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Exercícios sobre cálculos na eletrólise

Exercícios de Química

Estes exercícios sobre cálculos na eletrólise envolvem a determinação do tempo, da massa das substâncias produzidas e da quantidade de carga que deve ser usada. Publicado por: Jennifer Rocha Vargas Fogaça
questão 1

(UFSE) Na eletrólise de uma solução de sulfato cúprico, tem-se a seguinte redução catódica:

Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)

Quantos mols de íons de Cu2+(aq) são reduzidos por uma quantidade de eletricidade igual a 1,0 faraday?

a) 0,50

b) 1,0

c) 1,5

d) 2,0

e) 2,5

questão 2

(Unifor-CE) Na obtenção industrial do alumínio, ocorre a seguinte reação catódica:

Al3+ + 3 e- → Al

Sabendo que 1 F (faraday) é a carga de 1 mol de elétrons, quantos faradays provocam a deposição de 9 quilogramas de alumínio? (Dado: MA = 27 u)

a) 3.

b) 30.

c) 100.

d) 300.

e) 1000.

questão 3

Quanto tempo é necessário para que se depositem 25,0 g de zinco em uma eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de zinco realizada com uma corrente de 2,0 A?

a) 3,68 . 104 h.

b) 3,68 . 104 min.

c) 10,2 s.

d) 10,2 h.

e) 7,38 . 104 s.

questão 4

Uma solução aquosa de nitrato de prata foi eletrolisada durante 1 h. Sabendo que a corrente elétrica que circulou pela cela eletrolítica foi de 2,0 A, determine a massa de prata depositada no cátodo:

a) 4 g.

b) 8 g.

c) 2,68 g.

d) 1,1 . 10-3 g.

e) 2,2 . 10-3 g.

respostas
Questão 1

Alternativa “a”.

Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)
    ↓               ↓
1 mol         2 mol

2 mols de elétrons reduzem 1 mol de íons Cu2+
Como 1 Faraday = 96500 C = 1 mol de elétrons, assim:
2 mols de elétrons ----------------- 1 mol de íons Cu2+
1 Faraday (1 mol de elétrons) --- x mol de íons Cu2+
x = ½ = 0,5 mol de íons Cu2+

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Questão 2

Alternativa “e”.

Al3+ + 3 e- → Al
    ↓         ↓
3 mol  1 mol (27 g ou 0,027 kg)

Sabemos que 1 Faraday = 1 mol de elétrons, então, 3 mol de elétrons = 3 F.

Através de regra de três, obtemos:

3 F --------- 0,027 kg de Al

   x----------- 9 kg de Al
   x = 9 . 3
       0,027

   x = 1000 F 

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Questão 3

Alternativa “d”.

Usamos a fórmula da lei de Faraday:

Q = i . t

t = Q/i

Mas também não sabemos o valor de Q (quantidade de carga elétrica). Então, vamos descobrir por meio da seguinte reação catódica:

Zn2+ + 2 e- → Zn
        ↓          ↓
    2 mol    1 mol

Olhando na tabela periódica, vemos que a massa atômica do zinco é 65,38 g/mol. Então, 2 mol de elétrons formam 65,38 g de zinco:

Sabemos que 96 486 C = 1 mol de elétrons, então 2 mol de elétrons = 193 000 C.

Por regras de três, obtemos:

193 000 C --------- 65,38 g de Zn
           Q ----------- 25 g de Zn

           Q = 193 000 . 25
                     65,38

            Q = 73 799,33 C
Agora podemos aplicar esse valor na equação da lei de Faraday para a eletrólise:
t = Q/i
t = 73 799,33 C
         2,0 A
t ≈ 3 689,665 s

1 h ----------- 3 600 s
   t------------- 3 689,665 s
   t ≈ 10,2 h

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Questão 4

Alternativa “b”.

Nitrato de prata: AgNO3

Reação que ocorre no cátodo:

Ag++ 1 e- → Ag
     ↓            ↓
1 mol       1 mol
     ↓            ↓

96 500 C    107,8 g

Mas para fazer uma relação de regra de três e descobrir a massa que foi formada nesse caso, precisamos descobrir primeiro a quantidade de carga elétrica (Q):

Q = i . t
Q = 2,0 A . 3600 s
Q = 7 200 C

Assim, temos:

96 500 C---- 107,8 g
7 200 C ----------- m
m = 776160
      96 500
m 8 g

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