Análise Quantitativa da Eletrólise

Análise Quantitativa da Eletrólise

1

Colégio Salesiano Sagrado Coração

Aluna(o): _____________________________________________ Nº: _________ Turma: 3º ano ________

Recife, ______ de ________________ de 2015

Disciplina:

Físico–Química

Professor:

Eber Barbosa

Análise Quantitativa da Eletrólise

]

01 – Histórico

A análise quantitativa, ou seja, estequiométrica da eletrólise só foi possível após as descobertas publicadas pelos cientistas Michael Faraday e Robert Andrews Millikan

Michael Faraday Físico e químico inglês, nasceu em 1791 e faleceu em 1867. Muitas pesquisas de Faraday foram importantes para o desenvolvimento da Física e da Química. Descobriu várias substâncias e isolou o benzeno. Na Física, foi um dos pioneiros da eletricidade e do eletromagnetismo, tendo descoberto a indução eletromagnética, o princípio da blindagem eletrostática (gaiola de Faraday) e as

leis da eletrólise

.

Robert Andrews Millikan Físico norte-americano, nasceu em 1868 e faleceu em 1953. Realizou importantes pesquisas no campo da Mecânica Quântica e sobre os raios cósmicos. Durante cinco anos, efetuou medições cuidadosas para

determinar a carga do elétron

, em experimentos que consistiam em retardar (ou impedir) a queda de gotículas de óleo eletrizadas pela ação de um campo eletrostático. Por seus trabalhos, Millikan recebeu o Prêmio Nobel de Física de 1923.

02 – Pré-requisitos para análise quantitativa da eletrólise

Constante de Avogrado:

1 mol = 6,02 x 10

²³ entidades elementares

Carga Elementar (e): Carga de um

e

^–

= 1,6 x 10

^-19

Coulomb

, descoberta por Robert Andrews Millikan Volume Molar nas CNTP: 1 mol de qualquer substância gasosa nas condições normais de temperatura e pressão

(CNTP: T = 0^oC ou 273,15 K e P = 1,0 atm) ocupa o volume de 22,7 L.

Equação do Estado Gasoso:

P . V = n . R . T

Determinação da Carga de 1 mol de Elétrons:

Sendo: Q = carga em Coulomb (C) e = carga elementar n = n^o de elétrons Tomando por base a descoberta de Millikan é possível determinar a carga de 1 mol de elétrons:

Q = n . e = 6,02 x 10

²³

x 1,6 x 10

^–19

Q  96500 C

A carga de 1,0 mol de elétrons deu origem à

constante de Faraday = 96500 C/mol de elétrons

Michael Faraday

Robert Andrews Millikan

1 mol de e

^–

= 1 Faraday (1F) = 96500 C

RECIFE

03 – 1

^a

Lei de Faraday

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

m = K . Q onde:

Q = i . t

04 – Estequiometria da Eletrólise em Função Quantidade de Mols de Elétrons

A proposta apresentada nesse item é melhor indicada apenas para as análises em que

a carga aplicada em Colomb é um múltiplo ou submúltiplo exato da carga de mol de elétrons

, como por exemplo:

96500 C ... 1,0 mol de e

^–

193000 C ... 2,0 mol de e

^–

48250 C ... 0,5 mol de e

^–

965 C ... 0,01 mol de e

^–

Exemplo1: Na eletrólise aquosa do sulfato 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 gramas de chumbo metálico e quantos litros de cloro gasoso serão obtidos nas CNTP na eletrólise ígnea do cloreto de plúmbico?

(Pb = 207g/mol e Volume do gás nas CNTP = 22,7 L/Mol)

Importante: 

A quantidade de mols de elétrons será sempre a mesma para todas as etapas da eletrólise.

H⁺ OH^– Fe⁺² SO4–2

e^– e^–

cátodo ânodo

6 mol de e^–

Pb⁺⁴ Cℓ^–

e^– e^–

cátodo ânodo

96500 C ––––– 1 mol de e^– 19300 C ––––– x mol de e^–

x = 0,2 mol de e^– Fe⁺²(aq) + 2 e^– ⇄ Fe(s)

2 mol –––––– 1 mol

6 mol –––––– x mol x = 3 mol de Fe(s)

Reação Catódica:

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)

Reação Anódica:

Pb⁺⁴(aq) + 4 e^– ⇄ Pb(s)

4 mol –––––– 1 mol

0,2 mol –––––– x mol x = 0,05 mol de Pb(s)

0,2 mol ––––– x mol 2 Cℓ^–(aq) ⇄ 2 e^– + Cℓ2(g)

2 mol ––––– 1 mol

x = 0,1 mol de Cℓ2(g)

1 mol ––––– 22,7 L

x = 2,27 L de Cℓ2(g)

0,1 mol ––––– x

1 mol ––––– 207g

x = 10,35g de Pb(S)

0,05 mol ––––– x

i = corrente em Ampere (A)

t = tempo em segundos (s)

01 – (UFPE – 1^a fase/95) O alumínio metálico é produzido eletroliticamente a partir da bauxita, A2O3 . 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 – 2^a 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, CoC₂, é atravessada por uma carga de 2 faraday (2F) ? (Dado: Co = 58,9 g/mol)

04 – (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 05 – (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.

06 – (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.

07 – (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) 10⁴ x 4,86 / 29,5 x 6

08 – (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

Testes de

Vestibulares

09 – (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

10 – (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.

11 – (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.

12 – (UPE – Química II/2011) Uma solução diluída de ácido sulfúrico foi eletrolisada com eletrodos inertes durante um período de 193s. O gás produzido no cátodo foi devidamente recolhido sobre a água à pressão total de 785 mmHg e à temperatura de 27^oC. 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 27^oC é 25mmHg) a) 16A b) 12A c) 10A d) 18A e) 25A

13 – (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.

14 – (UFPE – CTG / 2012.2) Na eletrólise da água do mar (equivalente a uma solução aquosa de NaCℓ), são passados 11 A (ampères) durante 10 horas. Nas condições de 25 °C e 1 atm de pressão, calcule o volume produzido (arredondado para o inteiro mais próximo), em L, de cloro gasoso (considerado como um gás ideal).

Dados: R = 0,082 atm L K^–1 mol^–1, F = 96500 C mol^–1. O volume molar de um gás ideal nas condições de 25 °C e 1 atm é de 24,4 L mol^–1.

15 – (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 ao lado 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

16 – (UPE – SSA 3º ano/2012) As embalagens em lata de muitos alimentos são confeccionadas com folha de flandres.

Esse material pode ser produzido, mediante recobrimento de folhas de aço, por uma camada de estanho, adicionada por eletrodeposição a partir de uma solução aquosa de cloreto de estanho II. Produtos que possuem essa embalagem não devem ser adquiridos nem comercializados se a lata estiver machucada.

Dados: 1 F = 96500 C.mol^–1; Q = i x t, massa atômica do Sn = 119 u.

Com relação ao processo de eletrodeposição e ao produto mencionado, são feitas três afirmações a seguir:

I. Quando uma corrente de 1,93 A atravessa uma solução aquosa de cloreto de estanho II, por 5 s, são depositados mais de 5 mg de estanho.

II. Quando a lata está machucada, há risco de oxidação do ferro a Fe³⁺, que, por sua vez, pode oxidar o estanho metálico a Sn²⁺ e contaminar o alimento.

III. Quando se aplica uma corrente elétrica numa solução aquosa contendo íons cromo na qual está imersa uma jante de bicicleta, verifica-se um fenômeno similar à deposição de estanho sobre o aço.

Está CORRETO o que se afirma em

a) I, apenas. b) II, apenas. c) I e II, apenas. d) II e III, apenas. e) I, II e III.

17 – (UPE – SSA 3º ano/2012) O termo maresia é associado à ação oxidante da água do mar ou de sua evaporação.

Comparando-se a ação da maresia em duas grades diferentes, uma de alumínio e outra de aço (liga contendo apenas Fe e C), existentes em um edifício na beira-mar da praia do Janga, é CORRETO afirmar que a grade de

a) aço se oxida por causa da baixa umidade do ar.

b) alumínio é imune à ação do cloreto de sódio na fase vapor e, por isso, não se oxida.

c) alumínio resiste à oxidação porque se forma uma proteção de cloreto de alumínio na sua superfície.

d) aço sofre oxidação em pontos, onde ocorre condensação da água do mar, porque há formação de uma pilha.

e) aço se oxida, perdendo o carbono da liga que é liberado sob a forma de gás carbônico e produzindo íons ferrosos.

18 – (UFPE – CTG/2012.2) Na eletrólise da água do mar (equivalente a uma solução aquosa de NaCℓ), são passados 11 A (ampères) durante 10 horas. Nas condições de 25 °C e 1 atm de pressão, calcule o volume produzido (arredondado para o inteiro mais próximo), em L, de cloro gasoso (considerado como um gás ideal).

Dados: R = 0,082 atm L K^–1 mol^–1, F = 96500 C mol^–1.

O volume molar de um gás ideal nas condições de 25 °C e 1 atm é de 24,4 L mol^–1.

19 – (UPE – SSA 3º Ano/2013) Um grupo de estudantes resolveu analisar a quantidade de cobre metálico que poderia ser obtida a partir do CuSO4 dissolvido em águas descartadas no tratamento de piscinas. Para projetar uma estimativa de um projeto-piloto, eles decidiram calcular a quantidade que seria obtida pela utilização de um processo eletrolítico.

Qual a massa aproximada de cobre metálico obtida, se fosse utilizada uma corrente igual a 5A em uma solução de CuSO4 por 16 min 5s?

Dados: Massa atômica: Cu = 63,5 u; 1 F = 96500 C/mol; Q = i x t

a) 1,6 mg b) 160 mg c) 1,6 g d) 160 g e) 1,6 kg

t(s) 0

i(A) 6,00

3,65

100 s

20 – (UPE – Tradicional/2014) Segundo o Conselho Nacional do Meio Ambiente – CONAMA, a concentração de íons cobre, dissolvidos numa água classificada como doce, não pode ser superior a 0,009 mg de Cu²⁺ por litro de água.

Num determinado processo industrial, a concentração de íons Cu²⁺ no efluente é igual a 350 mg/L. A equipe técnica da indústria optou por usar um processo de eletrodeposição para reduzir a concentração de íons cobre no efluente.

Para isso, utilizou corrente elétrica igual a 10 A por 2 horas 40 min e 50 s, considerando-se um volume de 100 litros de efluente.

Considerando o processo de eletrodeposição descrito, assinale a alternativa que apresenta a afirmativa CORRETA.

Dados: Massa atômica: Cu = 63,5 u; 1 F = 96500 C/mol; Q = i x t a) 95% dos íons Cu²⁺ presentes no efluente foram eletrodepositados.

b) Após a eletrodeposição, a concentração de íons Cu²⁺ é igual a 32,5 mg/L.

c) A concentração de íons Cu²⁺ é dez vezes maior que a estabelecida pelo CONAMA.

d) A concentração de íons Cu⁺ dissolvidos no efluente não é alterada pelo processo de eletrodeposição.

e) A equipe técnica atuou corretamente, uma vez que a concentração de íons Cu²⁺ ficou abaixo da estabelecida pelo CONAMA.

21 – (UFPE – CTG / 2014.2) Numa eletrólise, uma amostra de manganês foi produzida a partir de uma solução aquosa de nitrato de manganês, Mn(NO3)2, quando uma corrente de 0,2 A foi utilizada por um período de 9,65 minutos. Calcule a massa (em mg) da amostra de manganês.

Dados: Mn = 55g/mol; Constante de Faraday = 96500 C mol^–1.

22 – (FBV – Medicina / 2011.1) Na eletrólise de uma solução aquosa diluída de certo eletrólito, verifica-se a decomposição da água, com formação de 1,12L de hidrogênio. Admitindo o volume molar dos gases nas CNTP = 22,4 L/mol e a massa molar da água igual a 18g/mol, julgue os itens a seguir.

V F

1 1 A massa de água eletrolisada foi de 0,9g.

2 2 A quantidade de carga que circulou pelo processo foi de 9,65 × 10³Coulomb.

3 3 O referido processo apresenta ΔG < 0.

4 4 O volume de oxigênio produzido foi de 0,56 litros.

5 5 O oxigênio foi produzido no cátodo.

23 – (UFPE – 2ª fase/2012) Uma célula para produção de cobre eletrolítico consiste de um ânodo de cobre impuro e um cátodo de cobre puro (massa atômica de 63,5 g mol^–1), em um eletrólito de sulfato de cobre (II). Qual a corrente, em Ampère, que deve ser aplicada para se obter 63,5 g de cobre puro em 26,8 horas?

Dado: F = 96500 C mol^–1.

24 – (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.

Resoluções e Comentários Adicionais:

05 – Estequiometria da eletrólise envolvendo carga, massa e volume

A proposta apresentada abaixo é melhor indicada para o caso em que a carga, em Colomb, apresentada na situação problema não é um múltiplo ou submúltiplo exato da caga de 1 mol de elétrons (96500C).

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.

Importante: É fundamental observar as proporções estequiométricas estabelecidas pelo balanceamento da equação, uma vez que as proporções envolvidas no balanceamento encontram-se em termos de mols.

Exemplo: Qual a massa de alumínio metálico obtida em mg e o volume de oxigênio gasoso formado em mL nas CNTP pela eletrólise ígnea de quantidade suficiente de hidróxido de alumínio durante 5 minutos empregando-se uma corrente de 19,3A?

25 – (UFPE – 1^a fase/2006) O alumínio metálico pode ser obtido por processo eletroquímico, no qual o íon Al³⁺ 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

26 – (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.

27 – (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.

Q = i . ΔT = 19,3 . 300 Q = 5850 C

5 min . 60 seg = 300 seg

2 OH^–(aq) ⇄ 2 e^– + ½ O2(g) + H2O(ℓ)

2 . 96500C –––– 11,2 L 5850 C ––––––– X L

x = 0,34 L de O2(g)

ou 340 mL de O2(g)

Carga Volume Aℓ⁺³(aq) + 3 e^– ⇄ Aℓ(s)

5850 C –––––––––– X g

3 . 96500C ––––––– 27g x = 0,54g de Aℓ(s)

ou 540g Carga Massa

Aℓ⁺³ OH^–

e^– e^–

cátodo ânodo

Aℓ(OH)3(ℓ) ⇄ Aℓ³⁺(ℓ) + 3 OH^–(ℓ)

Testes de

Vestibulares

06 – Eletrólises Simultâneas

6.A – 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.

6.B – 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:

Não esqueça: Nos textos de cálculo em eletrólise,

o mais importante é saber escrever as equações da eletrólise em questão

.

e^–

e^–

e^–

Solução de um eletrólito do metal

MI

Solução de um eletrólito do metal

MII

(

-

^{) (}

⁺

⁾

e^–

 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

i = i

1

+ i

2

(

-

) (

+

)

i i

1

i

2

i

1

i

2

ânodo cátodo

i

(

– )

(

+ )

28 – (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”.

29 – (FESP – UPE/85) Admita duas células eletrolíticas ligadas em série. Uma delas contém 400 mL de uma solução 0,4M de FeC3 e a outra contém solução de AuC3. Depois de 10 minutos de passagem de corrente elétrica, verifica-se que a molaridade da solução de FeC3 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

N^o Resposta N^o Resposta N^o Resposta N^o Resposta

01 09 17 25

02 10 18 26

03 11 19 27

04 12 20 28

05 13 21 29

06 14 22

07 15 23

08 16 24

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B A

Gabarito do Capítulo:

Eletroquímica – Eletrólise (55 questões)