Vol 2 Parte 1-217-218

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8 Aplicações das leis de Faraday 
As leis de Faraday podem ser uti lizadas para resolver uma série de 
problemas de ordem prática, relacionados aos processos de eletrólise 
e de pilhas. Vamos ver dois desses problemas a seguir. 
Suponha que seja necessário calcular as massas dos metais depo­
sitadas em três cubas eletrolíticas, ligadas em série, submetidas a uma 
corrente de 5A, durante 32 minutos e 10 segundos, conforme o es­
quema abaixo. 
Dadas as massas molares em g/mol: Cu = 63,5; Fe = 56; Ag = 108. 
,, ' ' 
-
CuS04 
Primeiro devemos passar o valor do tempo de minutos para segundos: 
32 · 60 + 10 = 1 930 s 
1 A---------1 C/s 
5A-----------x 
X = 5 C/s 
5 c ----------1 s 
y----------1930 s 
Y = 7 930 . 5 • Y = 9 650 e 
1 
Da semirreação catódica do Cu2+ sabemos que: 
Cu2+ (aq) + 2 e- Cu(s) 
2 mol 1 mol 
2 · 96500 C----1 · 63,5g 
9650 e z 
z = 
9 650 
· 
1 
· 
63
•
5 • z = 3,175 g de Cu(s) 
2 · 96 500 
Da semirreação catódica do Fe3+ sabemos que: 
Fe3+ (aq) + 3 e- Fe(s) 
3 mol 1 mol 
3. 96500 e ----1 • 56g 
9 650 e------w 
9 650 · 1 · 56 w = 
3 
. 
96 500 
• w = 7,867 g de Fe(s) 
Í Também é possível encontrar 
diretamente o valor de Q pelo 
cálculo: 
Q = i • t • Q = 5 · 1 930 • 
• a = 9 650 e. 
Observação: 
Se : 1 A • 1 s = 1 e l Então: 1 A= l
5
C 
Eletrólise com eletrodos ativos 215 
fonte de corrente 
contínua 
' j 
i--
caminho 
dos elétrons 
caminho 
Da semirreação catódica da Ag1+, temos: 
Ag1+(aq) + 1 e- - Ag(s) 
a = 
1 mol 1 mol 
1- 96500 c ---1-108g 
9 650 C ---- a 
9 650 · 1 · 108 
1 · 96500 
• a = 10,8 g de Ag(s) 
As massas dos metais depositadas nas três cubas eletrolíticas foram 
aproximadamente 3,175 g de Cu(s), 1,867 g de Fe(s) e 10,8 g de Ag(s). 
Agora imagine uma outra situação, uma calot a de automóvel de 
área igual a 500 cm2 constitui o cátodo de uma cuba eletrolítica que 
contém solução aquosa de cloreto de níquel li, NiCe2(aq). Para niquelar 
a ca lota, faz-se passar através da cuba uma corrente elétrica de 35,5 A. 
O cá lculo do tempo necessário para que seja depositada na calota uma 
camada de níquel igual a 0,01 mm de espessura pode ser feito da segu in­
te maneira. Dados: Ni = 59 g/mol, d niquei = 8,9 g/cm3, 1 F = 96 500 C. 
O primeiro passo é calcular qual a massa de Ni(s) que vai cobrir a 
ca lota de área 500 cm2 com uma espessura de 0,01 mm. 
dos elétrons 1 cm ---------10 mm 
ânodo 
cátodo 
Í Também é possível encontrar 
diretamente o valor de t pelo 
cálculo: 
Q = i · t • t = ~ • 
l 
1 • t = 14556,7 
L 35,5 
216 Capítulo 7 
• t = 410 sj 
x----------0,01 mm 
x = O,Ol · 1 • x = 10-3 cm 
10 
V= área · espessura 
V = 500 cm2 • 10-3 cm • 
m 
V = O 500 cm3 
' 
d= - • m=d · V • 
V 
• m = 8,9 · 0,500 • m = 4,45 g 
Em seguida é possível calcular a carga elétrica Q necessária: 
Semirreacão catód ica 
' 
Ni2+(e) + 2 e- Ni(s) 
2 mol 1 mol 
2 • 96 500 e --1 • 59 g 
x ------4,45 g 
4,45 · 2 · 96 500 
X = ------ • 
1 · 59 
X = 14 556,78 C 
E fina lmente o tempo necessário para o depósito do níquel: 
Como 35,5 A = 35,5 C/s, então temos: 
35,5 c--------1 s 
14556,78 e t 
t = 14 556,78 e • 1 s 
35,5 e 
t = 410 s 
De forma ideal são necessários 410 segundos para depositar na 
ca lota uma camada de níquel igual a 0,01 mm de espessura. 
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