Eletrólise: Reações e Cálculos

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Lista 02 - Eletrólise 
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1. A aparelhagem utilizada para realizar a eletrólise 
ígnea do cloreto de sódio, NaCl, está representada no 
esquema simplificado, em que os eletrodos inertes A 
e B estão conectados a um gerador de corrente 
contínua. (Dados: 1 mol de elétrons = 96.500 C; massa 
atômica: Na = 23 u;Cl = 35,5 u.) 
 
a) Escreva a semi-reação que ocorre no cátodo. 
b) Considerando que foram utilizados 19.300 C 
na eletrólise do cloreto de sódio fundido, 
calcule a massa de sódio produzida. 
 
2. Uma peça de ferro constitui o cátodo de uma célula 
eletrolítica, que contém uma solução aquosa de íons 
níquel (Ni2+). Para niquelar a peça, faz-se passar pela 
célula uma corrente de 9,65 A. Calcule o tempo, em 
segundos, necessário para que seja depositada, na 
peça, uma camada de níquel de massa 0,59 g. (Dado: 
Ni = 59 μ.) 
 
3. Em metalurgia, um dos processos de purificação 
de metais é a eletrodeposição. Esse processo é 
representado pelo esquema abaixo, no qual dois 
eletrodos inertes são colocados em um recipiente que 
contém solução aquosa de NiCl2. 
Constante de Faraday: 96.500 C/mol; Massa Molar do 
Ni: 59 g/mol 
 
Baseando-se no esquema apresentado, 
a) Escreva as semirreações, que ocorrem no 
cátodo e no ânodo. 
b) Calcule a corrente elétrica necessária para 
depositar 29,5 g de Ni(s) em um dos eletrodos 
durante um período de uma hora; 
 
4. Numa célula eletrolítica contendo solução aquosa 
de nitrato de prata (AgNO3) flui uma corrente elétrica 
de 5,0 A durante 19.300 s. Nessa experiência, quantos 
gramas de prata metálica são obtidos? Ag = 108 u. 
 
5. Considere uma eletrólise, em solução aquosa, de 
CuSO4. 
a) escreva as semi-reações e a equação global do 
processo. 
b) Qual substância é formada no eletrodo negativo? 
 
6. O processo de eletrodeposição em peças metálicas 
como: talheres, instrumentos cirúrgicos, automóveis, 
não é utilizado apenas para embelezamento das 
mesmas, mas também para sua proteção contra a 
corrosão. Deseja-se niquelar 10 peças de aço idênticas 
utilizando-se uma solução de sulfato de níquel II 
(NiSO4). Para niquelar cada uma, gasta-se 1,18g de 
níquel utilizando uma corrente elétrica de 38,6 A. 
Devido às dimensões reduzidas do equipamento, só é 
possível niquelar uma peça por vez. Desprezando o 
tempo necessário para colocação das peças no 
equipamento, assinale a alternativa que indica 
corretamente o tempo gasto para fazer a niquelação 
das 10 peças. 
Dados: 1F = 96.500C e Ni = 59g/mol. 
a) 16 min e 40 segundos d) 35 min. e 10 segundos 
b) 20 min e 50 segundos e) 14 min. e 29 segundos 
c) 42 min e 20 segundos 
 
7. Em uma eletrólise ígnea do cloreto de sódio (NaCl), 
uma corrente elétrica, de intensidade igual a 5 
ampères, atravessa uma cuba eletrolítica, com o 
auxilio de dois eletrodos inertes, durante 1930 
segundos. 
O volume do gás cloro, em litros, medido nas CNTP, e 
a massa de sódio, em gramas, obtidos nessa 
eletrólise, são, respectivamente: 
Massa 
Molar g/mol 
C Na 
35,5 23 
Volume Molar nas CNTP = 22,7 L/mol 
1 Faraday(F) = 96500 Coulombs(C) 
a) 2,4155 L e 3,5 g d) 3,5614 L e 3,5 g 
b) 1,1355 L e 2,3 g e) 4,5558 L e 4,8 g 
c) 2,3455 L e 4,5 g 
 
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8. Considerando 1 F = 96.500 C (quantidade de 
eletricidade relativa a 1 mol de elétrons), na eletrólise 
ígnea do cloreto de alumínio,AlCl3 a quantidade de 
eletricidade, em Coulomb, necessária para produzir 
21,6 g de alumínio metálico é igual a: 
a) 61.760 C. d) 308.800 C. 
b) 154.400 C. e) 386.000 C. 
c) 231.600 C. 
 
9. Submetendo o cloreto de cálcio (CaCl2) a uma 
eletrólise ígnea com uma corrente elétrica de 
intensidade igual a 20 ampères que atravessa uma 
cuba eletrolítica durante 1/4 da hora, o volume do gás 
cloro obtido é igual a 
a) 1,1 L. c) 22,4 L. 
b) 2,1 L. d) 44,8 L. 
 
10. Pode-se niquelar (revestir com uma fina camada 
de níquel) uma peça de um determinado metal. Para 
esse fim, devemos submeter um sal de níquel (II), 
normalmente o cloreto, a um processo denominado 
eletrólise em meio aquoso. Com o passar do tempo, 
ocorre a deposição de níquel sobre a peça metálica a 
ser revestida, gastando-se certa quantidade de 
energia. Para que seja possível o depósito de 5,87 g de 
níquel sobre determinada peça metálica, o valor da 
corrente elétrica utilizada, para um processo de 
duração de 1000 s, é de: Dados: Constante de Faraday 
= 96500 C ; Massas molares em (g/mol) Ni = 58,7 
a) 9,65 A. d) 19,30 A. 
b) 10,36 A. e) 28,95 A. 
c) 15,32 A. 
 
11. Em um experimento eletrolítico, uma corrente 
elétrica circula através de duas células durante 5 
horas. Cada célula contem condutores eletrônicos de 
platina. A primeira célula contem solução aquosa de 
íons Au3+ enquanto que, na segunda célula, esta 
presente uma solução aquosa de íons Cu2+. 
Sabendo que 9,85 g de ouro puro foram depositados 
na primeira célula, assinale a opção que corresponde 
a massa de cobre, em gramas, depositada na segunda 
célula eletrolítica. 
a) 2,4 d) 6,0 
b) 3,6 e) 7,2 
c) 4,8 
 
12. As medalhas olímpicas não são de ouro, prata ou 
bronze maciços, mas sim peças de metal submetidas a 
processos de galvanoplastia que lhes conferem as 
aparências características, graças ao revestimento 
com metais nobres. 
 
Sobre o processo de galvanoplastia, assinale a 
alternativa correta. 
a) O processo é espontâneo e gera energia elétrica no 
revestimento das peças metálicas. 
b) Consiste em revestir a superfície de uma peça 
metálica com uma fina camada de outro metal, por 
meio de eletrólise aquosa de seu sal. 
c) É um fenômeno físico, pois, no revestimento da 
peça metálica, ocorrem fenômenos que alteram a 
estrutura do material. 
d) A peça submetida ao revestimento metálico atuará 
como ânodo e será o eletrodo de sinal positivo. 
 
13. A figura a seguir representa o processo eletrolítico 
da purificação de cobre. 
 
 
Marque com V (verdadeiro) ou F (falso) as afirmações 
e, a seguir, assinale a alternativa que apresenta a 
sequência CORRETA. 
( ) Durante o processo eletrolítico demonstrado na 
figura, o cobre se oxida e se reduz. 
( ) No processo eletrolítico uma reação química 
produz energia elétrica. 
( ) As reações químicas que ocorrem na célula 
eletrolítica não são espontâneas. 
( ) No cátodo referente ao processo eletrolítico 
demonstrado na figura ocorre a semirreação: Cu2+ + 
2e– Cu0 
a) F – V – V – F c) V – F – F – V 
b) V – F – V – V d) F – V – F – F 
 
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14. 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 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 10A. A massa de cobre puro recuperada é de 
aproximadamente 
Dados: Constante de Faraday F = 96 500 C/mol; Massa 
molar em g/mol: Cu = 63,5. 
a) 0,02g. d) 35,5g. 
b) 0,04g. e) 71,0g. 
c) 2,40g. 
 
15. Na eletrólise da água do mar (equivalente a uma 
solução aquosa de NaCl) são passados 11A (ampères) 
durante 10 horas. Nas condições de 25°C e 1 atm de 
pressão, calculeo volume produzido (arredondado 
para o inteiro mais próximo), em L, de cloro gasoso 
(considerado como um gás ideal). 
Dados:F = 96500 C/mol O volume molar de um gás 
ideal nas condições de 25°C e 1 atm é de 24,4 L/mol. 
 
Gabarito: 
 
Resposta da questão 1: 
a) Na+ + 1e-  Na 
b) m = 19300 x 23 
1 x 96500 m = 4,6g 
 
Resposta da questão 2: 
0,59 = 9,65 x t x 59 
2 x 96500 t = 200s 
 
Resposta da questão 3: 
 a) Teremos: 
 
 
 
b) 
 
29,5 = i x 3600s x 59 
2 x 96500 i = 26,8A 
 
Resposta da questão 4: 
m = 5 x 19300 x 108 
1 x 96500 m = 108g 
 
Resposta da questão 5: 
a) CuSO4  Cu2+ + SO4
2- 
 2 H2O  2H+ + 2OH- 
 Cu2+ + 2e-  Cu 
 2 OH-  H2O + ½ O2 + 2 e- 
 CuSO4 + H2O 2H+ + SO4
2- + Cu + ½ O2 
 
b) Cu 
 
Resposta da questão 6: [A] 
2Ni 2e Ni
2 mole
 

 
1 mol
2 F 59 g
2 96500 C 59 g
Q 1,18 g 10 (10 peças)
Q 38600 C
Q i t 38600 C 38,6A t
t 1000 s 16,66667 min (16min 0,66667s 16min 0,66667 60s)
t 16 min e 40s


    
     
 
 
Resposta da questão 7: [B] 
 
2
2Na 2e 2Na (redução)
2C C 2e (oxidação)
Q i t 5 1930 9650 C
2 mol e
 
 

 
 
    
2
2 96500 C
1 mol C


2
2 96500 C
nC

2
9650 C
nC 0,05 mol 
 
1mol 22,71L
0,05 mol V
V 1,1355 L 
 
2Na 2e 2Na
2 96500 C
  
 2 23 g
9650 C

Na
Na
m
m 2,3 g 
 
 
 
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Resposta da questão 8: [C] 
Na eletrólise ígnea do cloreto de alumínio, temos a 
seguinte reação de redução: 
+3 -1 0A + 3 e A 
27 g de A -3 mols de e
21,6 g de A n 
n = 2,4 mols de elétrons. 
 
Definimos 1 Faraday (1F) como sendo a carga de 1 
mol de elétrons. 
 
1 mol de elétrons 96.500 C
2,4 mols de elétrons Q
Q = 231.600 C. 
 
Resposta da questão 9: [B] 
Dados: 1F = 96.500 C, Volume molar = 22,4 L. 
 
Teremos: 
2
1
Q i t 20 3600 s 18.000 C
4
2C C (g) 2e
1 volume
 
     
 
2mol e
1 volume

2F
22,4 L
2C
2 96.500 C
V

2C
18.000 C
V 2,089 2,1L 
 
 
Resposta da questão 10: [D] 
 
2Ni 2e Ni(s)
2 mol e
 

 
58,7 g
2 96500C 58,7 g
Q 5,87 g
Q 19300 C
Q i t 19300 C i 1000
i 19,30 A

    
 
 
Resposta da questão 11: [C] 
A carga elétrica é a mesma nas duas células. Então: 
3Au 3e Au
3 mols e
 

 
196,97 g
n mols e 9,85 g
n mols e 0,15 mol  
 
Como temos 0,15 mol de elétrons, vem: 
2Cu 2e Cu
2 mols e
 

 
63,55 g
0,15 mols e
Cu
m
m 4,766 g 4,8 g  
 
Resposta da questão 12: [B] 
O processo de galvanoplastia consiste em revestir a 
superfície de uma peça metálica com uma fina 
camada de outro metal, por meio de eletrólise aquosa 
de seu sal. 
 
Resposta da questão 13: [B] 
Teremos: 
( V) Durante o processo eletrolítico demonstrado na 
figura, o cobre se oxida e se reduz. 
( F) No processo eletrolítico uma reação química 
produz energia elétrica. 
( V ) As reações químicas que ocorrem na célula 
eletrolítica não são espontâneas. 
( V ) No cátodo referente ao processo eletrolítico 
demonstrado na figura ocorre a semirreação: Cu2+ + 
2e–  Cu0. 
 
Resposta da questão 14: [D] 
Temos: 
 
Q = i  t  10  3  3600 s = 108000 C 
 
 Cu2+ + 2e-  Cu 
 2  96500 C  63,5 g 
 108000 C  m 
 m = 35,53 g 
 
Resposta da questão 15: 
 Teremos: 
 
2
Q i t 11 A 10 3600 s 396.000 C
2C (aq) C (g) 2e
1mol
 
     
 
2 mol e
24,4 L

2C (g)
2 96.500 C
V

2C (g)
396.000 C
V 50,06 L 50 L 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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