ELETROQUÍMICA
01) Calcule a diferença de potencial de uma pilha de magnésio/ferro e indique a reação que ocorre, sendo dados os potenciais de redução.
Mg2+ + 2e- => Mg Eo = - 2,37
Fe2+ + 2e- => Fe Eo = - 0,44V
Resolução I: as semi reações dadas são de redução. A diferença de potencial pode ser calculada matematicamente da seguinte forma:
- 2,37V .............. - 0,44V ................. 0
Resolução II: usando a fórmula ou fazendo o maior menos o menor potencial.
ddp = E(redução maior) - E(redução menor)
ddp = -0,44 - (- 2,37) = +1,93V
Como é uma pilha o processo é espontâneo e a diferença de potencial é positiva, sendo que o ferro se reduzirá por ter maior potencial de redução e o magnésio sofrerá oxidação, pois tem menor potencial de redução.
Fe2+ + Mg => Mg2+ + Fe
02) São dados os potenciais de redução a 25oC para soluções de concentração 1mol/litro.
Ag+/Ag ............ Eo = +0,80V
Ni+2/Ni ............ Eo = -0,25V
Montando-se uma pilha contendo uma barra de prata em solução de nitrato de prata e uma barra de níquel, a 25oC e concentração 1 mol/L, a força eletromotriz da mesma será:
Resumo teórico e resolução do exercício
Resolução I: a força eletromotriz pode ser calculada matematicamente da seguinte forma:
Resolução II: usando a fórmula
ddp = E(redução maior) - E(redução menor)
ddp = +0,80 - (- 0,25) = +1,05V
03) Verifique a possibilidade de reduzir o cátion zinco a zinco metálico usando como redutor a prata metálica.
Resumo teórico
Potencial de redução ou de oxidação
Os valores de potencial indicam a capacidade da substância se oxidar ou se reduzir.
Quanto maior o potencial de oxidação maior a capacidade da substância se oxidar.
Quanto maior o potencial de redução maior a capacidade da substância se reduzir.
Deseja-se portanto saber a espontaneidade do processo:
2Ago + Zn2+ => 2Ag+ + Zno
Este processo pode ser desdobrado em suas duas semireações correspondentes.
Zn2+ + 2e- => Zno Eo= - 0,76 V
2Ag+ + 2e- => 2Ago Eo= + 0,80 V
Não é possível, pois a prata possui maior potencial de redução, logo terá preferência para a redução e não oxidação, que é o que está mostrado na equação da reação.
04) Uma pilha de lanterna funciona durante 48 min e 15 seg, fornecendo corrente elétrica constante de 0,02 ampéres. Qual é o desgaste sofrido pela sua cápsula de zinco?
Resumo teórico
O zinco metálico ao se oxidar forma cátions solúveis na solução aquosa e por este motivo o ânodo de zinco sólido se desgasta.
Logo faremos a reação de oxidação do zinco: 1 Zn – 2elétrons è 1 Zn+2
1 Al(s) - 3 elétrons => Al+3
Mols => 1 mol ...... 3 mols ............. 1 mol
Massa => 27g ........ desprezível ..... 27g
Carga => x ........... 3 . 1Faraday ...... x
Cálculo do tempo de uso da pilha, em segundos.
48 minutos e 15 segundos = (48 x 60) + 15 segundos = 2895 segundos
Vamos calcular a carga que passou pela pilha durante o tempo de uso, assim poderemos saber qual foi a massa oxidada de zinco.
q = 0,02 . 2895 = 57,9 Coulombs
carga ................ massa
x= 0,1962 gramas
05) A carga total existente em um mol de Ca++ é igual a:
Resumo teórico e resolução do exercício
Seja por exemplo a reação ocorrida no desgaste do ânodo de cálcio, as relações estequiométricas seriam:
1Ca(s) - 2 elétrons => 1Ca+2 (aq)
Leitura do cátion cálcio: 1 mol de cálcio metálico se oxida quando perde
2 mols de elétrons formando 1 mol de cátions cálcio.
A carga de um elétrons é 1,6 . 10-19Coulombs.
2 mols de elétrons é igual a 2 . 6,02 . 1023 elétrons.
Cálculo da carga de 2 mols de elétrons.
1elétron ............................ 1,6 . 10-19Coulombs
2 . 6,02 . 1023elétrons ............. x Coulombs
x = 193.000Coulombs
06) Um rádio de pilha foi utilizado para escutar a transmissão completa de uma partida de futebol (105 minutos). No ânodo de uma pilha comum, o zinco se oxida segundo a equação:
Zn(s) => Zn++(aq) + 2 elétrons
Sabendo-se que o rádio trabalhou com uma corrente elétrica constante de 0,1Ampéres, a massa de zinco consumida no ânodo da pilha, expressa em gramas, foi:
Resumo teórico
Leitura da reação de oxidação: 1 mol(65g) de zinco metálico se oxida quando perde 2mols de elétrons formando um mol(65) de cátions zinco.
A carga de um elétron é 1,6 x10-19Coulombs.
2 mols de elétrons é igual a 2 x6,02. 1023 elétrons.
Cálculo da carga de 2 mols de elétrons.
Resolução do exercício
1elétron ............................... 1,6 . 10-19Coulombs
2 . 6,02 . 1023elétrons ............. x Coulombs
1elétron ............................... 1,6 . 10-19Coulombs
2 . 6,02 . 1023elétrons ............. x Coulombs
x = 193.000Coulombs
Leitura de massa e carga: 65gramas de zinco é desgastada quando passar uma carga de 193.000Coulombs.
Precisamos da carga que esta passando pela pilha do rádio considerando o tempo de 105minutos e 0,1ampéres.
Fisicamente falando a carga pode sar calculada fazendo o produto da intensidade de corrente, em ampéres, pelo tempo, em segundos, que passa pela pilha.
Carga = 0,1 . (105 . 60) = 630 Coulombs
Leitura de massa e carga: 65gramas de zinco é desgastada quando passar uma carga de 193.000Coulombs.
Precisamos da carga que esta passando pela pilha do rádio considerando o tempo de 105minutos e 0,1ampéres.
Fisicamente falando a carga pode sar calculada fazendo o produto da intensidade de corrente, em ampéres, pelo tempo, em segundos, que passa pela pilha.
Carga = 0,1 . (105 . 60) = 630 Coulombs
65g ................ 193.000C
xg .................. 630C
x = 0,21 gramas
x = 0,21 gramas
07) Uma corrente elétrica de 0,2A é aplicada durante 2horas em uma solução aquosa de sulfato de cobre II. Determine a massa de cobre depositada no cátodo.
Resumo teórico
O estudo quantitativo em eletroquímica tem por objetivo determinar as massas das substâncias decompostas pela produção de corrente elétrica por um certo tempo. O princípio para estes cálculos é a semi reação química correspondente ao processo ocorrido no eletrodo negativo, o ânodo. Seja por exemplo a reação ocorrida no desgaste de um ânodo de zinco, as relações estequiométricas seriam:
Representação da reação catódica
1 Cu(s) - 2 elétrons => 1 Cu2+
Moles => 1 mol ....... 2 mols .......... 1 mol
Massa => 65g ........ desprezível ..... 65g
Carga => x ......... 2 x 96500C ....... x
Carga => x ......... 2 x1 faraday ...... x
Leitura molar: 1 mol de cátions cobre II se reduz, ao receber 2mols de elétrons, a 1 mol de átomos de cobre metálico.
Resolução do exercício
Cálculo da carga elétrica
Cálculo da carga elétrica
q = i . t
i = 0,2 A
t = 2h = 7200s
q = 0,2 . 7200
q = 1440C
Cálculo da massa de cobre depositada
Cu2+(aq) + 2 mols de elétrons => Cu(s)
2 . 96.500 C .......................... 63,5 g (1 mol Cu)
1440 C ................................. X g
x = 0,476 gramas de cobre
08) Calcule o volume de gás oxigênio obtido nas CNTP, quando uma corrente de 0,5A passa em uma solução aquosa de nitrato de sódio durante 35 minutos.
Resumo teórico
Como o ânion nitrato não sofre eletrólise em solução aquosa, é o OH- que sofre oxidação segundo a equação:
2OH-(aq) - 2e- => H2O(l) + ½O2(g)
Leitura molar da equação: 2 mols de íons hidróxido se oxidam ao ceder 2 mols de elétrons, formando 2 mols de água e meio mol de gás oxigênio que será liberado.
Resolução do exercício
Cálculo da carga elétrica (q)
q = i . t
i = 0,5 A
t = 35min = 35 . 60 = 2100 s
q = 0,5A . 2100s
q = 1050 C
Cálculo da quantidade em mols de elétrons
1 mol elétrons ¾ 96.500 C
n mols de elétrons ¾ 1.050 C
n = 0,01mol de elétrons
Cálculo do volume de oxigênio liberado
2OH- - 2e- => H2O + ½ O2
2 mols de elétrons .............. 11,2 litros
0,01 mol elétrons ................. V (litros)
V = 0,056 litros ou 56 mL
09) Passando-se 2,4 . 1020 elétrons através da célula eletrolítica contendo sal de cobre II, a massa de metal libertada será, aproximadamente, igual a:
Resumo teórico
A reação é: 1Cu2+(aq) + 2 elétrons => 1Cu(s)
Leitura da reação: 63,5gramas de cátions cobre se reduzem durante a eletrólise quando passarem 2mols de elétrons ou 2 . 6,02 . 1023 elétrons.
Resolução do exercício
Montando a proporção entre massa de cobre e número de elétrons, teremos:
63,5g .............. 2 . 6,02 . 1023 elétrons
x g ................. 2,4 . 1020 elétrons
x = 0,0127gramas = 12,7miligramas
10) Determine o valor da corrente que deve ser utilizada para que se produza em 1 hora um depósito de 1,04 gramas de cromo metálico a partir de sulfato de cromo II.
Resumo teórico
No sulfato de cromo II o cátion cromo tem carga igual a +2.
No sulfato de cromo II o cátion cromo tem carga igual a +2.
A reação é: 1Cr2+(aq) + 2 elétrons => 1Cr(s)
Leitura da reação: 52 gramas (massa tirada da tabela periódica) de cátions cromo se reduzem durante a eletrólise quando passarem 2 mols de elétrons ou 2 . 96.500 Coulombs.
Se calcularmos a carga necessária para a eletrodeposição de 1,04 gramas de cromo metálico poderemos achar a corrente elétrica que se utilizou pela fórmula: Q = i . t
Onde: Q = carga em Coulombs; t = tempo em segundos; i = intensidade de corrente em Amperes.
Resolução do exercício
52 gramas ................... 2 . 96.500Coulombs
1,04 gramas ................ x Coulombs
x = 3711,5 Coulombs
Aplicando a fórmula: Q = i . t , teremos, lembrando que
1 hora = 60 . 60 segundos = 3.600 segundos
3711,5 Coulombs = i . 3600 segundos
i = 1,03 Amperes
52 gramas ................... 2 . 96.500Coulombs
1,04 gramas ................ x Coulombs
x = 3711,5 Coulombs
Aplicando a fórmula: Q = i . t , teremos, lembrando que
1 hora = 60 . 60 segundos = 3.600 segundos
3711,5 Coulombs = i . 3600 segundos
i = 1,03 Amperes
11) 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 uma recuperação de aproximadamente 99,9%. Por ser um metal de alto valor de alto valor comercial e de múltiplas aplicações, sua recuperação torna-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 = 96500 C / mol de elétrons; Cu = 63,5 g/mol.
Resumo teórico
A reação é: 1Cu2+(aq) + 2 elétrons => 1Cu(s)Leitura da reação: 63,5 gramas (massa tirada da tabela periódica) de cátions cobre se reduzem durante a eletrólise quando passarem 2 mols de elétrons ou 2 . 96.500 Coulombs.
Se calcularmos a carga que foi utilizada para eletrodeposição do cobre metálico poderemos achar a massa, em gramas, correspondente
Pela fórmula física Q = i . t poderemos calcular a carga que foi utilizada.
Onde: Q = carga em Coulombs; t = tempo em segundos; i = intensidade de corrente em Amperes.
Resolução do exercício
Q = 10 A . 3 . 60 . 60 segundos
Q = 108.000 Coulombs
Pela leitura da reação teremos:
63,5 gramas ................. 2 . 96.500Coulombs
x gramas ................... 108.000Coulombs
x = 35,5 gramas
Q = 10 A . 3 . 60 . 60 segundos
Q = 108.000 Coulombs
Pela leitura da reação teremos:
63,5 gramas ................. 2 . 96.500Coulombs
x gramas ................... 108.000Coulombs
x = 35,5 gramas
12) A prateação pelo processo galvânico é de grande utilidade, tendo em vista que com um gasto relativamente pequeno consegue-se dar uma perfeita aparência de prata aos objetos tratados. A massa de prata, em gramas, depositada durante a prateação de uma pulseira de bijuteria, na qual foi envolvida uma carga equivalente a 4.825 Coulombs, corresponde aproximadamente a:
Leitura da reação: 108 gramas (massa tirada da tabela periódica) de cátions prata se reduzem durante a eletrólise quando passar 1 mols de elétrons ou 1 . 96.500 Coulombs.
Sabendo a carga que foi utilizada para eletrodeposição do cobre metálico poderemos achar a massa, em gramas, correspondente.
Pela leitura da reação teremos:
108 gramas ................. 1 . 96.500Coulombs
x gramas ...................... 4.825 Coulombs
x = 5,4 gramas
Dados: Constante de Faraday = 96500 C / mol de elétrons; Ag = 108 g/mol.
Resumo teórico e resolução do exercício
A reação é: 1Ag1+(aq) + 1 elétrons => 1Ag(s)Leitura da reação: 108 gramas (massa tirada da tabela periódica) de cátions prata se reduzem durante a eletrólise quando passar 1 mols de elétrons ou 1 . 96.500 Coulombs.
Sabendo a carga que foi utilizada para eletrodeposição do cobre metálico poderemos achar a massa, em gramas, correspondente.
Pela leitura da reação teremos:
108 gramas ................. 1 . 96.500Coulombs
x gramas ...................... 4.825 Coulombs
x = 5,4 gramas
13) Pretende-se obter cloro (Cl2) pela eletrólise da salmoura:
NaCl(aq) → ½ Cl2(g) + NaOH(aq) + ½ H2 (g)
Admitindo rendimento total, de acordo com a equação acima, quantos faradays são necessários para obter 100 g de solução aquosa de NaOH com 80%, em massa, desta substância ?
Dados: 1 F = 1 faraday = carga de 1 mol de elétrons = 96.500 Coulombs
Resumo teórico e resolução do exercício
Lembrando que o NaCl é um composto iônico, ou seja formado pelos íons Na1+ e Cl1- e que a água na eletrólise também pode se ionizar formando os íons H1+ e OH1-
Leitura 2 da reação: na passagem de uma carga correspondente a 1 mol de elétrons ou 1 Faraday ocorre a formação de 40 gramas de NaOH.
Leitura percentual: 100 gramas de solução aquosa de NaOH a 80%, em massa, de NaOH significa que a solução tem 80 gramas de NaOH em 100 gramas de solução.
40g NaOH ...................... 1 Faraday
80g gramas ................... x Faraday's
x = 2 Faraday's
A reação é: Na1+(aq) + Cl1-(aq) + H1+(aq) + OH1-(aq) => ½Cl2(g) + NaOH(aq) + ½H2(g)
Na transformação de 2 H1+ em 1 H2 ocorre o envolvimento de 2 mol de elétrons
2 H1+ + 2 mols de elétrons => 1H2 ou
1 H1+ + 1 mol de elétrons => ½H2
Leitura 1 da reação: um mol de cátions hidrogênio se reduzem ao receber 1 mol de elétrons formando meio mol de moléculas de gás hidrogênio.Na transformação de 2 H1+ em 1 H2 ocorre o envolvimento de 2 mol de elétrons
2 H1+ + 2 mols de elétrons => 1H2 ou
1 H1+ + 1 mol de elétrons => ½H2
Leitura 2 da reação: na passagem de uma carga correspondente a 1 mol de elétrons ou 1 Faraday ocorre a formação de 40 gramas de NaOH.
Leitura percentual: 100 gramas de solução aquosa de NaOH a 80%, em massa, de NaOH significa que a solução tem 80 gramas de NaOH em 100 gramas de solução.
40g NaOH ...................... 1 Faraday
80g gramas ................... x Faraday's
x = 2 Faraday's
14) A massa de sódio depositada, quando uma corrente de 15A atravessa uma certa quantidade de NaCl fundido durante 20 minutos, é:
Dados carga de 1 mol de elétrons = 96500Coulombs
Resumo teórico
Fusão do cloreto de sódio: NaCl(s) + energia => Na1+(l) + Cl1-(l)
Fusão do cloreto de sódio: NaCl(s) + energia => Na1+(l) + Cl1-(l)
A reação é: 1Na1+(l) + 1 elétrons => 1Na(s)
Leitura da reação: 23 gramas (massa tirada da tabela periódica) de cátions sódio se reduzem durante a eletrólise quando passar 1 mols de elétrons ou 1 . 96.500 Coulombs.
Sabendo a carga que foi utilizada para eletrodeposição do sódio metálico poderemos achar a massa, em gramas, correspondente.
Leitura da reação: 23 gramas (massa tirada da tabela periódica) de cátions sódio se reduzem durante a eletrólise quando passar 1 mols de elétrons ou 1 . 96.500 Coulombs.
Sabendo a carga que foi utilizada para eletrodeposição do sódio metálico poderemos achar a massa, em gramas, correspondente.
Resolução do exercício
Cálculo da carga pela fórmula: Q = i . t
i: intensidade de corrente em Amperes
t: tempo em segundos
Q = 15 . 20 . 60
Q = 18.000 Coulombs
Pela leitura da reação teremos:
23 gramas ................. 1 . 96.500Coulombs
x gramas .................... 18.000 Coulombs
x = 4,29 gramas
Cálculo da carga pela fórmula: Q = i . t
i: intensidade de corrente em Amperes
t: tempo em segundos
Q = 15 . 20 . 60
Q = 18.000 Coulombs
Pela leitura da reação teremos:
23 gramas ................. 1 . 96.500Coulombs
x gramas .................... 18.000 Coulombs
x = 4,29 gramas
15) Uma solução de cobre II é eletrolisada à corrente constante.
A eletrodeposição de 0,317g de cobre no cátodo envolve a circulação de quantos elétrons?
Resumo teórico e resolução do exercício
Eletrodeposição significa a deposição de cobre metálico em uma superfície quando um Cátion cobre II se Reduz no Cátodo em um processo de eletrólise, segundo a reação.
1Cu2+(aq) + 2 elétrons => 1 Cu(s)
Leitura da reação: um mol de Cátions cobre II de massa igual a 63,5gramas necessita de uma carga correspondente a 2mols (2 . 6,02 . 1023) de elétrons para se Reduzir a cobre metálico e depositar no Cátodo no processo de eletrólise.
Montando a proporção direta teremos:
63,5g .......................... 6,02 . 1023elétrons
63,5g .......................... 6,02 . 1023elétrons
0,317g ........................ x elétrons
x = 3,01 . 1021 elétrons
x = 3,01 . 1021 elétrons
16) Calcule o tempo necessário (em horas) para depositar 112g de ferro a partir da eletrólise de uma solução aquosa de um sal de ferro III com uma corrente de 20A.
Resumo teórico e resolução do exercício
Leitura molar da reação: 1Fe3+(aq) + 3 elétrons => 1 Fe(s)
1 mol de Cátions ferro(56 gramas) se reduzem ao Receber três mols de elétrons
(3 . 96500 Coulombs) depositando 1 mol de ferro metálico (56 gramas) no Cátodo do processo de eletrólise.
(3 . 96500 Coulombs) depositando 1 mol de ferro metálico (56 gramas) no Cátodo do processo de eletrólise.
Cálculo da carga que passou no processo.
56gramas ................. 289.500 Coulombs
112gramas ............... x Coulombs
x = 579.000 Coulombs
Cálculo do tempo que precisou para circular esta carga.
Q = i . t
579.000 C = 20 A . t(s)
t = 28.950 segundos, agora para horas teremos que dividir este valor por 60 duas vezes.
t = 8,0 horas
17) A quantidade de eletricidade, expressa em Faradays, necessária para eletrodepositar 28 gramas de Ferro metálico é igual a:
Resumo teórico e resolução do exercício
Leitura molar da reação: 1Fe2+(aq) + 2 elétrons => 1 Fe(s)
1 mol de Cátions ferro (56 gramas) se reduzem ao Receber dois mols de elétrons
(2 x 96500 Coulombs ou 2 Faradays) depositando 1 mol de ferro metálico (56 gramas) no Cátodo do processo de eletrólise.
Cálculo da carga que passou no processo.
56gramas ................. 2 Faradays
28gramas ................. x Faradays
x = 1 Faraday
18) Sabendo que um faraday é igual a 96.500 Coulombs, o tempo, em segundos, necessário para eletrodepositar 6,4 gramas de cobre metálico utilizando uma corrente de 2 ampéres é de:
Resumo teórico e resolução do exercício
Leitura molar da reação: 1 Cu2+(aq) + 2 elétrons => 1 Fe(s)
1 mol de Cátions cobre (64 gramas) se reduzem ao Receber dois mols de elétrons (2 . 96500 Coulombs) depositando 1 mol de cobre metálico (64 gramas) no Cátodo do processo de eletrólise.
Cálculo da carga que passou no processo.
64 gramas ................. 193.000 Coulombs
6,4 gramas ................ x Coulombs
x = 19.300 Coulombs
Cálculo do tempo que precisou para circular esta carga.
Q = i . t
19.300 C = 2 A . t(s)
t = 9.650 segundos
Resumo teórico e resolução do exercício
Cálculo da massa de prata metálica depositada com a passagem dessa carga pelo processo.
Leitura molar da reação: 1 mol de cátions cromo se reduzem ao receber 3 mols de elétrons se transformando em um mol de cromo metálico.
Massa => 56g ............. desprezível .............. 56g
24) uma corrente de 5 Ampéres passa durante 1 hora em três cubas eletrolíticas colocadas em série, contendo respectivamente: sulfato de níquel (II), de cobre (II) e de cromo(III). Qual será a massa de cada metal depositada?
Leitura molar da reação: 1 Ag+(aq) + 1 mol de elétrons => 1 Ag(s)
Um mol de Cátions prata (108gramas) se Reduze ao receber um mol de elétrons
(1 . 96.500 Coulombs) depositando um mol de prata metálica (108gramas) no Cátodo da eletrólise.
Cálculo da carga que passou no processo.
Q = i . t
Um mol de Cátions prata (108gramas) se Reduze ao receber um mol de elétrons
(1 . 96.500 Coulombs) depositando um mol de prata metálica (108gramas) no Cátodo da eletrólise.
Cálculo da carga que passou no processo.
Q = i . t
Q = 5A . 45 . 60s
Q = 13.500 Coulombs
Cálculo da massa de prata metálica depositada com a passagem dessa carga pelo processo.
108gramas ................. 95.500C
x gramas .................... 13.500 C
x = 15,10 gramas
20) Quantos mols de elétrons devem passar por um circuito elétrico, a fim de que o cátodo, constituído por uma peça metálica mergulhada em solução de cloreto de cromo III, receberá uma cobertura de 5,2 gramas de cromo metálico?
Resumo teórico e resolução do exercício
1Cr3+(aq) + 3 mols de elétrons => 1 Cr(s)
1Cr3+(aq) + 3 mols de elétrons => 1 Cr(s)
Leitura molar da reação: 1 mol de cátions cromo se reduzem ao receber 3 mols de elétrons se transformando em um mol de cromo metálico.
A proporção é entre massa de cromo e mols de elétrons.
52gramas .............. 3mols de elétrons
5,2gramas ............. x mols de elétrons
5,2gramas ............. x mols de elétrons
x = 0,3 mols de elétrons
21) Uma corrente elétrica de intensidade igual a 10 Ampéres atravessa durante 5 minutos uma cuba eletrolítica contendo sulfato de níquel (NiSO4). Qual a massa de níquel depositada no cátodo?
Resumo teórico e resolução do exercício
1Ni2+(aq) + 2 mols de elétrons => 1 Ni(s)
1Ni2+(aq) + 2 mols de elétrons => 1 Ni(s)
Massa => 59g ............. desprezível ................ 59g
Carga => zero ............ 2 . 96.500C ................ zero
Cálculo da carga que passa
Q = i.t
Q = 10 . 5 . 60 = 3000 Coulombs
Cálculo da massa
59gramas ............... 193.000 Coulombs
x gramas ................. 3.000 Coulombs
x = 0,917gramas
Carga => zero ............ 2 . 96.500C ................ zero
Cálculo da carga que passa
Q = i.t
Q = 10 . 5 . 60 = 3000 Coulombs
Cálculo da massa
59gramas ............... 193.000 Coulombs
x gramas ................. 3.000 Coulombs
x = 0,917gramas
22) A obtenção de metais puros por eletrodeposição é uma das aplicações práticas da eletroquímica. A eletrodeposição pode ser entendida como uma reação entre elétrons e íons. Sabendo-se que um mol de elétrons tem a carga de 96.500C (constante de Faraday), a massa de alumínio que será depositada a partir de uma solução de Al2(SO4)3, por uma corrente de 1,0A fluindo durante 3 horas é de aproximadamente
a) 1,0g b) 2,0 g c) 3,0g d) 9,0g e) 27,0g
Resumo teórico e resolução do exercício
1Al3+(aq) + 3 mols de elétrons => 1Al(s)
1 mol de cátions alumínio de massa igual a 27 gramas ao receber 3 mols de elétrons ou 3 x 6,02x1023 elétrons, se reduzem ao passar uma carga em Coulombs igual a 3 x 96.500C ou de 3 Faradays depositando 1 mol átomos de alumínio metálico sólido.
Dados: 96.500Coulombs/mol de elétrons ou 1 Faraday / mol de elétrons.
Pergunta do teste: massa de alumínio que será depositada?
Pela equação acima teremos que para depositar 27gramas de Alumínio será necessária uma carga, em Coulombs, de 3 x 96.500 Coulombs
Dados numéricos fornecidos pelo teste: corrente de 1 Ampére e tempo de 3 horas.
Com estes dados poderemos calcular a carga em Coulombs que foi usada e relacionar com a massa de Alumínio.
Carga, em Coulombs (Q) = Intensidade de corrente (A) x tempo (em segundos)
Tempo , em segundos = 3 x 60 x 60 = 10.800 segundos
Q = 1A x 10.800 s = 10.800 Coulombs
Relacionando os dados teóricos com o teste teremos.
Massa de Al+3 ............. carga utilizada
27 gramas ................... 3 x 96.500C
X gramas ..................... 10.800 C
X = 1 grama
Resposta: letra A
23) Qual é a massa de ferro metálico depositada no cátodo de uma célula eletrolítica contendo solução aquosa de cloreto de ferro III, quando através dela passa a carga de 0,1 faraday
Resumo teórico e resolução do exercício
1Fe3+(aq) + 3 mols de elétrons => 1 Fe(s)
Carga => zero ............ 3 x 96.500C ................ zero
Carga => zero ............ 3 x Faradays .............. zero
Lembrando que 1 Faraday = 96.500 Coulombs
Cálculo da massa
56gramas ............... 3 Faradays
x gramas ................ 0,1 Faraday
Carga => zero ............ 3 x Faradays .............. zero
Cálculo da massa
56gramas ............... 3 Faradays
x gramas ................ 0,1 Faraday
x = 1,86 gramas
Resumo teórico e resolução do exercício
52gramas ............... 289.500 Coulombs
Reação para o cátion níquel: 1Ni2+(aq) + 2 mols de elétrons => 1 Ni(s)
Massa => 59g ............ desprezível ................ 59g
Carga => zero ............. 2 x 96500C .............. zero
Cálculo da carga que passa pelas três cubas eletrolíticas.
Q = i.t
Q = 5 . 60 . 60 = 18.000 Coulombs
Cálculo da massa.
59gramas ............... 193.000 Coulombs
x gramas ..................18.000 Coulombs
x = 5,5gramas
Reação para o cátion cobre: 1Cu2+(aq) + 2 mols de elétrons => 1 Cu(s)
Massa => 63,5g ........ desprezível ..... 63,5g
Carga => zero ......... 2 . 96500C ....... zero
Como as cubas estão em série a carga que passa é a mesma.
63,5gramas ............... 193.000 Coulombs
x gramas .....................18.000 Coulombs
x = 5,9gramas
Reação para o cátion cromo: Cr3+(aq) + 3 mols de elétrons => 1 Cr(s)
Massa => 52g ........ desprezível ..... 52g
Carga => zero ......... 3 . 96500C ....... zero
Como as cubas estão em série a carga que passa é a mesma.
52gramas ............... 289.500 Coulombs
x gramas ............... 18.000 Coulombs
x = 3,2gramas
25) Qual é a carga, em Coulombs, necessária para pratear uma medalha de 25cm2 de superfície, sabendo-se que o depósito de prata deve ter a espessura de 0,02mm. Dado: massa específica da prata: 10,5g/cm3
Resumo teórico e resolução do exercício
Cálculo do volume da medalha e a massa de prata a ser utilizada.
Volume = área . altura ou espessura
Volume = 25 . 0,002 = 0,05 centímetros cúbicos
Leitura da densidade: 10,5g/cm3, significa que um centímetro cúbico tem massa igual a 10,5gramas, logo 0,05centímetros cúbicos terá:
1cm3 ................ 10,5gramas
0,05cm3 ............. x gramas
x = 0,525 gramas
Cálculo da carga usando dados da reação abaixo.
1Ag+(aq) + 1 mol de elétrons => 1 Ag(s)
Massa => 108g ............ desprezível ......... 108g
Carga => x .................. 1 . 96500C ............. x
108gramas .................. 96.500Coulombs
0,525 gramas .............. x Coulombs
x = 469 Coulombs
26) Numa cuba de galvanoplastia o cátodo tem uma superfície de 100cm2. Calcular a espessura(h) da camada de prata que nele se deposita pela passagem de uma corrente elétrica de 1 ampére de intensidade durante 1 hora.
Dado: massa específica da prata = 10,5g .cm-3
Resumo teórico e resolução do exercício
Cálculo da massa usando dados da reação abaixo.
1Ag+(aq) + 1 mol de elétrons => 1 Ag(s)
Massa => 108g ............ desprezível ......... 108g
Carga => x .................. 1 . 96500C ............. x
Leitura da reação: são necessários 96.500 Coulombs para depositar 108 gramas de prata.
Precisamos calcular qual foi a carga que passou no processo de deposição.
Q = i . t
i: intensidade de corrente em Ampéres
t: tempo, em segundos, que ocorre o processo.
Q = 1A . 60 . 60 segundos
Q = 3600 Coulombs
Calculando a massa depositada.
108gramas .................. 96.500Coulombs
Precisamos calcular qual foi a carga que passou no processo de deposição.
Q = i . t
i: intensidade de corrente em Ampéres
t: tempo, em segundos, que ocorre o processo.
Q = 1A . 60 . 60 segundos
Q = 3600 Coulombs
Calculando a massa depositada.
108gramas .................. 96.500Coulombs
x gramas ..................... 3.600 Coulombs
x = 4 gramas
Calculo do volume de prata depositado
Leitura da densidade: 10,5g/cm3, significa que um centímetro cúbico tem massa igual a 10,5gramas:
1cm3 ................ 10,5gramas
x cm3 ............... 4 gramas
x = 0, 383 cm3
Calculo da espessura da camada de prata que depositou.
V = A . h
h: espessura da camada de prata
A: área para depositar a prata
V: volume de prata depositado
0, 383 cm3 = 100 cm2 . h
h = 3,8 x 10-3 cm
27) Por eletrólise de NaCl em solução aquosa obtém-se NaOH. Se dispusermos de 500 mL de solução, determine a concentração em mols por litro de NaOH, pela passagem de uma corrente de 1,93 A , durante 8 min e 20 seg.
A reação de eletrólise, que envolve passagem de corrente elétrica, será:
2NaCl(aq) + 2H2O(l) => 2NaOH(aq) + 1H2(g) + 1Cl2(g)
Leitura da reação: 2 mols de NaCl reage com 2 mols de água produzindo 2 mols de NaOH, um mol de gás hidrogênio e um mol de gás cloro.
Precisamos saber a carga envolvida nesse processo e para isso precisaremos identificar quantos mols de elétrons estão envolvidos na formação do gás cloro ou do gás hidrogênio, vou escolher a reação de oxidação do ânion cloreto na formação do gás cloro.
2Cl1-(aq) - 2 mol de elétrons => 1Cl2(g)
Lembrando: um mol de elétrons corresponde a carga de 96.500 Coulombs, logo 2 mols de elétrons corresponde ao dobro de carga, ou seja 193.000 Coulombs.
No processo ao passar uma carga igual a 193.000Coulombs teremos a formação de 2 mols de NaOH, veja na reação.
Para calcular a concentração da solução de NaOH , em mols/litro, precisamos saber quantos mols de NaOH foram produzidos, para isso precisamos calcular a carga usada no processo.
Cálculo da carga que passou pelo processo.
Q = i.t
Q: carga em Coulombs
i: intensidade de corrente, em Ampéres.
t: tempo de processo, em segundos.
Cálculo da quantidade, em mols, de NaOH produzida.
193.000 Culombs ................... 2 mols de NaOH
965 Coulombs ........................ x mols
x = 0,01 mol de NaOH
Cálculo da concentração da solução de NaOH
Temos 0,01 mol de NaOH dissolvidos em meio litro (500mL) de solução, ler novamente o exercício.
Logo, em um litro que é o dobro teremos o dobro de NaOH.
C = 0,02mols / litro de solução
Lembrando: um mol de elétrons corresponde a carga de 96.500 Coulombs, logo 2 mols de elétrons corresponde ao dobro de carga, ou seja 193.000 Coulombs.
No processo ao passar uma carga igual a 193.000Coulombs teremos a formação de 2 mols de NaOH, veja na reação.
Para calcular a concentração da solução de NaOH , em mols/litro, precisamos saber quantos mols de NaOH foram produzidos, para isso precisamos calcular a carga usada no processo.
Cálculo da carga que passou pelo processo.
Q = i.t
Q: carga em Coulombs
i: intensidade de corrente, em Ampéres.
t: tempo de processo, em segundos.
Resolução do exercício
t = 8 minutos e 20 segundos, transformando para segundos teremos.
8 min e 20s = 8 . 60 s + 20s = 480s + 20s = 500 segundos
t = 8 minutos e 20 segundos, transformando para segundos teremos.
8 min e 20s = 8 . 60 s + 20s = 480s + 20s = 500 segundos
Q = 1,93A . 500s = 965 Coulombs
Cálculo da quantidade, em mols, de NaOH produzida.
193.000 Culombs ................... 2 mols de NaOH
965 Coulombs ........................ x mols
x = 0,01 mol de NaOH
Cálculo da concentração da solução de NaOH
Temos 0,01 mol de NaOH dissolvidos em meio litro (500mL) de solução, ler novamente o exercício.
Logo, em um litro que é o dobro teremos o dobro de NaOH.
C = 0,02mols / litro de solução
28) Qual a massa de zinco metálico depositada ao passar uma carga correspondente a 0,4Faradays por um processo eletrolítico.
Resumo teórico e resolução do exercício
Normalmente o zinco forma sais com carga 2+
Cálculo da carga usando dados da reação abaixo.
1Zn+2(aq) + 2 mol de elétrons => 1 Zn(s)
Normalmente o zinco forma sais com carga 2+
Cálculo da carga usando dados da reação abaixo.
1Zn+2(aq) + 2 mol de elétrons => 1 Zn(s)
Massa => 65,4g ............ desprezível ......... 65,4g
Carga => x ..................... 2 . 96500C ............. x
Carga => 2 .96.500Coulombs = 2 Faradays, correspondente ao recebimento de 2 mols de elétrons para o cátion metálico de zinco se transformar em zinco metálico e depositar.
Fazendo a proporção teremos:
65,4gramas .................. 2 Faradays
X gramas...................... 0,4 Faradays
X = 13,08gramas
29) O cobre com elevado grau de pureza é obtido pelo método eletrolítico que consiste na eletrólise de solução de sulfato de cobre II e ácido sulfúrico. Utiliza-se cobre impuro com ânodo e cobre puro como cátodo e regula-se convenientemente a voltagem de forma que, no cátodo, ocorra apenas redução:
Cu2+(aq) + 2 mols de elétrons => Cu(s)
A quantidade de elétrons, em mols, necessária para a obtenção de 254 gramas de cobre puro é:
Resumo teórico
Leitura molar de elétrons: a representação Cu2+ significa que cada mol de cátions cobre II envolve 2 mols de elétrons na sua redução ou massa igual a 65,54 gramas.
A quantidade de elétrons, em mols, necessária para a obtenção de 254 gramas de cobre puro é:
Resumo teórico
Leitura molar de elétrons: a representação Cu2+ significa que cada mol de cátions cobre II envolve 2 mols de elétrons na sua redução ou massa igual a 65,54 gramas.
Resolução do exercício
65,54 gramas ..................... 2 mols de elétrons
254 gramas ...................... X mols de elétrons
X = 8,0 mols
Resumo teórico e resolução do exercício
Resumo teórico
65,54 gramas ..................... 2 mols de elétrons
254 gramas ...................... X mols de elétrons
X = 8,0 mols
30) A carga elétrica necessária para que, na eletrólise de uma solução de sulfato de cobre II, depositem-se 2 mols de átomos de cobre metálico é:
Resumo teórico e resolução do exercício
Cu2+(aq) + 2 mols de elétrons => Cu(s)
Leitura molar da equação: 1 mol de cátions cobre II necessita de 2 mols de elétrons para formar 1 mol de átomos de cobre metálico.
Assim, para formar 2 mols de átomos de cobre metálico são necessários 4 mols de elétrons.
Como 1 Faraday corresponde à quantidade de carga elétrica de 1 mol de elétrons, então são necessários 4 Faradays para formar 2 mols de átomos de cobre metálico.
Leitura molar da equação: 1 mol de cátions cobre II necessita de 2 mols de elétrons para formar 1 mol de átomos de cobre metálico.
Assim, para formar 2 mols de átomos de cobre metálico são necessários 4 mols de elétrons.
Como 1 Faraday corresponde à quantidade de carga elétrica de 1 mol de elétrons, então são necessários 4 Faradays para formar 2 mols de átomos de cobre metálico.
30) Qual o tempo necessário para uma corrente de 100 Ampéres liberar um volume total de gases igual a 1,68 litros na CNTP, numa eletrólise do hidróxido de sódio em solução aquosa?
Resumo teórico
A eletrólise do hidróxido de sódio em solução aquosa tem como reações de formação de gases as equacionadas abaixo.
A primeira é a redução dos cátions hidrogênio com formação de gás hidrogênio.
A eletrólise do hidróxido de sódio em solução aquosa tem como reações de formação de gases as equacionadas abaixo.
A primeira é a redução dos cátions hidrogênio com formação de gás hidrogênio.
2H+(aq) + 2 mols de elétrons => 1H2(g)
A segunda é a oxidação dos ânions hidróxido com formação de gás oxigênio.
Observe que o volume total de gases liberados nas reações será a soma da quantidade de mols de gás hidrogênio e de gás oxigênio igual a 1,5mols.
Nas reações a carga utilizada é equivalente a passar uma carga correspondente a 2 mols de elétrons.
A segunda é a oxidação dos ânions hidróxido com formação de gás oxigênio.
2OH-(aq) - 2 mols de elétrons => H2O(l) + 1/2O2(g)
Observe que o volume total de gases liberados nas reações será a soma da quantidade de mols de gás hidrogênio e de gás oxigênio igual a 1,5mols.
Nas reações a carga utilizada é equivalente a passar uma carga correspondente a 2 mols de elétrons.
1mol de elétrons corresponde a 96.500Coulombs, logo 2mols de elétrons será o dobro.
1mol de gás na CNTP = 22,4litros, logo 1,5 mols corresponde a: 1,5 . 22,4litros
1mol de gás na CNTP = 22,4litros, logo 1,5 mols corresponde a: 1,5 . 22,4litros
Resolução do exercício
Relação entre a carga e o volume de gases produzidos.
2 . 96.500C ................... 33,6litros
x Colulombs .................. 1,68litros
x = 9650Coulombs
Para calcular o tempo usamos a relação: quantidade de carga é igual a intensidade de corrente vezes o tempo.
Q = i . t
9.650C = t . 100A
t = 9650 / 100 = 96,5segundos
Relação entre a carga e o volume de gases produzidos.
2 . 96.500C ................... 33,6litros
x Colulombs .................. 1,68litros
x = 9650Coulombs
Para calcular o tempo usamos a relação: quantidade de carga é igual a intensidade de corrente vezes o tempo.
Q = i . t
9.650C = t . 100A
t = 9650 / 100 = 96,5segundos
31) Tem-se 200 mL de uma solução 1mol/L de sulfato de níquel (II). Fazendo-se passar uma corrente elétrica de 4 Ampéres. Pergunta-se qual será a concentração , em mol/L, desta solução ao fim de 1 hora 4 minutos e 20 segundos. Admite-se que não haja diminuição de volume.
Precisamos saber quanto de cátions níquel II serão reduzidos a níquel metálico e o restante fará parte na quantidade final de sulfato de níquel que ainda estará dissolvido na solução.
Cálculo da quantidade inicial, em mols, de sulfato de níquel dissolvido na solução.
1mol ................. 1 litro
x mol ................ 0,2litros
x = 0,2mol de cátions níquel.
Cálculo da quantidade de cátions níquel II que foram reduzidos a níquel metálico.
Cálculo da carga usando dados da reação abaixo.
Q = i . t
Q: carga, em Coulombs.
i: intensidade de corrente, em Ampéres.
t: tempo do processo, em segundos.
t = 1 h 4 min e 20 s = 3600 + 240 + 20 = 3860 segundos
Q = 3860 . 4 = 15.440 Coulombs
Cálculo da nova concentração, em mols/litro.
Início tinha 0,20 mol e foram reduzidos 0,08 mols, logo sobrou 0,12 mol de cátions níquel II dissolvidos nos 200 mililitros.
0,12 mol ................... 0,2 litros
x mol ........................ 1 litro
x = 0,6mol que estarão dissolvidos em um litro.
Concentração = 0,6 mol/litro
Cálculo da carga usando dados da reação abaixo.
Q = i . t
Q: carga, em Coulombs.
i: intensidade de corrente, em Ampéres.
t: tempo do processo, em segundos.
t = 1 h 4 min e 20 s = 3600 + 240 + 20 = 3860 segundos
Q = 3860 . 4 = 15.440 Coulombs
Equação de redução: 1Ni2+(aq) + 2 mols de elétrons => 1Ni(s)
Mol => 1mol ............ 2 mols de elétrons ............ 1 mol
Carga => x .............. 2. 96500C .............. x
1mol .................. 2 . 96.500Coulombs
x mols ............... 15.440 Coulombs
x = 0,08 mol
Cálculo da nova concentração, em mols/litro.
Início tinha 0,20 mol e foram reduzidos 0,08 mols, logo sobrou 0,12 mol de cátions níquel II dissolvidos nos 200 mililitros.
0,12 mol ................... 0,2 litros
x mol ........................ 1 litro
x = 0,6mol que estarão dissolvidos em um litro.
Concentração = 0,6 mol/litro
32) Deseja-se dourar um objeto, cuja superfície é de 25cm2. Empregando-se uma corrente de 4 Ampéres, qual o tempo gasto para que a camada de ouro fique com a espessura de 0,08 mm .
Dados: usou-se um sal de ouro(III) e a massa específica do ouro é 19,3g/cm3
Resumo teórico e resolução do exercício
Volume = área . altura ou espessura
Volume = 25 . 0,008 = 0,2 centimetros cúbicos
Leitura da densidade: 19,3g/cm3, significa que um centímetro cúbico tem massa igual a 19,3gramas, logo 0,2 centímetros cúbicos terá:
1 centímetro cúbico ................ 19,3gramas
0,2 centímetros cúbicos ......... x gramas
x = 3,86 gramas, é a massa de ouro a ser depositada.
Calculando a carga poderemos achar o tempo para este depósito.
Cálculo da carga usando dados da reação abaixo.
1Au3+(aq) + 3 mols de elétrons => 1Au(s)
Massa => 197g ........ desprezível ............. 197g
Carga => x .............. 3 . 96500C ............... x
197gramas .................. 3 . 96.500Coulombs
3,86 gramas ................ x Coulombs
x = 5672,4 Coulombs
Carga(Coulombs) = Intensidade de corrente (Ampéres) x tempo (segundos)
5672,4 C = 4 . tempo(segundos)
t = 1418,1segundos
33) Uma cuba eletrolítica contendo uma solução aquosa de ZnSO4 está ligada em série a uma cuba que contém uma solução de AgNO3. Em um dado instante, verifica-se uma deposição de 6,54g de zinco na primeira cuba. Calcule a massa de prata depositada na segunda cuba neste instante.
Resumo teórico
Se calcularmos a carga que passou para depositar o zinco poderemos achar a massa de prata que depositou, pois as cubas estão ligadas em série.
1Zn+2(aq) + 2 mols de elétrons => 1Zn(s)
Massa => 65,4g ........ desprezível ........... 65,4g
Carga => x ................. 2 . 96500C ............. x
Resolução do exercício
Cálculo da carga para depositar 6,54gramas de zinco.
65,4gramas .................. 2 . 96.500Coulombs
6,54 gramas ................ x Coulombs
x =19.300 Coulombs
Para a prata teremos:
1Ag+1(aq) + 1 mol de elétrons => 1Ag(s)
Massa => 108g ........... desprezível ........ 108g
Carga => x ............ 1 . 96500C .................. x
108g ................ 96.500C
x g ................... 19.300C
x = 21,6gramas
34) Qual o volume de gás oxigênio produzido (CNTP) pela passagem de 1F numa solução aquosa de sulfato de sódio?
Resumo teórico
Nesta solução aquosa teremos os cátions hidrogênio, provenientes da ionização da água, os cátions sódio, provenientes da dissociação do sulfato de sódio, os ânions hidróxido) provenientes da ionização da água e os ânions sulfato provenientes da dissociação do sulfato de sódio.
Como a pergunta se refere ao gás oxigênio produzido no ânodo, este é formado pela oxidação dos ânions hidróxido segundo a reação.
2OH-(aq) - 2mols de elétrons => H2O(l) + 1/2 O2(g)
Leitura da equação: 2 mols de ânions hidróxido se oxidam no ânodo e perdem 2mols de elétrons, que equivalem a dois Faradays de carga, formando um mol de água líquida e meio mol de gás oxigênio.
1 mol de qualquer gás nas CNTP ocupam um volume de 22,4litros.
Precisamos fazer uma relação entre carga, em Faradays, e volume de gás oxigênio, em litros, produzido.
Resolução do exercício
2Faradays ............... 1/2 . 22,4litros
1 Faraday ................. x litros
x = 5,6litros
35) Para produzir-se 80g de bromo (Br2) a partir da eletrólise de uma solução aquosa de brometo de sódio, qual é a carga necessária (em Coulombs)?
Resumo teórico
O Ânion brometo (Br1-) se Oxidará no Ânodo formando átomos de bromo que se combinarão para formar bromo líquido, conforme a reação de oxidação-redução abaixo:
2 Br1-(aq) - 2 elétrons => 1 Br2(l)
Leitura da reação: 2mols ou 160gramas de ânion brometo se oxida ao perder 2mols de elétrons que corresponde a 2 . 96.500Coulombs.
A relação é entre a massa de bromo e a carga correspondente a 2mols de elétrons, em Coulombs.
Resolução do exercício
160gramas ............. 2 . 96.500Coulombs
80 gramas .............. x Coulombs
x = 96.500 Coulombs
36) Para niquelar uma peça de cobre, usou-se uma solução de sulfato de níquel II, e aparelhagem conveniente para eletrodeposição. Terminada a niquelação, verificou-se que havia passado pelo circuito 1,0 . 10-3 mol de elétrons. Conclui-se, então, que a quantidade de níquel depositada, em gramas, sobre a peça de cobre é:
Resumo teórico
Reação de Redução dos Cátions níquel no Cátodo do processo de eletrólise.
Ni2+(aq) + 2 mols de elétrons => Ni(s)
Leitura da reação: 1 mol de Cátions níquel (58,7gramas) se Reduzem no Cátodo ao receber 2mols de elétrons, sendo eletrodepositado 1mol de átomos metálicos de níquel (58,7gramas).
A relação é entre mols de elétrons e massa de níquel depositada.
Resolução do exercício
2 mols de elétrons ........................... 58,7gramas
1,0 . 10-3 mols de elétrons .............. x gramas
x = 29,35 . 10-3gramas
37) A massa molar de um elemento é 119. O número de oxidação desse elemento é +4. Qual a massa depositada desse elemento, quando se fornece na eletrólise 9.650 Coulombs?
Resumo teórico
Olhando na tabela o elemento é o estanho (Sn)
Reação de Redução do Cátion do estanho no Cátodo do processo de eletrólise.
Sn4+(aq) + 4 mols de elétrons => Sn(s)
Leitura da reação: 1 mol de Cátions do estanho, massa molar igual a 119 gramas, se Reduzem ao receber 4 mols de elétrons ou 4 . 96.500Coulombs, no Cátodo, formando um mol de estanho metálico que se depositara, por ser insolúvel na água.
Resolução do exercício
A relação estequiométrica será entre a massa do estanho e a carga em Coulombs.
119gramas ........ 4 . 96.500Coulombs
x gramas ............ 9.650Coulombs
x = 2,975gramas
38) Uma corrente elétrica atuando numa solução de cloreto de sódio libera, depois de um certo tempo, três litros de cloro nas condições normais. A mesma corrente elétrica, atuando numa solução de cloreto de ferro III durante o mesmo tempo e nas mesmas condições, libera um volume, em litros, de cloro igual a:
Resumo teórico e resolução do exercício
Oxidação do Ânion cloreto, proveniente da dissolução do cloreto de sódio em água, no Ânodo do processo de eletrólise.
2Cl1-(aq) - 2 mols de elétrons => 1Cl2(g)
Leitura da reação: 2 mols de Ânions cloreto ao se Oxidar no Ânodo, perdem dois mols de elétrons e formam 1 mol de gás cloro.
O cloreto de ferro III (FeCl3) tem três vezes mais cloro que o cloreto de sódio (NaCl), logo exigirá uma carga três vezes maior para oxidação total de seus íons cloreto.
Oxidação do Ânion cloreto, proveniente da dissolução do cloreto de ferro III dissolvido em água, no Ânodo do processo de eletról
6Cl1-(aq) - 6 mols de elétrons => 3Cl2(g)
Como a corrente é a mesma e o tempo também, a carga que passará é igual e a quantidade de cloro oxidado também será, independentemente da quantidade de íons cloreto existente na solução, ou seja teremos a produção de 3 litros de cloro, sobrando íons cloreto na solução aquosa.
39) Qual o tempo necessário para depositar totalmente, por uma corrente de 3 Ampéres a prata existente em 200mililitros de uma solução 0,2mol/litro de nitrato de prata.
Resumo teórico
Precisamos descobrir a carga que passou para ocorrer este depósito e com a amperagem acharemos o tempo.
A prata que pode ser depositada esta dissolvida nos 200mililitros da solução 0,2mol/litro.
Leitura da concentração 0,2mol/litro: em um litro ou 1000mililitros de solução temos 0,2 mol de nitrato de prata ou de cátions prata dissolvidos, mas o volume é de 200mililitros, logo precisamos calcular a quantidade de cátions prata neste volume.
0,2mol .......... 1000 mL
x mols ........... 200 mL
x = 0,04mol de cátions prata estão dissolvidos nos 200mililitros e pode se reduzir e depositar como prata metálica.
Equação: Ag1+(aq) + 1mol de elétrons => Ag(s)
Leitura da equação: 1 mol de Cátions prata solúveis são atraídos pelo Cátodo e sofrem Redução, ao receberem 1 mol de elétrons ou 96.500Coulombs, formando 1mol de prata metálica insolúvel.
1mol ............... 96.500Coulombs
0,04mol ........... x Coulombs
x = 3860Coulombs
Cálculo do tempo necessário para passar esta carga.
A carga é diretamente proporcional ao produto do tempo, em segundos, pela intensidade de corrente em ampéres.
3860Coulombs = 3A . tempo(s)
t = 1287segundos = 21minutos e 45 segundos
40) Uma calota de automóvel de 675 cm2 de área constitui o cátodo de uma célula eletrolítica, que contém uma solução aquosa de íons de níquel (Ni2+). Para niquelar a calota, faz-se passar através da célula uma corrente de 32,9Ampéres. Calcular o tempo (em minutos) necessários para que seja depositada na calota uma camada de níquel de 0,1 mm de espessura.
Dados: dNi = 8,9 g/cm3 ; Ni=58g/mol
Resumo teórico e resolução do exercício
Vamos calcular o volume para saber, pela densidade, a massa de níquel a ser depositada.
Volume = área . altura ou espessura
Volume = 675 . 0,01= 6,75 centímetros cúbicos
Leitura da densidade: 8,9g/cm3, significa que um centímetro cúbico tem massa igual a 8,9gramas, logo 6,75 centímetros cúbicos terá:
1 centímetro cúbico ........................ 8,9gramas
6,75 centímetros cúbicos ................. x gramas
x = 60 gramas, é a massa de ouro a ser depositada.
Calculando a carga poderemos achar o tempo para este depósito.
Cálculo da carga usando dados da reação abaixo.
1Ni2+(aq) + 2 mols de elétrons => 1Ni(s)
Leitura da reação: 1 mol de Cátions níquel solúveis, se Reduz no Cátodo do processo de eletrólise ao receber dois mols de elétrons, ou 2x 96.500Coulombs, formando 1 mol de níquel metálico insolúvel, massa molar 58gramas, que se depositará na calota.
58gramas .................. 2 . 96.500Coulombs
60 gramas ................. x Coulombs
x = 199.655Coulombs
Carga (Coulombs) = intensidade de corrente(Ampéres) x tempo (segundos)
199.655 C = 32,9A . tempo(segundos)
T = 6068,54segundos = 101,1minutos
41) Tem-se 200mililitros de uma solução 1mol/litro de sulfato de níquel II. Fazendo-se passar uma corrente elétrica de 4 Ampéres, pergunta-se qual será a molaridade dessa solução ao fim de 1hora 4minutos e 20segundos. Admitindo-se que não haja diminuição de volume.
Resumo teórico
Precisamos calcular a quantidade, em mols, de níquel depositada e descontar da quantidade inicial, em mols, existente em 200mililitros de solução.
Cátions níquel solúveis são atraídos para o Cátodo do processo de eletrólise e se Reduzem, formando níquel metálico insolúvel que se depositará.
1Ni+2(aq) + 2 mols de elétrons => 1Ni(s)
Leitura da reação: 1mol de Cátions níquel solúveis se Reduzem, ao receber dois mols de elétrons ou ao passar uma carga igual a 2 x 96.500Coulombs, no Cátodo.
A relação a ser feita é quantidade, em mols de níquel com carga, em Coulombs, que passou.
Vamos calcular a carga a que foi submetida a solução de sulfato de níquel.
Carga é diretamente proporcional ao produto entre a intensidade de corrente, em Amperes, e o tempo , em segundos.
Resolução do exercício
Tempo = 1hora 4minutos e 20segundos
Tempo = 3600 + 240 + 20 = 3860segundos
Carga = 3860 . 4 = 15.440 Coulombs
1mol ..................... 193.000 C
x mol .................. 15.440 C
x = 0,08mol
Ou seja, de 0,20 mol que existia antes nos 200mililitros temos agora (0,20 - 0,08) = 0,12mol
Nova concentração = 0,12 mol / 0,2litros
Concentração molar = = 0,6mol/litro
42) A obtenção de metais puros por eletrodeposição é uma das aplicações práticas da eletroquímica.
A eletrodeposição pode ser entendida com uma reação entre elétrons e íons.
Sabendo-se que um mol de elétrons tem carga de 96.500Coulombs (constante de Faraday), a massa de alumínio, em gramas, que será depositada a partir de uma solução de sulfato de alumínio por uma corrente de 1 Ampére fluindo durante 3 horas é de aproximadamente?
Resumo teórico
Cátions alumínio ( Aℓ+3, tirado da tabela periódica) serão atraídos para o Cátodo do processo de eletrólise e se Reduziram, formando alumínio metálico insolúvel.
1Aℓ+3(aq) + 3 mols de elétrons => 1Aℓ(s)
Leitura da reação: 1mol de Cátions alumínio solúveis, massa molar igual a 27gramas, se Reduzem, ao receber três mols de elétrons ou ao passar uma carga igual a 3 . 96.500 Coulombs, no Cátodo, formando um mol de alumínio metálico insolúvel, massa molar 27gramas.
Calculo da carga que realmente passou pela solução.
Carga é diretamente proporcional ao produto entre a intensidade de corrente, em Amperes, e o tempo , em segundos.
Resolução do exercício
Carga = 3 . 3600segundos . 1A
Carga = 10.800 Coulombs
Cálculo da massa de alumínio que depositou.
27g .............. 3 . 96.500C
x .................. 10.800C
x = 1 grama
43) Qual é a intensidade de uma corrente elétrica que atravessando uma solução ácida, durante 10 minutos, liberou 40cm3 de gás hidrogênio a 0oC e 760 mm de Hg de pressão?
Para achar a intensidade(i) de corrente precisamos da carga(Q), em Coulombs, e do tempo(t), em segundos.
Reação de formação do gás hidrogênio pelo meio ácido.
2H+(aq) + 2 mols de elétrons => H2(g)
Leitura da reação: 2 mols de Cátions hidrogênio solúveis se Reduzem, ao receber dois mols de elétrons ou ao passar uma carga igual a 2 x 96.500 Coulombs, no Cátodo, formando um mol de gás hidrogênio ou 22,4 litros que será liberado.
Cada mol de elétrons corresponde a uma carga igual a 96.500 Coulombs, logo 2 mols de elétrons, dado tirado da reação, corresponderá ao dobro da carga, ou seja, 193.000Coulombs.
Esta carga passará no processo para produzir 1 mol ou 22,4 litros de gás hidrogênio, pois os dados do teste se referem a CNTP.
Vamos calcular a carga correspondente a formação de 40 centímetros cúbicos de gás hidrogênio.
40 cm3 = 40 mL = 40 .10-3 litros
Resolução do exercício
193.000 C ............. 22,4 litros
X C ...................... 40 .10-3 litros
x = 345 Coulombs
Cálculo da intensidade de corrente.
10 minutos é o tempo correspondente a 600 segundos.
10 minutos é o tempo correspondente a 600 segundos.
Q = i .t
345C = i .600 s
i = 0,57 amperes
44) Halogênios são muito reativos e por esse motivo não são encontrados na natureza na forma de substâncias simples. Entretanto, os mesmos podem ser obtidos industrialmente a partir de um processo conhecido como eletrólise ígnea. No caso do cloro, esse processo é realizado em uma cuba eletrolítica com o cloreto de sódio fundido. Aproximadamente 12 milhões de toneladas de gás cloro(Cℓ2) são produzidas anualmente nos Estados Unidos. Cerca de metade desse cloro é utilizada na fabricação de compostos orgânicos halogenados, enquanto o restante é empregado como alvejante na indústria do papel e de tecidos.O volume de gás cloro(Cℓ2), medido nas CNTP, quando uma corrente elétrica de intensidade igual a 10 ampéres atravessa uma cuba eletrolítica contendo cloreto de sódio fundido durante
965 segundos é de:
Resumo teórico
O íons cloreto (Cℓ-1) do cloreto de sódio vai se oxidar no ânodo formando o gás cloro segundo a reação.
2Cℓ-1 - 2 elétrons => 1Cℓ2
Leitura da reação: 2 mols de Ânions cloreto solúveis se Oxidam ao perder 2 mols de elétrons ou ao passar uma carga igual a 2 x 96.500 Coulombs, no Ânodo, formando um mol de gás cloro ou 22,4 litros nas CNTP, que será liberado.
Resolução do exercício
Cálculo da carga, em Coulombs, que passará no ânodo.
Q = i . t
Q = 965s . 10A
Q = 9650 Coulombs
Cálculo do volume da gás cloro formado.
2 .96.500 C ............. 22,4 litros
9650 C ................... x litros
x = 1,12 litros
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