eletroquimica-ii

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ELETROQUÍMICA II
ELETRÓLISE
Consiste numa reação não espontânea onde a aplicação de uma 
corrente elétrica gerada por uma diferença de potencial promove 
a decomposição de uma ou mais substâncias devido ao fenômeno 
químico de oxirredução.
ELETRÓLISE DE FUSÃO OU ÍGNEA
Aplicamos uma diferença de potencial a uma cuba eletrolítica 
onde, nela, encontramos uma substância no estado líquido 
(geralmente fundida numa elevada temperatura).
Exemplo: Eletrólise do Cloreto de Sódio.
Cátodo + – Ânion
NaC� fundido
Cuba
resistente 
ao calor
C�– Na+
C�– Na+
e– e–
Equação Global da Eletrólise Ígnea do Cloreto de Sódio
No cátodo: Na e- Na1+
0
+
No ânodo: Cl
- e-Cl2 + 22 2 2+Cl2 e
-Cl -No ânodo:
+
01+ NaNaNo cátodo: 22 2e
-
2Na
1++ Cl
-2 2Na
0
+ Cl2
ELETRÓLISE EM SOLUÇÃO AQUOSA
Aplicamos uma diferença de potencial a uma cuba eletrolítica 
onde, nela, encontramos uma solução aquosa da substância a ser 
eletrolisada. Como os íons da substância estão misturados com os íons 
H+ e OH– da água, devemos avaliar uma fila de descarga dos mesmos 
levando-se em conta os potenciais padrão das espécies consideradas. 
H+ OH-
B+ A-
eletrodos
anodocatodo
solução
aquosa
• FACILIDADE DE DESCARGA DOS ÍONS
FACILIDADE DE DESCARGA 
cátions alcalino, alcalino-
terrosos e alumínio 
(K+,Ca2+,Na+,Mg2+,Al3+)
H+
demais cátions 
(ZN2+,Fe2+,Cr,Ni2+,Cu2+,...)
ânions oxigenados e 
fluoreto
2
4 3 3(F ,SO ,NO ,C O )
− − − −
l
OH-
ânions não oxigenados
(Cl-, Br-,I-,...)
Exemplo: Eletrólise Aquosa do Cloreto de Sódio com uso de 
eletrodos inertes.
No cátodo:
No ânodo:
Na Solução: 
1
2H 2e H
+ −+ �
22Cl Cl 2e
− −� + 12 2 2 2 2Na 2Cl H O H Cl NaOH
+ −+ + � + +
1Na OH+ −+
Com o passar o tempo, veri�ca-se que a solução 
da cuba eletrolítica se torna básica!
Observação
Em eletrólises de compostos que apresentam ânions oxigenados, o 
íon hidroxila tem preferência de sofrer descarga produzindo o gás 
oxigênio segundo a semirreação:
2OH- → H2O + 1/2O2 + 2e
-
Quando o eletrodo não é inerte, deve-se levar em conta a sua 
semirreação de oxidação, quando este estiver ligado no anodo, 
resultando na sua corrosão com seus íons migrando para a solução 
ou a sua semirreação de redução, quando este estiver ligado no 
catodo, resultando no seu ganho de massa devida a uma possível 
redução de seus íons migrando da solução para a placa metálica.
Técnicas de proteção de peças metálicas com uma camada de um 
metal com maior resistência a corrosão é demasiadamente empregada 
para diversas finalidades. Delas destacamos os “banhos” de cromo 
(cromagem), de níquel (niquelagem), de ouro (auragem) e de prata. 
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ELETROQUÍMICA II
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• PURIFICAÇÃO ELETROLÍTICA DO COBRE.
Metais presentes no anodo que apresentam potencial de redução 
maior do que cobre (mais nobres) se deposita na chamada “lama 
anódica”. Esses metais como ouro e prata, por exemplo, podem ser 
separados e posteriormente vendidos devido ao seu grande valor de 
mercado.
Exercício Resolvido
01. Considere a eletrólise de uma solução aquosa de nitrato de 
prata com eletrodos inertes.
Sabendo que com o término da descarga das primeiras substâncias 
nos eletrodos a fonte geradora de energia elétrica foi devidamente 
desligada:
a) Escreva a semirreação observada no catodo.
b) Escreva a semirreação observada no catodo.
c) Escreva a equação global do processo.
d) Como ficará a solução ao término do processo?
Consulte a tabela de facilidade de descarga dos íons.
Resolução: 
Dissociações e/ou Ionizações:
AgNO3(aq)  Ag
+(aq) + NO3
–(aq)
H2O(l)  H
+(aq) + OH–(aq)
Pela ordem de descarga, os íons Ag+ serão reduzidos antes do H+ 
no catodo e o íons OH– serão oxidados antes do NO3
–. 
Catodo: Ag+(aq) + e–  Ag0(s)
Anodo: 4OH–(aq)  2H2O(l) + O2(g) + 4e
–
Equação Global na forma iônica:
4Ag+(aq) + 4OH–(aq)  4Ag0(s) + 2H2O(l) + O2(g) 
 Equação Global na forma molecular:
 4AgNO3(aq) + 2H2O(l)  4Ag
0(s) + O2(g) + 4HNO3(aq)
O consumo de OH– provoca uma predominância de íons H+, logo, 
a solução ficará ácida.
ESTEQUIOMETRIA EM FENÔMENOS 
ELETROQUÍMICOS
• Lei de Faraday 
“A quantidade de matéria de uma espécie química produzida 
ou consumida num fenômeno de natureza eletroquímica é 
diretamente proporcional à quantidade de carga elétrica 
aplicada no processo”.
FARADAY(F) – É uma constante física que indica a 
quantidade de carga elétrica, em Coulombs, aplicada a um 
circuito quando nele mobilizamos um mol de elétrons.
1 Faraday (F) --------- 96.500 C ------ 1 mol de elétrons (6 
X 1023 elétrons)
Da eletricidade: Q = i x t
Onde: Q é a carga elétrica, em Coulombs, aplicada ao circuito 
e proporcional ao Faraday (96.500C);
I é a intensidade de corrente elétrica em Ampères;
t é o tempo decorrido pelo processo em segundos(s).
Exercício Resolvido
02. Na eletrólise de uma solução aquosa de nitrato de cobre com 
eletrodos inertes, verificou-se após 193000s o aparecimento de 
1,27 g de metal no catodo.
a) Determine, em ampère, a intensidade de corrente aplicada ao 
circuito eletrolítico.
b) Determine o volume de gás desprendido no anodo nas C.N.T.P.
Dados: Massas Atômicas: H = 1 ; N = 14 ; O = 16 , Cu = 63,5.
Resolução:
Vamos considerar as proporções estequiométricas da reação de 
redução dos íons Cu2+ que ocorre no catodo (polo negativo):
Cu2+(aq) + 2e
–  Cu0(s)
 2mol 1mol
 2(96500)C  63,5g
 q  1,27g
q = 2(96500)(1,27)/63,5 = 3860C  q = i.t  3860 = i193000  
i = 0,02 A.
Vamos considerar as proporções estequiométricas da reação de 
oxidação dos íons OH– que ocorre no anodo (polo positivo):
4OH–(aq)  2H2O(l) + O2(g) + 2e
–
 1mol  2mol
 22,4L  2(96500)C
 V  3860C
V = (22,4)(3860)/2(96500) = 0,448L.
EXERCÍCIOS DE
FIXAÇÃO
01. Os principais fenômenos estudados pela eletroquímica são a 
produção de corrente elétrica, através de uma reação química (pilha), 
e a ocorrência de uma reação química, pela passagem de corrente 
elétrica (eletrólise). Com relação a esses fenômenos, analise as 
proposições abaixo.
I. As pilhas comuns são dispositivos que aproveitam a transferência 
de elétrons em uma reação de oxirredução, produzindo uma 
corrente elétrica, através de um condutor.
II. Em uma pilha a energia elétrica é convertida em energia química. 
III. O fenômeno da eletrólise é basicamente contrário ao da pilha, 
pois enquanto na pilha o processo químico é espontâneo (∆E° > 
0), o da eletrólise é não espontâneo (∆E° < 0).
Assinale a alternativa correta.
a) Somente a proposição II é verdadeira.
b) Somente as proposições I e II são verdadeiras.
c) Somente as proposições I e III são verdadeiras.
d) Somente a proposição I é verdadeira.
e) Todas as proposições são verdadeiras.
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ELETROQUÍMICA II
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02. Obtém-se magnésio metálico por eletrólise do MgCl2 fundido. 
Nesse processo, a semirreação que ocorre no catodo é:
a) Mg2+ + Mg2+ → Mg
b) Mg2+ - 2e– → Mg
c) 2Cl+ -2e– → Cl2
d) Mg2+ + 2e– → Mg
e) 2Cl+ + 2e– → Cl2
03. A quantidade de metal depositado pela passagem de 0,4 Faraday 
através de uma solução de um sal de zinco é igual a: Dado: Zn = 65
a) 13 g
b) 43 g
c) 74 g
d) 26 g
e) 3,6 g
04. Na eletrólise aquosa do Na2SO4(aq), com eletrodos inertes, 
obteremos no ânodo e no cátodo, respectivamente?
a) H2(g) e SO2(g)
b) Na(s) e SO2(g)
c) O2(g) e Na(s)
d) Na(s) e O2(g)
e) O2(g) e H2(g)
05. (UECE 2015) A primeira bateria a gás do mundo, conhecida 
hoje como célula a combustível, foi inventada por sir Wiliam Robert 
Grove (1811-1896) que àquela época já se preocupava com as 
emissões de gases poluentes causadas pelo uso de combustíveis 
fósseis. O combustível básico da maioria das células a combustível é 
o hidrogênio, que reage com o oxigênio e produz água e eletricidade 
e calor, de acordo com as reações simplificadas abaixo representadas.
Reação 1: 2H2(g) → 4H
+
(aq) + 4e
−
Reação 2: O2(g) + 4H
+
(aq) 4e
− → 2H2O(l)
Sobre células a combustível, marque a afirmação verdadeira.
a) A reação 1 é uma oxidaçãoe ocorre no cátodo da célula.
b) A reação líquida da célula é o oposto da eletrólise.
c) A célula a combustível produz somente corrente alternada.
d) A célula a combustível é um conversor de energia termoiônica.
06. (UFRGS 2011) 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 96.500 C 
(constante de Faraday), a massa de alumínio que será depositada a 
partir de uma solução de Al2(SO4)3 por uma corrente de 1,0 A fluindo 
durante 3 horas é de aproximadamente:
a) 1,0 g
b) 2,0 g
c) 3,0 g
d) 9,0 g
e) 27,0 g
07. Um estudante resolveu folhear sua chave com prata, utilizando a 
seguinte montagem:
Nessa célula, a chave corresponde ao:
a) anodo, que é o polo positivo.
b) anodo, que é o polo negativo.
c) catodo, que é o polo positivo.
d) catodo, que é o polo negativo.
e) catodo, onde ocorre a oxidação.
08. Um método industrial utilizado para preparar sódio metálico é a 
eletrólise de cloreto de sódio puro fundido.
Com relação à preparação de sódio metálico, é incorreto afirmar que:
a) a formação de sódio metálico ocorre no eletrodo negativo.
b) a eletrólise é uma reação espontânea.
c) a quantidade, em mol de cloro (Cl2) formada é menor que a de 
sódio metálico.
d) a quantidade de sódio metálico obtido é proporcional à carga 
elétrica utilizada.
09. (UCS 2016) Centenas de milhares de toneladas de magnésio 
metálico são produzidas anualmente, em grande parte para a 
fabricação de ligas leves. De fato, a maior parte do alumínio utilizado 
hoje em dia contém 5% em massa de magnésio para melhorar suas 
propriedades mecânicas e torná-lo mais resistente à corrosão. É 
interessante observar que os minerais que contêm magnésio não são 
as principais fontes desse elemento. A maior parte do magnésio é 
obtida a partir da água do mar, na qual os íons Mg2+ estão presentes 
em uma concentração de 0,05 mol/L. Para obter o magnésio metálico, 
os íons Mg2+ da água do mar são inicialmente precipitados sob a forma 
de hidróxido de magnésio, com uma solução de hidróxido de cálcio. 
O hidróxido de magnésio é removido desse meio por filtração, sendo 
finalmente tratado com excesso de uma solução de ácido clorídrico. 
Após a evaporação do solvente, o sal anidro obtido é fundido e 
submetido ao processo de eletrólise ígnea.
Considerando as informações do texto acima, assinale a alternativa correta.
a) A filtração é um processo físico que serve para separar misturas 
homogêneas de um sólido disperso em um líquido ou em um gás. 
b) A massa de Mg2+ presente em 500 mL de água do mar é de 2,025 g.
c) A eletrólise ígnea do sal anidro produz, além do magnésio 
metálico, um gás extremamente tóxico e de odor irritante.
d) O hidróxido de magnésio é uma monobase fraca, muito solúvel 
em água.
e) O processo de eletrólise é um fenômeno físico, em que um ou 
mais elementos sofrem variações nos seus números de oxidação 
no transcorrer de uma reação química.
10. (UPF 2014) O uso de cloro na desinfecção de águas foi iniciado 
com a aplicação do hipoclorito de sódio (NaClO(aq)) e, primeiramente, 
era empregado somente em casos de epidemias. A partir de 1902, 
a cloração foi adotada de maneira contínua na Bélgica, e, a partir 
de 1909, passou a ser utilizado o gás cloro (Cl2(g)), armazenado em 
cilindros revestidos com chumbo. O gás cloro (Cl2(g)) pode ser obtido 
por dois processos de eletrólise: eletrólise da água do mar ou de uma 
salmoura e eletrólise ígnea de cloreto de sódio fundido.
Na+(l) + e
− → Na(l) E
0
red = -2,71 V
Cl2(g) + 2e
− → 2Cl−(aq) E
0
red = -1,36 V
Considerando os processos de eletrólise e as substâncias químicas 
relacionadas no quadro acima, analise as afirmativas e assinale a correta.
a) Para o preparo de 1 L de uma solução de NaClO(aq) com 
concentração em quantidade de matéria de 0,6 mol·L-1, devem 
ser dissolvidos 4,466 g do soluto.
b) No processo de eletrólise do NaClO(l), ocorre redução no 
compartimento do cátodo, sendo este ligado ao polo negativo.
c) Eletrólise é um processo de oxirredução espontâneo no qual 
ocorre conversão de energia química em energia elétrica.
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ELETROQUÍMICA II
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d) A substância química NaClO(s) conduz a corrente elétrica, mesmo 
no estado sólido, pois apresenta íons em sua estrutura cristalina.
e) A decomposição do cloreto de sódio é um processo espontâneo 
e sua reação pode ser descrita como: 2NaCl(l) → 2Na(l) + Cl2(g), 
sendo o potencial da célula negativo.
EXERCÍCIOS DE
TREINAMENTO
01. (UNICAMP 2018) A galvanoplastia consiste em revestir um metal 
por outro a fim de protegê-lo contra a corrosão ou melhorar sua 
aparência. O estanho, por exemplo, é utilizado como revestimento do 
aço empregado em embalagens de alimentos. Na galvanoplastia, a 
espessura da camada pode ser controlada com a corrente elétrica e o 
tempo empregados. A figura abaixo é uma representação esquemática 
desse processo.
Considerando a aplicação de uma corrente constante com intensidade 
igual a 9,65 × 10-3 A, a massa depositada de estanho após 1 min 40 s 
será de aproximadamente
Dados: 1 mol de elétrons corresponde a uma carga de 96.500 C; 
Sn: 119 g·mol-1
a) 0,6 mg e ocorre, no processo, a transformação de energia química 
em energia elétrica.
b) 0,6 mg e ocorre, no processo, a transformação de energia elétrica 
em energia química.
c) 1,2 mg e ocorre, no processo, a transformação de energia elétrica 
em energia química.
d) 1,2 mg e ocorre, no processo, a transformação de energia química 
em energia elétrica.
02. (UNESP 2017) Em um experimento, um estudante realizou, nas 
Condições Ambiente de Temperatura e Pressão (CATP), a eletrólise 
de uma solução aquosa de ácido sulfúrico, utilizando uma fonte de 
corrente elétrica contínua de 0,200 A durante 965 s. Sabendo que a 
constante de Faraday é 96.500 C/mol e que o volume molar de gás 
nas CATP é 25.000 mL/mol, o volume de H2(g) desprendido durante 
essa eletrólise foi igual a:
a) 30,0 mL
b) 45,0 mL
c) 10,0 mL
d) 25,0 mL
e) 50,0 mL
03. (ENEM 2017) A eletrólise é um processo não espontâneo de 
grande importância para a indústria química. Uma de suas aplicações 
é a obtenção do gás cloro e do hidróxido de sódio, a partir de uma 
solução aquosa de cloreto de sódio. Nesse procedimento, utiliza-se 
uma célula eletroquímica, como ilustrado.
No processo eletrolítico ilustrado, o produto secundário obtido é o:
a) vapor de água.
b) oxigênio molecular.
c) hipoclorito de sódio.
d) hidrogênio molecular.
e) cloreto de hidrogênio.
04. (FAC. PEQUENO PRÍNCIPE - MEDICI 2016) Eletrólise é uma 
reação não espontânea provocada pelo fornecimento de energia 
elétrica proveniente de um gerador (pilhas). A eletrólise possui muitas 
aplicações na indústria química, na produção de metais, como sódio, 
magnésio, potássio, alumínio etc., também na produção de não 
metais como cloro e o flúor e, ainda, substâncias como o hidróxido 
de sódio (soda cáustica) e peróxido de hidrogênio (água oxigenada) 
e a deposição de finas películas de metais sobre peças metálicas 
ou plásticas. Essa técnica de deposição em metais é conhecida 
como galvanização. Os mais comuns são as deposições de cromo 
(cromagem), níquel (niquelagem), prata (prateação), ouro (dourar), 
usadas em grades, calotas de carros, emblemas, peças de geladeira, 
joias, aparelhos de som. É utilizada também na purificação ou refino 
eletrolítico de muitos metais, como cobre e chumbo e no processo 
de anodização, que nada mais é do que uma oxidação forçada da 
superfície de um metal para que seja mais resistente à corrosão.
Disponível em: <http://www.soq.com.br/>. 
Temos como exemplo a eletrólise em série, com três cubas eletrolíticas, 
contendo respectivamente as seguintes soluções químicas: na 
primeira cuba, sulfato de cobre; na segunda cuba, cloreto de 
alumínio; e na terceira cuba, clorato de prata. Analisando o texto, 
assinale a alternativa que mostra a massa totaldos metais, em gramas, 
depositados nestas três cubas eletrolíticas, ligadas em série, quando 
submetidas a uma corrente de 6 A durante um tempo de 0,672 horas.
Dados: Cu = 63,5; Al = 27; Ag = 108; 1F = 96.500C.
a) 22,368
b) 27,3
c) 28,4
d) 29,11
e) 30,15
05. (MACKENZIE 2014) Utilizando eletrodos inertes, foram submetidas 
a uma eletrólise aquosa em série, duas soluções aquosas de nitrato, 
uma de níquel (II) e outra de um metal Z, cuja carga catiônica é 
desconhecida. Após, 1 hora, 20 minutos e 25 segundos, utilizando 
uma corrente de 10 A, foram obtidos 14,500 g de níquel (II) e 25,875 
g do metal Z.
Dados: massas molares (g/mol) Ni = 58 e Z = 207
1 Faraday = 96500 C
De acordo com essas informações, é correto afirmar que a carga iônica 
do elemento químico Z é igual a:
41
ELETROQUÍMICA II
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a) +1
b) +2
c) +3
d) +4
e) +5
06. (UEPA 2012) Este ano foi noticiado pelo jornal Ventos do Norte 
que um aluno do ensino médio danificou um Opala Couper, ano 
1975, do professor de História de uma escola pública de Belém. Entre 
as peças mais danificadas estava o para-choque cromado. Ao levar 
para cromagem, o técnico da empresa explicou para o professor que 
para recuperar o para-choque, seria necessário um banho de crômio 
por 6h, e que neste processo ele utilizaria uma corrente de 10 A.
Para saber mais: O banho de crômio é uma solução aquosa de 
óxido de crômio VI (CrO3). O CrO3 em água forma o ácido crômico 
(H2CrO4) que é consumido durante a deposição do crômio metálico. A 
equação abaixo representa a redução do crômio:
2 0
4 2CrO 8H 6e Cr 4H O
− + −+ + → +
(Extraído e adaptado de: LUTFI, Mansur. Os ferrados e os cromados. 
Ijui-RS: Ed. UNIJUÍ, 2005.)
Dados: Constante de Faraday = 9,65 × 104 C;
Massa molar do crômio = 52 g/mol
Com base no texto, julgue as afirmativas abaixo.
I. O banho de crômio é um exemplo de eletrólise empregado em 
indústrias de galvanoplastia.
II. A massa de crômio usada na recuperação do para-choque foi de 
19,39 g.
III. Na equação de redução o crômio VI perde 6 elétrons.
IV. A redução do crômio ocorre no anodo.
De acordo com as afirmativas acima, a alternativa correta é:
a) I, II e IV
b) I, III e IV
c) I e II
d) I e III
e) I e IV
07. (UPE 2011) Uma solução diluída de ácido sulfúrico foi eletrolisada 
com eletrodos inertes durante um período de 193 s. 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 25 mmHg.
a) 16 A
b) 12 A
c) 10 A
d) 18 A
e) 25 A
08. (FUVEST 2017) Células a combustível são opções viáveis para 
gerar energia elétrica para motores e outros dispositivos. O esquema 
representa uma dessas células e as transformações que nela ocorrem.
H2(g) + 1/2 O2(g) → H2O(g) ∆H = -240kJ/mol de H2.
A corrente elétrica (i), em ampère (coulomb por segundo), gerada por 
uma célula a combustível que opera por 10 minutos e libera 4,80 kJ 
de energia durante esse período de tempo, é:
Note e adote: Carga de um mol de elétrons = 96.500 coulomb.
a) 3,32
b) 6,43
c) 12,9
d) 386
e) 772
09. (UNESP 2010) A pilha esquematizada, de resistência desprezível, 
foi construída usando-se, como eletrodos, uma lâmina de cobre 
mergulhada em solução aquosa, contendo íons Cu+2 (1moℓ·L–1) e 
uma lâmina de zinco mergulhada em solução aquosa contendo íons 
Zn+2 (1moℓ·L–1). Além da pilha, cuja diferença de potencial é igual a 
1,1 volts, o circuito é constituído por uma lâmpada pequena e uma 
chave interruptora Ch. Com a chave fechada, o eletrodo de cobre teve 
um incremento de massa de 63,5 µ g após 193s.
Dados: P = U·i
Carga de um mol de elétrons = 96 500C
Massas molares (g·mol–1): Zn = 65,4; Cu = 63,5
Cu+2 + 2 e– → Cu
Zn+2 + 2 e– → Zn
Considerando que a corrente elétrica se manteve constante nesse intervalo 
de tempo, a potência dissipada pela lâmpada nesse período foi de:
a) 1,1 mW
b) 1,1 W
c) 0,55 mW
d) 96 500 W
e) 0,22 mW
10. (UNEB 2014)
 
Grandes recalls de fabricantes de baterias de íons de lítio para 
notebooks suscitaram questões sobre como essas fontes de energia 
podem aquecer a ponto de pegar fogo. Igualmente válida é a dúvida 
sobre por que os acidentes não são mais frequentes: são poucos 
proporcionalmente às centenas de milhões de baterias vendidas 
anualmente.
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ELETROQUÍMICA II
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As células eletroquímicas de íons de lítio empregam vários 
materiais, mas quase todas são recarregáveis, como as usadas em 
câmeras fotográficas e telefones celulares, que utilizam óxido de lítio-
cobalto no cátodo e grafite no ânodo.
Embora essa formulação seja “de certo modo inerentemente 
insegura”, a fabricação cuidadosa e os dispositivos de segurança 
embutidos limitaram os acidentes a poucas ocorrências. Mesmo assim, 
os fabricantes de baterias têm aumentado a capacidade de carga em 
determinada célula devido à demanda dos fabricantes de eletrônicos 
por maior durabilidade. Portanto, agora a margem de erros é ainda 
menor. Aumentando o número de íons na célula, os fabricantes 
quadruplicaram a capacidade energética desde seu lançamento 
comercial em 1991.
(FISCHETTI. 2013. p. 10-11).
Considere uma pilha de íon-lítio utilizada em marca-passos cardíaco, 
bastante leve, hermeticamente fechada para não liberar gases, com 
durabilidade em torno de 10 anos, e com alta densidade de carga 
de 0,8 Ah/cm3. Sabendo-se que o valor da carga de um elétron, 
em módulo, é igual a 1,6·10-19C, é correto afirmar que a ordem de 
grandeza do número de elétrons existentes na pilha, com volume de 
1,0 cm3, é igual a:
a) 1014
b) 1015
c) 1018
d) 1020
e) 1022
EXERCÍCIOS DE
COMBATE
01. Uma corrente elétrica, de intensidade constante, atravessa 
uma cuba eletrolítica contendo uma solução 0,1 mol·L-1 de AgNO3. 
Decorridos 10 minutos, teremos formado no cátodo e no ânodo, 
respectivamente, as seguintes substâncias:
CÁTODO ÂNODO
a) H2(g) NO2(g)
b) Ag0 H2(g)
c) Ag0 O2(g)
d) H2(g) O2(g)
e) Ag0 NO2(g)
02.
O voltâmetro de Hoffman anterior é usado para realizar a eletrólise 
da água. Se a eletrólise de uma solução diluída de H2SO4 produziu no 
catodo 20 mL do gás hidrogênio, pode-se afirmar que o volume do 
oxigênio produzido no anodo, ao mesmo tempo, foi de:
a) 5 mL
b) 10 mL
c) 15 mL
d) 20 mL
e) 40 mL
03. Para pratear eletroliticamente um objeto de cobre e controlar a 
massa de prata depositada no objeto, foi montada a aparelhagem 
esquematizada na figura a seguir onde I, II e III são, respectivamente:
a) o objeto de cobre, uma chapa de platina e um amperímetro.
b) uma chapa de prata, o objeto de cobre e um voltímetro.
c) o objeto de cobre, uma chapa de prata e um voltímetro.
d) o objeto de cobre, uma chapa de prata e um amperímetro.
e) um a chapa de prata, o objeto de cobre e um amperímetro.
04. Considere duas soluções aquosas, uma de NiSO4 e outra de 
AgNO3. Quando a mesma quantidade de eletricidade passa através 
das duas soluções, são depositados 0,1 mol de Ni metálico.
Com base nessa informação, podemos determinar que a massa, em 
grama, de Ag metálica depositada é de, aproximadamente,
a) 2,2
b) 5,4
c) 10,8
d) 21,6
e) 43,2
05. A eletrólise de certo composto iônico XY fundido, sob corrente 
elétrica de 1 ampère, durante 9,65 × 104 segundos foi suficiente para 
depositar certa massa de metal X que, em gramas, corresponde à 
metade do valor de sua massa molar. Sendo assim, conclui-se que o 
número de carga do íon X é:
Dado: 1 faraday = 9,65 × 104 C mol–1.
a) 1+
b) 2+ 
c) 3+ 
d) 1– 
e) 2–
06. Algumas peças de motocicletas, bicicletas e automóveis são 
cromadas. Uma peça automotiva recebeu um “banho de cromo”, 
cujo processo denominado cromagem consiste na deposição de uma 
camada de cromo metálico sobre a superfície da peça. Sabe-se que 
a cuba eletrolítica empregada nesse processo (conforme a figura 
abaixo), é composta pela peça automotiva ligada ao cátodo(polo 
negativo), um eletrodo inerte ligado ao ânodo e uma solução aquosa 
de 1 mol·L–1 de CrCl3. Supondo que a solução esteja completamente 
dissociada e que o processo eletrolítico durou 96,5 min sob uma 
corrente de 2 A, a massa de cromo depositada nessa peça foi de:
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ELETROQUÍMICA II
PROMILITARES.COM.BR
Dados: massas atômicas Cr = 52 u e Cl = 35,5 u.
1 Faraday = 96500 C/mol de e–
a) 0,19 g
b) 0,45 g
c) 1,00 g
d) 2,08 g
e) 5,40 g
07. Duas cubas eletrolíticas distintas, uma contendo eletrodos de 
níquel (Ni) e solução aquosa de NiSO4 e outra contendo eletrodos 
de prata (Ag) e solução aquosa de AgNO3, estão ligadas em série, 
conforme mostra a figura a seguir.
Esse conjunto de cubas em série é ligado a uma bateria durante 
certo intervalo de tempo, sendo observado um incremento de 54 g 
de massa de prata em um dos eletrodos de prata. Desse modo, o 
incremento da massa de níquel em um dos eletrodos de níquel é de:
Dados:
Constante de Faraday= 96500 Coulombs/mol de elétrons
Massa molar do níquel = 59 g/mol
Massa molar da prata = 108 g/mol
a) 59,32 g
b) 36,25 g
c) 14,75 g
d) 13,89 g
e) 12,45 g
08. Em maio de 1800, Alessandro Volta anunciou a invenção da pilha 
elétrica, a primeira fonte contínua de eletricidade. O seu uso influenciou 
fortemente o desenvolvimento da Química nas décadas seguintes.
A pilha de Volta era composta de discos de zinco e de prata 
sobrepostos e intercalados com material poroso embebido em solução 
salina, como mostrado a seguir.
Com o funcionamento da pilha, observa-se que os discos de zinco 
sofrem corrosão.
A respeito da pilha de Volta, são feitas as seguintes afirmações:
I. Nos discos de zinco ocorre a semirreação: Zn(s) → Zn2+ + 2e−.
II. Os discos de prata são fontes de elétrons para o circuito externo.
III. O aumento do diâmetro dos discos empregados na montagem 
não influencia na tensão fornecida pela pilha.
Das três afirmações apresentadas,
a) apenas I é verdadeira.
b) apenas II é verdadeira.
c) apenas I e II são verdadeiras.
d) apenas I e III são verdadeiras.
e) apenas II e III são verdadeiras.
09. Uma fonte de corrente contínua fornece corrente elétrica a um 
sistema composto por duas células eletrolíticas, ligadas em série 
através de um fio condutor. Cada célula é dotada de eletrodos 
inertes. Uma das células contém somente uma solução aquosa 
0,3 mol·L–1 de NiSO4 e a outra apenas uma solução aquosa 0,2 mol·L
–1 
de Au(Cl)3. Se durante todo o período de eletrólise as únicas reações 
que ocorrem nos catodos são as deposições dos metais, qual das 
opções corresponde ao valor da relação: massa de níquel depositado/
massa de ouro depositado?
Massas atômicas: Ni = 59 ; Au = 197
a) 0,19
b) 0,45
c) 1,0
d) 2,2
e) 5,0
10. Uma célula eletrolítica foi construída utilizando-se 200 mL de uma 
solução aquosa 1,0 mol/L em NaCl com pH igual a 7 a 25 °C, duas 
chapas de platina de mesmas dimensões e uma fonte estabilizada de 
corrente elétrica. Antes de iniciar a eletrólise, a temperatura da solução 
foi aumentada e mantida num valor constante igual a 60 °C. Nesta 
temperatura, foi permitido que corrente elétrica fluísse pelo circuito 
elétrico num certo intervalo de tempo. Decorrido esse intervalo de 
tempo, o pH da solução, ainda a 60 °C, foi medido novamente e 
um valor igual a 7 foi encontrado. Levando em consideração os fatos 
mencionados neste enunciado e sabendo que o valor numérico da 
constante de dissociação da água (Kw) para a temperatura de 60 °C é 
igual a 9,6 × 10–14, é correto afirmar que:
a) o caráter ácido-base da solução eletrolítica após a eletrólise é neutro.
b) o caráter ácido-base da solução eletrolítica após a eletrólise é alcalino.
c) a reação anódica predominante é aquela representada pela meia-
equação: 4OH–(aq) → 2H2O(l) + O2(g) + 4e
– (CM).
d) a reação catódica, durante a eletrólise, é aquela representada pela 
meia-equação: Cl2(g) + 2e
– (CM) → 2Cl– (aq).
e) a reação anódica, durante a eletrólise, é aquela representada pela 
meia-equação: H2(g) + 2OH
–(aq) → 2H2O(l) + 2e
–(CM).
 
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ELETROQUÍMICA II
PROMILITARES.COM.BR
GABARITO
EXERCÍCIOS DE FIXAÇÃO
01. C
02. D
03. D
04. E
05. B
06. A
07. D
08. B
09. C
10. B
EXERCÍCIOS DE TREINAMENTO
01. B
02. D
03. D
04. A
05. D
06. C
07. C
08. B
09. A
10. E
EXERCÍCIOS DE COMBATE
01. C
02. B
03. E
04. C
05. B
06. D
07. C
08. D
09. B
10. B
ANOTAÇÕES