3. eletroquímica

Química 3º ano 2º Bimestre Eletroquímica

13

v jvj J v

Eletroquímica

Definição

É a parte da Química que estuda não só os

fenômenos envolvidos na produção de corrente elétrica a

partir da transferência de elétrons ocorrida em reações de

óxido-redução, mas também a utilização de corrente

elétrica na produção dessas reações.

Pilhas e Baterias

São dispositivos nos quais uma reação espontânea de

óxido-redução produz corrente elétrica.

No interior da pilha, ocorre uma reação de óxido-

redução que libera elétrons pelo pólo negativo. A

passagem de elétrons pelo filamento da lâmpada o torna

incandescente.

A primeira pilha elétrica foi criada em 1800 pelo

cientista italiano Alessandro Volta (1745–1827).

Essa pilha era constituída por um conjunto de duas

placas metálicas, de zinco e cobre, chamados eletrodos

(do grego, percurso elétrico), e por algodão embebido em

solução eletrolítica, ou seja, que conduz corrente elétrica.

Cada conjunto de placas e algodão forma uma célula ou

cela eletrolítica.

Nessa cela, os elétrons fluem da lâmina de zinco

(Zn) para a de cobre (Cu), mantendo a lâmpada acesa

durante um pequeno intervalo de tempo.

Essa descoberta foi aperfeiçoada em 1836 pelo

químico e meteorologista inglês John Frederick Daniell

(1790–1845), que dividiu a célula eletrolítica de sua pilha

em duas partes (duas semicelas).

Na pilha de Daniell, os dois eletrodos metálicos

eram unidos externamente por um fio condutor, e as duas

semicelas eram unidas por uma ponte salina, contendo

uma solução saturada de K2SO4(aq). Inicialmente, o

sistema apresentava aspecto abaixo:

Após certo tempo de funcionamento, essa pilha

apresenta o seguinte aspecto:

No eletrodo de cobre, ocorre:

espessamento da lâmina de Cu;

diminuição da cor azul.

Esses dois fatos podem ser explicados pela semi-

reação de redução:

Cu2+

(aq) + 2 e_ → Cu(s)

solução lâmina

O eletrodo em que ocorre a redução é o cátodo.

No eletrodo de zinco, ocorre:

corrosão da lâmina Zn.

Esses dois fatos podem ser explicados pela semi-

reação de oxidação:

Zn(s) → Zn2+

(aq) + 2 e_

lâmina solução

O eletrodo em que ocorre a oxidação é o ânodo.


14

v jvj J v

Pela análise dessas duas semi-reações, podemos

concluir que os elétrons fluem, no circuito externo, do

eletrodo de cobre, ou seja, os elétrons, por apresentarem

carga negativa, migram para o eletrodo positivo (pólo

positivo), que nesse caso, é a lâmina de cobre.

A equação global dos processos ocorridos nessa

pilha pode ser obtida pela soma das duas semi-reações:

ânodo: Zn(s) Zn2+

(aq) + 2 e–

cátodo: Cu2+

(aq) + 2 e– Cu(s) +

reação global: Zn(s) + Cu2+

(aq) Zn2+

(aq) + Cu(s)

Oficialmente, por convenção mundial, as pilhas são

representadas da seguinte maneira:

Usando essa notação, a pilha estudada pode ser

representada por:

Znº / Zn2+

// Cu2+

/ Cuº

Observação

Vejamos algumas pilhas e baterias:

Exemplos:

15. A pilha é um gerador e pode ser representada por:

Indique o sentido dos elétrons no circuito externo

acoplado a essa pilha.

Considerando o esquema referente à pilha abaixo,

responda às questões a seguir:

a) O eletrodo B está sofrendo uma oxidação ou uma

redução?

b) O eletrodo B é denominado cátodo ou ânodo?

c) O eletrodo B é o pólo positivo ou negativo?

d) Escreva a semi-reação que ocorre no eletrodo B.

O eletrodo (semipilha) que cede elétrons ao circuito

é o pólo negativo da pilha (ânado), onde ocorre

oxidação; o eletrodo (semipilha) que recebe elétrons é o

pólo positivo da pilha (cátodo), onde ocorre redução.

Semipilha, semicelas ou eletrodo — conjunto

formado pela lâmina e a solução de seus íons.

Ânodo Cátodo

oxidação redução

A Ax+

+ x e– B

x+ + x e

– B

ponte salina

+ –


15

v jvj J v

e) A concentração (quantidade) de íons B3+

aumenta ou

diminui?

f) O eletrodo A está sofrendo uma oxidação ou uma

redução?

g) O eletrodo A é denominado cátodo ou ânodo?

h) O eletrodo A é o pólo positivo ou negativo?

i) Escreva a semi-reação que ocorre no eletrodo A.

j) A concentração (quantidade) de íons A2+

aumenta ou

diminui?

k) Ocorre deposição sobre o eletrodo A ou sua corrosão?

l) Escreva a equação que representa a reação global da

pilha.

m) Escreva a notação oficial que representa a pilha.

Observe os seguintes experimentos:

Mg + 2 H+

Mg2+

+ H2

O magnésio oxida-se (perde

elétrons)

Cu + H+

não ocorre reação

O cobre não oxida

16. Utilizando as informações dadas e o esquema da pilha

a seguir, respondas às questões.

a) Qual metal se oxida?

b) Qual metal se reduz?

c) Qual eletrodo é o ânodo?

d) Qual eletrodo é o cátodo?

e) Indique o sentido dos elétrons.

f) Indique os pólos + e –.

g) Qual lâmina sofre corrosão?

h) Qual lâmina ocorre deposição?

i) Escreva as semi-reações de oxidação e redução.

j) Escreva a reação global da pilha.

Potencial das pilhas

Potencial de redução e oxidação

Em uma pilha, a espécie que apresenta maior Ered sofre

redução e, portanto, a outra espécie, de maior Eoxi, sofre

oxidação.

Potencial de uma pilha

Nas pilhas, os elétrons fluem do eletrodo em que

ocorre oxidação (ânodo) para o eletrodo em que ocorre

redução (cátodo) através do fio externo. Se colocarmos,

nesse fio, um aparelho denominado voltímetro,

conseguiremos medir a força eletromotriz (fem ou E) da

pilha.

O valor indicado pelo voltímetro, em volts (V),

corresponde à força eletromotriz da pilha. Nas pilhas

comuns, esse valor aparece indicado na embalagem

externa da pilha.

A diferença de potencial ou ddp (E) de uma pilha

depende das espécies químicas envolvidas, das suas

concentrações e da temperatura. Por esse motivo, o E é

medido na chamada condição-padrão, que corresponde a

espécies com concentração 1 mol/L e possíveis gases

envolvidos com pressão de 1 atmosfera a 25ºC. Na

condição-padrão, a diferença de potencial de uma pilha

será representada por E0.


16

v jvj J v

O Eº de uma pilha corresponde à diferença entre os

potenciais de redução ou de oxidação das espécies

envolvidas, e seu cálculo pode ser feito pelas equações a

seguir:

Eº = (Eºred maior) – (Eºred menor)

ou

Eº = (Eºoxi maior) – (Eºoxi menor)

Pilha de zinco e hidrogênio

Eletrodo de Zn

Zn(s) → Zn2+

(aq) + 2 e– ocorreu

oxidação

ânodo

Eletrodo de H2

2 H+

(aq) + 2 e– → H2(g)

ocorreu

redução

cátodo

Reação global Zn(s) + 2 H+

(aq) → Zn2+

(aq) + H2(g)

Como o hidrogênio (H+) se reduziu, seu potencial de

redução é maior que o do Zn e, aplicando o Eº indicado

pelo voltímetro, temos:

E0 = (E

0H+(aq), H2(g)) – (E

0Zn2+(aq), Zn(s))

0,76 V = (0) – (EºZn2+(aq), Zn(s))

(EºZn2+(aq), Zn(s)) = – 0,76 V

Tabela de Potenciais de redução

Utilizando um eletrodo de hidrogênio como no

processo descrito, podemos determinar os Eºred de muitas

espécies químicas. Esses potenciais são relacionados em

uma tabela, juntamente com as semi-reaçãoes

correspondentes:

Metal

oxidado

Elétron

recebido

Metal

reduzido

E0

oxid

(volts) Cs

+(aq) + e

– → Cs(s) – 3,06

Li+

(aq) + e– → Li(s) – 3,04

Rb+

(aq) + e– → Rb(s) – 2,99

K+

(aq) + e– → K(s) – 2,92

Ca2+

(aq) + 2 e– → Ca(s) – 2,87

Na+

(aq) + e– → Na(s) – 2,71

Mg2+

(aq) + 2 e– → Mg(s) – 2,36

Aℓ3+

(aq) + 3 e– → Aℓ(s) – 1,67

Mn2+

(aq) + 2 e– → Mn(s) – 1,18

Zn2+

(aq) + 2 e– → Zn(s) – 0,76

Cr3+

(aq) + 3 e– → Cr(s) – 0,74

Fe2+

(aq) + 2 e– → Fe(s) – 0,41

Co2+

(aq) + 2 e– → Co(s) – 0,28

Ni2+

(aq) + 2 e– → Ni(s) – 0,25

Sn2+

(aq) + 2 e– → Sn(s) – 0,14

2 H+

(aq) + 2 e– → H2(g) zero

Sn4+

(aq) + 2 e– → Sn

2+(aq) + 0,15

Cu2+

(aq) + 2 e– → Cu

+(aq) + 0,16

Sb3+

(aq) + 3 e– → Sb(s) + 0,21

As3+

(aq) + 3 e– → As(aq) + 0,25

Bi3+

(aq) + 3 e– → Bi(s) + 0,32

Cu2+

(aq) + 2 e– → Cu(s) + 0,34

Fe3+

(aq) + e– → Fe

2+(aq) + 0,77

Hg2+

(aq) + 2 e– → Hg(ℓ) + 0,79

Ag+

(aq) + e– → Ag(s) + 0,80

Br2(ℓ) + 2 e– → 2 Br

–(aq) + 1,10

Pt2+

(aq) + 2 e– → Pt(s) + 1,20

O2(g) + 4 H+

(aq) + 4 e– → 2 H2O + 1,23

Cℓ2(g) + 2 e– → 2 Cℓ

–(aq) + 1,36

Au3+

(aq) + 3 e– → Au(s) + 1,50

F2(g) + 2 e– → 2 F

–(aq) + 2,89

Cálculo da voltagem (E0) das pilhas

Vamos considerar uma pilha formada por eletrodos

de alumínio e cobre, cujos E0red são:

E0

Aℓ3+(aq),Aℓ(s) = – 1,68 V

E0

Cu2+(aq),Cu(s) = + 0,34 V

Para efetuarmos o cálculo do E0 dessa pilha,

podemos utilizar a equação:

au

men

to d

a f

orç

a o

xid

an

te

au

men

to d

a f

orç

a r

edu

tora

Zn(s) Zn2+(aq) + 2 e– 2 H+

(aq) + 2 e– H2(g)


17

v jvj J v

Eº = (E0red maior) – (E

0red menor)

E0 = (+ 0,34 V) – (– 1,68 V)

E0 = + 2,02 V

Observando os potenciais, podemos perceber que o

cobre, por apresentar o maior potencial de redução, se

reduz, ao passo que o alumínio se oxida:

(3x) Cu2+

(aq) + 2 e– Cu(s)E

0red = + 0,34 volt

(2x) Aℓ(s) Aℓ3+

(aq) + 3 e– E

0oxi = + 1,68 volt

A equação global da pilha pode ser obtida pelo uso

de coeficientes que igualem o número de elétrons

cedidos e recebidos nas semi-reações:

3 Cu2+

(aq) + 6 e– 3 Cu(s)E

0red = + 0,34 volt

2 Aℓ(s) 2 Aℓ3+

(aq) + 6 e– E

0oxi = + 1,68 volt

2Aℓ(s) + 3Cu2+

(aq) → 2Aℓ3+

(aq) + 3Cu(s)

Outro fato interesse é que podemos calcular o E0

da pilha utilizando a equação:

E0 = E

0oxi + E

0red

E0 = (+ 1,68 V) + (+ 0,34 V)

E0 = + 2,02 V

A representação dessa pilha pode ser feita por:

Aℓ(s) / Aℓ3+

(aq) // Cu2+

(aq) / Cu(s)

Espontaneidade de Reações

Todas as pilhas funcionam por meio de reações

espontâneas e apresentam sempre E0 positivo. Numa

pilha, temos:

Para determinarmos se uma reação é espontânea e,

portanto, se pode constituir uma pilha, devemos separar a

reação global nas duas semi-reações:

Vamos estudar a espontaneidade desta reação:

Mg2+

(aq) + Ni(s) Mg(s) + Ni2+

(aq)

Mg2+

(aq) + 2 e– Mg(s)

Ni(s) Ni2+

(aq) + 2 e–

A primeira semi-reação corresponde à redução do

magnésio e, pela tabela, seu E0

red = – 2,36 V. A segunda

semi-reação corresponde à oxidação do níquel, e seu

potencial de oxidação é igual ao inverso do potencial de

redução presente na tabela, ou seja, + 0,24 V.

Considerando que o Epilha é igual à soma dos potenciais

de oxidação e redução, temos:

Epilha = E0

oxi Ni + E0

red Mg2+

Epilha = (+ 0,24 V) + (–2,36 V)

Epilha = – 2,12 V

Como o Epilha é negativo, concluímos que a reação

entre Mg2+

e Ni0 não é espontânea e, portanto, não

caracteriza uma pilha.

Exercícios:

17. Considerando-se uma pilha construída com eletrodos

de lítio e cobre, responda:

Li+

(aq) + e– → L i(s) E

0red = – 3,04 V

Cu2+

(aq) + 2 e– → Cu(s) E

0red = + 0,34 V

a) Qual é a reação global da pilha e sua ddp?

b) Qual o eletrodo positivo ou cátodo?

c) Qual o eletrodo negativo ou ânodo?

d) Qual é o sentido do fluxo de elétrons?

e) Qual eletrodo sofrerá diminuição de massa?

f) Qual eletrodo sofrerá aumento de massa?

Note que os valores dos E0 não dependem do

número de mol das espécies envolvidas e são sempre

constantes nas condições-padrão para cada espécie.

menor

E0redução

maior tendência

em

perder

elétrons

maior

E0

redução

maior tendência

em

receber

elétrons

reação

reação

espontânea

não-espontânea

e_

fluxo de


18

v jvj J v

18. Uma pilha é formada com eletrodos de magnésio e

ouro mergulhados em soluções de seus respectivos

cátions. Responda:

a) Quais são as semi-reações?

b) Qual é a reação global da pilha e sua ddp?

c) Qual o eletrodo positivo ou cátodo?

d) Qual o eletrodo negativo ou ânodo?

e) Qual é o sentido do fluxo de elétrons?

f) Qual eletrodo sofrerá corrosão?

g) Qual eletrodo sofrerá deposição?

19. Em uma pilha Ni0/Ni

2+//Ag

+/Ag

0, os metais estão

mergulhados em soluções aquosas de 1,0 M de seus

respectivos sulfatos, a 25ºC.

Reação E0red (volts)

Ni2+

+ 2 e– → Ni

0 – 0,25

Ag+ + e

– → Ag

0 + 0,80

Determine:

a) A equação global da pilha

b) O sentido do fluxo de elétrons

c) O valor da força eletromotriz (fem) da pilha

20. (PUC-PR) Uma célula galvânica é constituída de 2

eletrodos:

1º eletrodo: 1 lâmina de ferro metálico submersa numa

solução de FeSO4 1 M.

2º eletrodo: 1 lâmina de prata metálica submersa numa

solução de AgNO3 1 M.

Sabendo-se que os potenciais normais de redução desses

dois elementos são:

Fe2+

+ 2 e– Fe E

0 = – 0,44 V

Ag+

+ 1 e– Ag E

0 = + 0,80 V

o potencial dessa célula, quando os dois eletrodos são

ligados entre si internamente por uma ponte salina e

externamente por um fio de platina será:

a) + 0,36 V.

b) – 0,36 V.

c) – 1,24 V.

d) – 1,36 V.

e) + 1,24 V.

21. (PUC-RS) Uma pilha utilizada nos marca-passos é

constituída por eletrodo de iodo e outro de lítio, e seu

funcionamento é baseado nas seguintes semi-reações

adiante, cada uma representada com o respectivo

potencial padrão de redução.

I2(s) + 2 e–

2 I– E

0 = + 0,536 V

Li+

+ 1 e– Li(s) E

0 = – 3,045 V

considerando-se essas informações, é correto afirmar que:

a) o eletrodo de lítio funciona como cátodo.

b) o eletrodo de iodo funciona como ânodo.

c) o I2 é o agente redutor.

d) o Li+ é o agente oxidante.

e) a diferença de potencial dessa pilha, em condições

padrão, é 3,581 V.

Eletrólise

É um processo não-espontâneo, em que a passagem

de uma corrente elétrica através de um sistema líquido, no

qual existam íons, produz reações químicas.

As eletrólises são realizadas em cubas eletrolíticas,

nas quais a corrente elétrica é produzida por um gerador

(pilha).

Nesse sistema, os eletrodos são geralmente inertes,

formados por platina ou grafita (carvão).

As substâncias que serão submetidas à eletrólise

podem estar liquefeitas (fundidas) ou em solução aquosa.


19

v jvj J v

No processo de eletrólise, os elétrons emergem da pilha (gerador)

pelo ânodo – e entram na célula eletrolítica pelo cátodo +, no qual

produzem redução.

Na célula eletrolítica, os elétrons emergem pelo ânodo +, no qual

ocorre oxidação, e chegam à pilha pelo cátodo +.

Eletrólise Ígnea

Na eletrólise ígnea, a substância pura está liquefeita

(fundida), e não existe água no sistema. Vejamos, como

exemplo desse tipo de eletrólise, a que ocorre com cloreto

de sódio (NaCℓ), utilizando eletrodos de platina.

NaCℓ Na+ + Cℓ

–

As semi-reações que ocorrem nos eletrodos são:

Na+ + e

– Na

2 Cℓ– Cℓ2 + 2 e

–

Estabelecendo a igualdade entre o número de

elétrons perdidos e recebidos e somando as semi-reações,

obtemos a reação global da eletrólise:

ânodo: 2 Na+ + 2 e

– 2 Na

ânodo: 2 Cℓ– Cℓ2 + 2 e

–

reação global: 2 Na+ + 2 Cℓ

– 2 Na + Cℓ2

Analisando a reação global, podemos concluir que a

eletrólise ígnea do cloreto de sódio produz sódio metálico

(Na) e gás cloro (Cℓ2).

Eletrólise em meio aquoso

Nesse tipo de eletrólise, devemos considerar não só

os íons provenientes do soluto, mas também os da água,

provenientes da ionização.

Genericamente, temos:

CA C+ + A

–

H2O H+ + OH

–

Experimentalmente, verificou-se que somente um

dos cátions e somente um dos ânions sofrem descarga nos

eletrodos e que essa descarga obedece a seguinte ordem

de prioridade:

Metais alcalinos

(Li+, Na

+, K

+ ...)

H+

Demais metais

(Mn2+

, Ag+, Zn

2+,

Fe2+

, Ni2+

, Cu2+

,

Hg2+

, Au3+

...) Metais alcalino-terrosos

(Be2+

, Mg2+

, Ca2+

...)

Alumínio (Aℓ3+

)

Ânions oxigenados

(NO3–, SO4

2– , CℓO3

– ...)

OH–

Ânions não-

oxigenados

(Cℓ–, Br

–, I

–)

Hidrogeno-

sulfato (HSO4–)

Fluoreto (F–)

Eletrólise aquosa do sulfato de cobre CuSO4(aq)

Na solução, temos:

CuSO4(aq) Cu2+

(aq) + SO42–

(aq)

H2O(ℓ) H+

(aq) + OH–(aq)

Cátodo Ânodo

Migração

de íons Cu

2+ e H

+ OH

– e SO4

2–

Facilidade

de descarga Cu

2+ > H

+ OH

– > SO4

2–

Semi-

reação

redução

Cu2+

(aq) + 2 e– → Cu(s)

oxidação

2 OH–

(aq) → H2O(ℓ) +

1/2 O2(g) + 2 e–

Permanente

na solução H

+ SO4

2–

Somando as quatro equações, temos a reação global

do processo:

CuSO4 Cu2+

+ SO42–

2 H2O 2 H+ + 2 OH

–

cátodo: Cu2+

+ 2 e– Cu

ânodo: 2 OH– H2O + 1/2 O2 + 2 e

–

CuSO4(aq)+ H2O(ℓ) → 2 H+

(aq)+ SO42–

(aq) + Cu(s) + 1/2 O2(g)

red

ução

pilha célula eletrolítica grafita ou platina

ânions

ox

ida

ção

ox

ida

ção

red

ução

grafita ou

platina

red

ução

ox

ida

ção

cátodo cátodo

cátodo

cátions cátions

ânions

ânodo ânodo ânodo

fluxo de elétrons

fluxo

de

elétrons

gerador

– +

+ + +

–

– –

facilidade de descarga crescente

Note que, pela eletrólise do CuSO4, obtivemos

cobre metálico (Cu) e gás oxigênio (O2), e que a

solução final apresenta caráter ácido devido aos íons

H+

(aq).

solução cátodo ânodo

reação global

–

cátodo

(redução)

+

ânodo

(oxidação)


20

v jvj J v

Aspectos quantitativos da eletrólise

O físico inglês Michael Faraday (1791-1867)

descobriu que íons de um metal são depositados no estado

sólido quando uma corrente elétrica circula através de

uma solução iônica de um sal do metal. O metal prata

(Ag), por exemplo, deposita-se quando usamos uma

solução salina de nitrato de prata (AgNO3), e o metal

cobre (Cu), deposita-se quando usamos uma solução

salina de nitrato de cobre [Cu(NO3)2]. As semi-reações

que representam as deposições desses metais são:

1 Ag+

(aq) + 1 e– 1 Ag(s)

1 mol 1 mol 1mol

1 Cu2+

(aq) + 2 e– 1 Cu(s)

1 mol 2 mol 1mol

Note que 1 mol de elétrons provoca a deposição de i

mol de Ag+

(aq), mas são necessários 2 mol de elétrons para

depositar 1 mol de Cu2+

(aq). O número de elétrons que

circula depende da corrente elétrica.

A unidade mais comumente usada para expressar a

velocidade de fluxo de uma corrente elétrica é o ampère

(A), que se refere ao número de coulombs (carga) que

passa por um ponto por unidade de tempo.

Em 1909, o físico norte-americano Robert Andrews

Millikan (1868-1953) determinou que a carga elétrica de

um elétron é igual a 1,6 ∙ 10–19

C e, como sabemos que 1

mol de elétrons corresponde a 6,02 ∙ 1023

e–, a quantidade

de carga transportada pela passagem de 1 mol de elétrons

é dada pelo produto entre esses dois valores, ou seja:

1,6 ∙ 10–19

C ∙ 6,02 ∙ 1023

= 9,65 ∙ 104

Assim 9,65 ∙ 104 C ou 96 500 C é quantidade de

carga transportada por 1 mol de elétrons e essa

quantidade é denominada constante de Faraday (1 F):

1 mol de elétrons (= 6,02 ∙ 1023

e–) → transporta →

9,65 ∙ 104 C = 1 faraday = 1 F

Veja alguns exemplos relacionados com os aspectos

quantitativos da eletrólise

1º exemplo:

Uma peça de bijuteria recebeu um ―banho de prata‖

(prateação) por um processo eletrolítico. Sabendo que

nessa deposição o Ag+ se reduz a Ag e que a quantidade

de carga envolvida no processo foi de 0,01 faraday, qual é

a massa de prata depositada?

(Massa molar: Ag = 108 g ∙ mol–1

)

Ag+ + e

– Ag

1 mol de e– 1 mol

1 faraday 108 g

0,01 faraday x

2º exemplo:

Se considerarmos que uma quantidade de carga igual

a 9 650 C é responsável pela deposição de cobre é feita

uma eletrólise de CuSO4(aq), qual será a massa de cobre

depositada? (Massa molar: Cu = 64 g ∙ mol–1

)

CuSO4 Cu2+

+ SO42–

Cu2+

+ 2 e– Cu

2 mol de e– 1 mol

2 ∙ (96 500 C) 64 g

9 650 C x

3º exemplo:

Numa pilha de flash antiga, está contido em uma lata

de zinco que funciona como eletrodos. Que massa de Zn é

oxidada a Zn2+

durante a descarga desse tipo de pilha, por

um período de 30 minutos, envolvendo uma corrente de

5,36 ∙ 10–1

A? (Massa molar: Zn = 65 g ∙ mol–1

)

i = 5,36 ∙ 10–1

A

t = 30 min = 30 ∙ 60 s = 1 800 s

Q = i ∙ t

Q = 5,36 ∙ 10–1

A ∙ 1 800 s

Q = 965 C

Zn Cu2+

+ 2 e–

1 mol 2 mol de e–

65 g 2 ∙ (96 500 C)

x 965 C

0,01 F ∙ 108 g

1 F

x

x = 1,08 g de prata

carga

tempo

corrente (i)

i (A) ∙ t (s) = Q (C)

(Q)

(t)

A coulomb (C)

segundo (s)

x = 3,25 ∙ 10–1

g de Zn

965 C ∙ 65 g

2 ∙ 96 500 C

x

x = 3,2 g de Cu

9 650 C ∙ 64 g

2 ∙ 96 500 C

x


21

v jvj J v

Leis de Faraday

As substâncias eletrolisadas pela ação da corrente

elétrica se decompõem nos eletrodos observando-se a

liberação de gases, deposição de metais, formação de íons

em solução, etc.

É possível determinar a massa dessas substâncias

empregando-se as leis de Faraday.

1ª lei – a massa de uma substância eletrolisada e a

quantidade de eletricidade que atravessa o

sistema são diretamente proporcionais.

m = ∙ Q

m = massa da substância em estudo

a = constante de proporcionalidade

Q = quantidade de eletricidade (coulombs – C)

Sabe-se que: Q = i ∙ t

i = corrente elétrica (ampères – A)

t = tempo (segundos – s)

2ª lei – a massa de uma substância eletrolisada e seu

equivalente-grama são diretamente

proporcionais.

m = ∙ E

em que:

A constante de proporcionalidade () equivale ao

inverso do faraday (F). Um faraday corresponde à carga

elétrica capaz de eletrolisar 1 equivalente-grama de

substância. Vale 96 500 coulombs.

Exemplo:

Determine a massa de alumínio depositada em um

processo eletrolítico de 30 minutos de duração com o uso

de 9,65 A.

m = ?

i = 9,65 A

t = 30 min

1 800 s

E = 27 = 9 g

3

Exercícios:

22. A massa de metal depositada quando uma corrente de

10 A atravessa uma solução de AgNO3 durante 16 min e

5 segundos é:

a) 9,8 g.

b) 14,16 g.

c) 18,5 g.

d) 4,9 g.

e) 10,8 g.

23. Para se cobrear (cobrir com cobre) uma peça

metálica, foi utilizada uma solução de sulfato de cobre II

e uma corrente de 2,0 A durante 50 minutos. A massa de

cobre depositada na peça, em g, é aproximadamente

(Cu = 63,5; constante de Faraday = 96 500 C):

a) 0,3 g.

b) 1,0 g.

c) 2,0 g.

d) 4,0 g.

e) 5,0 g.

24. O tempo durante o qual deverá passar uma corrente

de 9,65 A através de uma solução de FeCℓ2 para que se

depositem 10,0 g de ferro metálico é aproximadamente:

a) 7 horas.

b) 3 horas.

c) 1 hora.

d) 5 horas.

e) 8 horas.

25. Sabendo que 1 faraday é igual a 96 500 coulombs, o

tempo, em segundos, necessário para eletrodepositar

6,3 g de Cu2+

utilizando uma corrente de 2 ampères é

de:

a) 6,3.

b) 12,6.

c) 4 825.

d) 9 650.

e) 19 300.

massa atômica

nº de elétrons cedidos ou recebidos

E

E = equivalente-grama da substância

E Q

96 500 m

E ∙ i ∙ t

96 500 m ou

E ∙ i ∙ t

96 500 m

9 ∙ 9,65 ∙ 1800

96 500 m

m = 1,62 g

3. eletroquímica

Documents