de uma pilha independe dos materiais empregados nos eletrodos. 4 4 A oxidação do zinco metálico pode ser considerada uma reação irreversível, num sistema aberto, já que um de

seus produtos é gasoso, observe a reação.

Zn(S) + 2 HC(aq) ⇆ ZnC2(aq) + H2(g)

11 – (UFPE – 2a fase/93) No béquer A, a linha pontilhada representa uma parede porosa que separa as soluções aquosas de CuSO4 1,0 M e de ZnSO4 1,0 M. Considere os potenciais padrão a seguir:

Zn+2 + 2 e– Zn – 0,76 V

Fe+2

+ 2 e– Fe – 0,44 V

Cu+2

+ 2 e– Cu + 0,34 V

Ao fechar a chave “S”, podemos afirmar:

I II 0 0 Zinco será oxidado nos dois béqueres. 1 1 Ocorrerá depósito de ferro metálico sobre o eletrodo de zinco. 2 2 O béquer “Ä” é uma célula galvânica (uma pilha) e o béquer “B” é uma célula eletrolítica. 3 3 Não haverá reação química. 4 4 Após algum tempo, o eletrodo de cobre e o prego estarão mais pesados e os eletrodos de zinco mais leves.

12 – (UPE – Quí. I/2007) Analise as transformações abaixo e conclua.

I II 0 0 A hidrólise do sulfato de alumínio não é favorecida pela adição de hidróxido de sódio ao sistema reacional. 1 1 Não é aconselhável armazenar uma solução aquosa de sulfato de níquel

(Ni2+ + 2 e– ⇆Ni(s), EO = – 0,23V)

em um recipiente de alumínio

(A3+ + 3 e– ⇆ A(s), EO = – 1,66V).

2 2 Na eletrólise de uma solução aquosa diluída de ácido nítrico com eletrodos inertes, é de se esperar uma diminuição de pH da solução.

3 3 A emissão de partículas beta, que ocorre nas desintegrações radioativas, é explicada admitindo que o próton instável, ao se transformar em um nêutron, emite simultaneamente elétrons e radiação gama.

4 4 A meia–vida de um isótopo radioativo é igual a 20 anos. 32,0g desse isótopo radioativo estarão reduzidos a 3,125% depois de decorridos 100 anos.

Cu

Zn

Zn

CuSO4 1,0 M ZnSO4 1,0 M

Prego de ferro

ZnSO4 1,0 M

S

Béquer A Béquer B


13 – (FESP – UPE/84) Qual das afirmativas abaixo é verdadeira ?

a) A eletrólise do NaC em solução aquosa com eletrodos inertes, produz exclusivamente NaOH.

b) Os gases formados na eletrólise do NaC em solução aquosa com eletrodos inertes, são C2 e H2.

c) Na eletrólise do NaC em solução aquosa com eletrodos inertes, no polo positivo, ocorre a descarga do C-,

produzindo HC.

d) Para cada 117g de NaC eletrolisados, em solução aquosa com eletrodos inertes, obtém-se 80g de NaOH.

e) Na eletrólise do NaC em solução aquosa com eletrodos inertes, além do NaOH, obtém-se também os gases H2 e N2.

14 – (Enem – 2ª Prova/2009) Para que apresente condutividade elétrica adequada a muitas aplicações, o cobre bruto obtido por métodos térmicos é purificado eletroliticamente. Nesse processo, o cobre bruto impuro constitui o ânodo da célula, que está imerso em uma solução de CuSO4. À medida que o cobre impuro é oxidado no ânodo, íons Cu2+ da solução são depositados na forma pura no cátodo. Quanto às impurezas metálicas, algumas são oxidadas, passando à solução, enquanto outras simplesmente se desprendem do ânodo e se sedimentam abaixo dele. As impurezas sedimentadas são posteriormente processadas, e sua comercialização gera receita que ajuda a cobrir os custos do processo. A série eletroquímica a seguir lista o cobre e alguns metais presentes como impurezas no cobre bruto de acordo com suas forças redutoras relativas.

Ouro, platina, prata, cobre, chumbo, níquel, zinco

Entre as impurezas metálicas que constam na série apresentada, as que se sedimentam abaixo do ânodo de cobre são

a) Au, Pt, Ag, Zn, Ni e Pb. b) Au, Pt e Ag. c) Zn, Ni e Pb. d) Au e Zn. e) Ag e Pb.

No Resposta No Resposta No Resposta No Resposta

01 C 06 C 11 VFVFV

02 FVFFV 07 VFVVF 12 FVVFV

03 B 08 VVVFV 13 B

04 D 09 FVVVF 14 B

05 D 10 VFVFV

Comunique-se com seu professor: [email protected]

Gabarito de Eletroquímica – Eletrólise (14 quesitos)

Resoluções de Testes Comentários Adicionais

Força redutora


05 – 1ª Lei de Faraday e suas Consequências Estequiométricas

5.A – Pré-requisitos

Constante de Avogrado: 1 mol = 6,02 x 1023

entidades elementares

Carga Elementar (e): Carga de 1 e– = 1,6 x 10-19 Coulomb

Volume Molar nas CNTP: 1 mol de qualquer substância gasosa nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP: T = 0oC ou 273,15 K e P = 1,0 atm) ocupa o volume de 22,7 L.

5.B – 1a Lei de Faraday

A massa (m) de uma substância eletrolisada é diretamente proporcional a quantidade de eletricidade.

m = K . Q onde: Q = i . t ou Q = n . e

Sendo: m = massa em grama (g) i = corrente elétrica em ampere (A) n = no de elétrons Q = carga em Coulomb (C) t = tempo em segundos (s) e = carga elementar

Importante: A carga de 1,0 mol de elétrons é denominada de 1 faraday (1F): Q = n . e = 6,02 x 1023 x 1,6 x 10–19

Q 96500 C = 1F = 1 Faraday

5.C – Estequiometria da eletrólise envolvendo quantidade de matéria (quantidade de mols) Exemplo1: Na eletrólise aquosa do sulfato de ferroso, quantos mols de ferro metálico e oxigênio gasoso são obtidos

empregando uma carga de 6 F ?

Exemplo2: Empregando-se uma carga de 19300 C, quantos mols de magnésio metálico e cloro gasoso serão obtidos na

eletrólise ígnea do cloreto de magnésio ?

Importante: A quantidade de mols de elétrons será sempre a mesma para todas as

etapas da eletrólise.

1 mol de e– = 1 Faraday (1F) = 96500 C

H+ OH–

Fe+2

SO4–2

e– e–

cátodo ânodo

Fe+2

(aq) + 2 e– ⇄ Fe(s)

2 mol –––––– 1 mol

6 mol –––––– x mol x = 3 mol de Fe(s)

6 mol ––––– x mol

2 OH–(aq) ⇄ 2 e– + ½ O2(g) + H2O(ℓ)

2 mol ––––– ½ mol

x = 1,5 mol de O2(g)

6 mol de e–

Mg+2

Cℓ–

e– e–

cátodo ânodo

0,2 mol ––––– x mol

2 Cℓ–

(aq) ⇄ 2 e– + Cℓ2(g)

2 mol ––––– 1 mol

x = 0,1 mol de Cℓ2(g)

Mg+2(aq) + 2 e– ⇄ Mg(s)

2 mol –––––– 1 mol

0,2 mol –––––– x mol x = 0,1 mol de Mg(s) ou Mg(ℓ) dependendo da temperatura

96500 C ––––– 1 mol de e–

19300 C ––––– x mol de e–

x = 0,2 mol de e–


5.D – Estequiometria da eletrólise envolvendo carga, massa e volume 1º Passo: Deve-se escrever a equação correspondente a eletrólise ocorrida. 2º Passo: Deve-se escrever a pergunta embaixo da equação da eletrólise, estabelecendo uma rega de três entre as

espécies envolvidas na questão. Exemplo3: Qual a massa de alumínio metálico obtida e o volume de oxigênio gasoso formado nas CNTP pela eletrólise

ígnea de quantidade suficiente de óxido de alumínio durante 5 minutos empregando-se uma corrente de 19,3A ?

Não esqueça: Nos textos de cálculo em eletrólise, o mais importante é saber escrever as equações da eletrólise em questão.

06 – Eletrólise em Série

As duas cubas eletrolíticas são atravessadas pela mesma carga, ou seja, pela

mesma corrente durante o mesmo tempo. Sendo assim entendemos que, determinando-se a carga utilizada na primeira cuba, essa mesma carga deverá ser empregada como critério nos cálculos realizados na segunda cuba eletrolítica, de forma que...

a quantidade de mols de elétrons será a mesma em todas as reações.

e–

e–

e–

Solução de um eletrólito do metal

MI

Solução de um eletrólito do metal

MII

(-) (+)

e–


Testes dos Maiores Vestibulares de Pernambuco

6.A – Eletrólise em paralelo Nesse caso as correntes elétricas que atravessam cada cuba serão inversamente proporcionais às suas

resistências. Tomando-se por base o esquema em paralelo exposto abaixo, o mais importante é lembrar que:

01 – (UFPE – 1a fase/95) O alumínio metálico é produzido eletroliticamente a partir da bauxita, A2O3 . x H2O. Se F é a

carga de 1 mol de elétrons, qual a carga necessária para produzir um mol de alumínio ?

a) 3F b) 6F c) 2F d) 2F/3 e) 3F/2 02 – (FESP – UPE/92) Na eletrólise do sulfato férrico, a carga necessária para libertar dois átomos-grama de ferro é igual

a: (Dados: Fe = 56 u)

a) 2 x 96500C b) 3 x 96500C c) 1,5 x 96500C d) 6 x 96500C e) 8 x 96500C Obs: Antigamente a expressão “1 átomo-grama de...” era empregada com o significado de 1 mol de... 03 – (UFPE – 1

a fase/2006) O alumínio metálico pode ser obtido por processo eletroquímico, no qual o íon Al

3+ é

convertido a alumínio metálico. Se uma unidade montada com esta finalidade opera a 100.000 A e 4 V, qual será a massa do metal obtida após 50 minutos de operação?

(Dados: constante de Faraday: 96.500 C mol–1

, Al = 27 g mol–1

).

a) 3,0 x 108 g b) 2,8 x 104 g c) 27,0 g d) 8.100 g e) 8,1 x 106 g 04 – (UFPE – 2a fase/93) Um faraday (F) é a unidade de carga correspondente ao número de Avogrado, ou um mol de

elétrons. Qual a massa de cobalto, em gramas, depositada quando uma solução de cloreto de cobalto, CoC2, é atravessada por uma carga de 2 faraday (2F) ? (Dado: Co = 58,9 g/mol)

(-) (+)

i i1

i2

i1

i2 i

ânodo cátodo

i = i1 + i2

A quantidade total de mols de elétrons que saem da bateria para

realizarem as eletrólises é igual à soma das quantidades de mols de elétrons que atravessam as duas cubas eletrolíticas em paralelo.

O tempo em que a corrente elétrica

é aplicada é o mesmo para as duas cubas eletrolíticas.

Porém como as correntes elétricas são diferentes nas duas cubas, então as cargas são diferentes. Logicamente que a carga total emitida pela bateria é igual à soma das cargas que atravessam as duas cubas eletrolíticas.

Cuba1

Cuba2

Q1

Q2

A corrente i aplicada por um tempo t produz uma carga Q ...

Q = Q1 + Q2


05 – (UNICAP – Quí. II/92) Calcular a massa de prata libertada pela passagem de uma corrente elétrica de 9,65A, durante 20 minutos, através de uma solução de nitrato de prata (Ag = 108 u). Arredonde o valor obtido para o número inteiro mais próximo.

06 – (Faculdades Integradas do Recife – FIR/2002) Um estudante eletrolisou solução aquosa de sulfato de magnésio durante um determinado tempo obtendo 3,5 litros de gás oxigênio (em CNTP) no ânodo. Sobre esta eletrólise, marque a alternativa CORRETA: (dados em g/mol: Mg = 24; H = 1; O = 16)

a) Durante o mesmo tempo foram obtidos 7,5 g de magnésio no cátodo; b) Foram obtidos também 40 g do radical SO4

–2 no ânodo; c) Durante o mesmo tempo foram obtidos 7,0 L de H2 no cátodo, em CNTP; d) A massa de oxigênio obtido corresponde a 10 g. e) Foi obtida uma massa de hidrogênio igual a 5 g.

07 – (FESP – UPE/86) Uma corrente de 4,825A, atravessa durante 200 segundos duas cubas eletrolíticas ligadas em série, contendo soluções de nitrato de prata e sulfato de cobre II, uma em cada cuba. Podemos afirmar que as massas de prata e cobre, libertadas nos eletrodos são respectivamente: (Dados: Ag = 108 u; Cu = 63,5 u)

a) 108g e 63,5g b) 1,08g e 6,35g c) 1,08g e 0,3175g d) 1,08g e 3,175g e) 108g e 0,3175g

08 – (FESP – UPE/2000) Fazendo-se passar uma corrente elétrica de 5 A, por 250,0 mL de uma solução de sulfato de níquel 2 mol/L, constatou-se que, decorrido um certo intervalo de tempo, a concentração da solução reduziu-se à metade. Admitindo-se que não haja variação de volume e tomando-se por base os dados: Ni = 59u, S = 32u, O = 16u, pode-se afirmar que o intervalo de tempo decorrido foi de:

a) 96500s; b) 9650s; c) 965s; d) 965s. e) 96,5s.

09 – (FESP – UPE/94) O tempo em segundos para que uma corrente de 20 amperes libertar 33,6 mL de gases nas CNTP de uma solução aquosa diluída de ácido sulfúrico é:

a) 1,68 seg b) 96,5 seg c) 16,8 seg d) 168,0 seg e) 9,65 seg 10 – (FESP – UPE/2001) O hidrogênio liberado na eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de sódio com eletrodos

inertes, utilizando-se uma corrente de 10A, ao reagir com o oxigênio originando água, produziu uma reação que liberou 17,25 kcal/mol.

O tempo em segundos de passagem da corrente pela solução de cloreto de sódio foi Calor de formação da água = - 69 kcal/mol; 1F = 96.500C

a) 48,2s. b) 4.825s. c) 482,5s. d) 48250s; e) 4825s.

11 – (FESP – UPE/96) Uma peça de ferro puro, de forma cúbica, cuja área de uma das faces é 9 cm2 constitui o cátodo de

uma célula eletrolítica, que contém uma solução aquosa de níquel. O tempo em minutos que uma corrente de 9,65 A levará para depositar sobre as faces do cubo, uma camada de níquel de espessura 0,01 cm será de:

(Densidade do Ni = 9,0 g/mL Massa molar do Ni = 59 g/mol)

a) 104 x 4,86 / 29,5 c) 103 x 48,6 / 29,5 x 6 e) 103 x 4,86 / 29,5 x 6 b) 4,86 / 29,5 x 6 d) 10

4 x 4,86 / 29,5 x 6

12 – (FESP – UPE/98) Dário Belo, um torcedor fanático e vibrador, no ano em que seu time foi campeão, ouviu seguidas vezes a narração do gol da vitória, narrado pelo saudoso e inigualável “Gandulão de Ouro”. Admita que o desgaste sofrido pela cápsula de zinco da pilha, apenas para Dário Belo ouvir as várias repetições da narração do gol, foi de 0,327g. Sabendo-se que a corrente elétrica fornecida pela pilha é constante e igual a 0,2 ampère, e que a narração do gol levou exatos 25s, qual o número de vezes que o fanático Dário ouviu a narração do gol ? (Dado: Zn = 65,4 u)

a) 100; b) 193; c) 1.000; d) 10.000; e) 300.


13 – (UFPE – 2a fase/91) Qual a produção diária, em toneladas de alumínio, de uma indústria que utiliza uma corrente

elétrica de 3,0 x 106A, para a redução eletrolítica deste metal em AC3 fundido ?

(Dados: 1F (Faraday) = 96500 C (Coulomb), A = 27 u) 14 – (FESP – UPE/88) O tempo necessário para dourar um objeto de superfície de 68,0 cm2, sabendo-se que o depósito

de ouro deve ter a espessura de 0,1 cm e que a corrente utilizada é de 19,3A, é: (Dados: Equivalente eletroquímico do ouro = 0,00068 g/C; densidade do ouro = 19,3 g/cm3; Au = 197 u)

a) 10 seg b) 100 seg c) 1000 seg d) 10000 seg e) 100000 seg 15 – (FESP – UPE/84) O tempo necessário, para uma corrente de 5 ampéres libertar 168 mL de gases nas CNTP, de uma

solução de H2SO4 diluído, é em segundos:

a) 200 b) 193 c) 175 d) 19,3 e) 1930 16 – (UPE – 2003) Uma corrente elétrica de 10 A atravessa 1,0 L de solução de Cd(NO3)2 0,60 mol/L durante 4.825s. Após

a passagem da corrente, durante o tempo especificado, a concentração da solução ficou reduzida a... (Admita que não há variação de volume durante a passagem de corrente elétrica) 1F = 96500C

a) 0,38 mol/L b) 0,50 mol/L c) 1,2 mols/L d) 0,45 mol/L e) 0,35 mol/L

17 – (UPE – Seriado 3º Ano – 2º dia/2010) Na eletrólise de uma solução aquosa, diluída de CuSO4, utilizando-se eletrodos inertes, uma corrente de 1,93A a atravessa durante 50s. Sobre a eletrólise, analise as afirmativas abaixo e conclua.

Dados: ma( Cu ) = 63,5u , ma( O ) = 16u

I II 0 0 A reação catódica consiste na redução do cátion Cu2+ para cobre metálico. 1 1 A reação anódica tem como um dos produtos o gás hidrogênio. 2 2 A massa de Cu metálico produzida na eletrólise é de 0,03175g 3 3 A reação anódica é caracterizada pela descarga da oxidrila, produzindo como um dos produtos o gás oxigênio. 4 4 A massa de gás oxigênio obtida no ânodo após o término da eletrólise é igual a 0,8g.

18 – (UFPE – 2ª fase/2011) Uma alternativa para armazenar a eletricidade proveniente de sistemas eólicos (energia do

vento), sistemas fotovoltaicos (energia solar) e outros sistemas alternativos, é na forma de hidrogênio, através da eletrólise da água, segundo a reação:

2 H2O(ℓ) 2 H2(g) + O2(g)

Dado que a constante de Faraday é de 96500 C/mol, analise as afirmações abaixo.

I II 0 0 Uma corrente de 0,5 Ampère durante 1 hora deverá produzir aproximadamente 4,8 mols de H2(g). 1 1 A produção de 2 mols de H2(g) requer 4 x 96500 Coulombs. 2 2 A produção de 1 mol de H2(g) requer o mesmo número de Coulombs que a produção de 1 mol de O2(g). 3 3 Uma corrente de 1 Ampère durante 10 horas deverá produzir aproximadamente 0,09 mol de O2(g) 4 4 Para cada mol de H2(g) produzido, são transferidos 4 mols de elétrons.

19 – (UPE – Química II/2011) Uma solução diluída de ácido sulfúrico foi eletrolisada com eletrodos inertes durante um

período de193s. O gás produzido no cátodo foi devidamente recolhido sobre a água à pressão total de 785 mmHg e à temperatura de 27oC. O volume obtido do gás foi de 246 mL. A corrente utilizada na eletrólise é igual a

(Dados: 1F = 96.500C , R = 0,082L.atm/mol.k, Pressão de vapor da água a 27oC é 25mmHg)

a) 16A b) 12A c) 10A d) 18A e) 25A


20 – (Enem – 2010) A eletrólise é muito empregada na indústria com o objetivo de reaproveitar parte dos metais sucateados. O cobre, por exemplo, é um dos metais com maior rendimento no processo de eletrólise, com recuperação de aproximadamente 99,9%. Por ser um metal de alto valor comercial e de múltiplas aplicações, sua recuperação trona-se viável economicamente.

Suponha que, em um processo de recuperação de cobre puro, tenha-se eletrolisado uma solução de sulfato de cobre II (CuSO4) durante 3 h, empregando-se uma corrente elétrica de intensidade igual a 10 A. A massa de cobre puro recuperada é de aproximadamente.

Dados: Constante de Faraday F = 96500 C/mol; massa molar em g/mol: Cu = 63,5.

a) 0,02 g. b) 0,04 g. c) 2,40 g. d) 35,5 g. e) 71,0 g.

21 – (UPE – Quí. II/2009) Numa cuba de galvanoplastia, cujo cátodo tem uma área de 100 cm2, contendo uma solução

aquosa de nitrato de prata, passa-se uma corrente elétrica de 1,93A durante 25 min. Admita que a massa de prata depositada no cátodo se deposite uniformemente, por toda a área do cátodo. Em relação a essa experiência de prateação, é CORRETO afirmar que

ma(Ag) = 108 u, dAg = 10,0 g/cm3

a) a massa de prata depositada no cátodo é igual a 3,50g. b) a espessura da camada de prata depositada no cátodo é de 3,24 x 10–3 cm. c) a carga que atravessou a cuba durante os 25 min é igual a 3.000C. d) a massa de prata depositada no cátodo é igual a 7,0g. e) a quantidade de prata presente na solução é insuficiente para cobrir toda a área do cátodo.

22 – (UPE – Quí. I/2009) A galvanoplastia é largamente usada pela indústria como processo de revestimento de superfície

metálica com outros metais, utilizando-se a eletrólise. O gráfico abaixo representa a variação da intensidade da corrente elétrica(i), que atravessa uma cuba eletrolítica, contendo uma solução aquosa de nitrato de prata, em função do tempo, em um processo de prateação.

m(Ag) = 108u

É CORRETO afirmar que a massa de prata liberada no cátodo é igual a

a) 10,80g b) 108,0g c) 5,40g d) 54,0g e) 0,54g

23 – (FESP – UPE/85) Admita duas células eletrolíticas ligadas em série. Uma delas contém 400 mL de uma solução 0,4M

de FeC3 e a outra contém solução de AuC3. Depois de 10 minutos de passagem de corrente elétrica, verifica-se que

a molaridade da solução de FeC3 se reduz a 0,06M. Mantendo-se constante a intensidade da corrente, depois de 15 minutos, a massa de ouro que será libertada na outra cuba será aproximadamente: (Dados: Fe = 56 u; Au = 197)

a) 40g b) 4g c) 400g d) 0,40g e) 0,072g

24 – (FESP – UPE/95) Considere a eletrólise de um composto ABX. A reação nos eletrodos são as seguintes:

Cátodo: A+X + x e– A0 Ânodo: B–1 B0 + 1e– A eletrólise de uma determinada massa de ABX produziu no cátodo 4,0 g de “A” e no ânodo 1/5 do mol do elemento

“B”. Sabendo-se que a massa molar de “A” é 60 g, conclui-se que o valor de “x” é:

a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5

t(s) 0

i(A)

6,00

3,65

100 s


25 – (UPE – Quí.II/2007) Dispomos de duas cubas eletrolíticas, A e B, contendo soluções aquosas diluídas de FeSO4 e Ni(NO3)2, respectivamente. As soluções foram eletrolisadas durante 160 min e 50s, utilizando-se eletrodos inertes. As cubas estão ligadas em paralelo.

Dados: ma(Ni) = 59u, Vm = 22,7L/mol nas CNTP

i i ddp

Sabe-se ainda que do ânodo da cuba “A” são desprendidos 22,7L de um gás nas CNTP e que a corrente i é igual a 50A. Dentre as afirmativas abaixo relacionadas às eletrólises dessas duas soluções, é correto afirmar que

a) No cátodo da cuba “B”, formam-se 29,5g de Ni. b) No ânodo da cuba “B”, há a deposição de 118g de Ni. c) No cátodo da cuba “A”, formam-se 11,35L de gás. d) Um dos produtos da eletrólise da solução contida na cuba “A” é o sulfato férrico. e) Não há formação de Ni(S) na eletrólise da solução da cuba “B”.

26 – (UFPE – 2a fase/98) Pela eletrólise do nitrato de prata (AgNO3) obtém-se 107,9g de prata metálica por hora,

utilizando uma corrente elétrica de 27A. Calcule a corrente, em ampéres, para se obter 26,98g /hora de alumínio

metálico a partir de uma solução de cloreto de alumínio (AC3).

(Dados: Ag = 107,9 u; A = 26,98 u) 27 – (UFPE – 1a fase/2008) A eletrólise da água do mar é um importante processo industrial para a produção de

derivados do cloro. De um modo geral, podemos representar as reações envolvidas no processo por:

Reação da eletrólise em água:

2 H2O + 2 Cℓ– H2 + 2 OH – + Cℓ2 Reações químicas possíveis em água:

(I) Cℓ2 + 2 OH– CℓO– + Cℓ– + H2O

(II) 3 CℓO– CℓO3– + 2 Cℓ–

Com base nestas equações, é correto afirmar que:

a) para cada mol de cloro (Cℓ2) produzido, é necessário 1 mol de elétrons na eletrólise. b) a produção do íon hipoclorito (CℓO–) é favorecida pela diminuição do pH. c) a reação de formação do íon clorato (CℓO3

–) não é uma reação de oxido-redução. d) o número de oxidação do cloro no íon hipoclorito é +1. e) a equação (I) não está corretamente balanceada.

28 – (FESP – UPE/2005) Uma chapa metálica quadrada de lado 2,0cm é convenientemente niquelada em uma cuba

eletrolítica, contendo uma solução de sulfato de níquel, utilizando-se uma corrente de 10A durante 2.895s. Admita que as duas faces da chapa sejam niqueladas e que a densidade do níquel seja 8,85 g/cm

3.

A espessura da chapa metálica é, aproximadamente, igual a... (Dado: Ni = 59 u)

a) 1,0cm. b) 12,5cm. c) 0,0125cm. d) 0,10cm g e) 0,125cm.

B

A


29 – (UFPE – 2a fase/97) No processo Hall para a obtenção de alumínio a partir de seu óxido purificado (esquematizado

abaixo), bastões de grafite são ligados ao terminal positivo de uma fonte de corrente enquanto que o recipiente é

ligado ao terminal negativo. A eletrólise é feita numa mistura de criolita (Na3AF6) e A2O3. Com base nesse esquema podemos dizer que:

I II 0 0 O alumínio possui densidade menor que a mistura líquida de criolita e A2O3. 1 1 O alumínio é oxidado durante esse processo pois o produto final é alumínio metálico. 2 2 A grafite funciona como ânodo e ali deve ocorrer a reação de oxidação. 3 3 A criolita é um composto covalente e por isso, quando fundida, é um bom condutor de eletricidade. 4 4 2700 Kg de alumínio podem ser obtidos a partir de 7500 Kg de seu óxido.

30 – (UPE – Quí.I/2004) Em relação à eletroquímica, analise as afirmativas abaixo.

I) Um procedimento muito eficiente, usado pelas donas de casa para reduzir despesas no orçamento familiar, é colocar pilhas secas ácidas na geladeira, pois esse procedimento garante uma recarga eficiente e duradoura da pilha por vários meses.

II) A denominação “Pilhas Secas” serve para caracterizar pilhas comerciais que são fabricadas com materiais sólidos, isentos de água e, de preferência, pulverizados para aumentar a superfície de contato e, conseqüentemente, a velocidade das reações de oxi-redução.

III) Todas as pilhas podem ser recarregadas, desde que tenhamos carregadores apropriados, indicados pelo fabricante, e que o tempo de recarga não seja ultrapassado para não danificá-las.

IV) Na eletrólise do cloreto de sódio, em solução aquosa com eletrodos inertes, o cloro gasoso é produzido no pólo positivo.

Assinale a alternativa que contempla as afirmativas corretas.

a) I, II e IV, apenas. b) II e IV, apenas. c) III e IV, apenas. d) IV, apenas. e) II, apenas. 31 – (UNICAP – Quí. II/96) Quantos mols de oxigênio gasoso serão necessários para consumir totalmente o gás produzido

no cátodo nas CNTP, a partir da eletrólise aquosa do cloreto de sódio, utilizando-se uma corrente elétrica de 193A, durante 16 minutos e 40 segundos ?

32 – (UNICAP – Quí. II/93) Quantas horas são necessárias para se produzir 186,3 g de sódio, por eletrólise do NaC (fundido), numa cuba por onde passam 96,50A ? Considere que a eficiência catódica para a produção de sódio é 75%. (Dado: Na = 23 u)

33 – (UNICAP – Quí. II/94) 100 mL de uma solução de NaC 0,03 M é eletrolisada, durante 1 min e 40 segundos, por uma corrente de 0,965 A. Qual o pH da solução após a eletrólise ?

Obs.: Considere que não houve variação de volume líquido. (Dados: Na = 23 u; C = 35,5)

A2O3 dissolvido em criolita fundida

Alumínio fundido

Ânodos de grafite

Ferro revestido com carbono

+

–


07 – 2a Lei de Faraday

A mesma quantidade de eletricidade irá eletrolisar massas (m) de substâncias diferentes, que serão proporcionais a seus equivalentes-grama (E). m = K . E onde: E =

Equação Geral da Eletrólise:

No Resposta No Resposta No Resposta No Resposta

01 A 10 B 19 C 28 E

02 D 11 E 20 D 29 FFVFF

03 B 12 B 21 B 30 D

04 59 13 24 22 E 31 0,5 mol de O2.

Não há como marcar

05 13 14 D 23 A 32 03

06 C 15 D 24 C 33 13

07 C 16 E 25 A

08 B 17 VFVVF 26 81

09 E 18 FVFVF 27 B

Comunique-se com seu professor: [email protected]

Gabarito de Eletroquímica – Eletrólise (33 quesitos)

M x

Massa molar

Carga total do cátion m = E . i . t

96500

Resoluções de Testes Comentários Adicionais

Documents

007 Eletroquímica Eletrólise - 2011