Exercícios sobre cálculos na eletrólise
(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
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+
(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.
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
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.
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
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.
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
