quÍmica - vestibular uerj...2 em_v_qui_024 eletrólise eletrólise é toda reação de...

PRÉ-VESTIBULARLIVRO DO PROFESSOR

QUÍMICA

Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A, mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br

© 2006-2008 – IESDE Brasil S.A. É proibida a reprodução, mesmo parcial, por qualquer processo, sem autorização por escrito dos autores e do detentor dos direitos autorais.

Produção Projeto e Desenvolvimento Pedagógico

Disciplinas Autores

Língua Portuguesa Francis Madeira da S. Sales Márcio F. Santiago Calixto Rita de Fátima BezerraLiteratura Fábio D’Ávila Danton Pedro dos SantosMatemática Feres Fares Haroldo Costa Silva Filho Jayme Andrade Neto Renato Caldas Madeira Rodrigo Piracicaba CostaFísica Cleber Ribeiro Marco Antonio Noronha Vitor M. SaquetteQuímica Edson Costa P. da Cruz Fernanda BarbosaBiologia Fernando Pimentel Hélio Apostolo Rogério FernandesHistória Jefferson dos Santos da Silva Marcelo Piccinini Rafael F. de Menezes Rogério de Sousa Gonçalves Vanessa SilvaGeografia DuarteA.R.Vieira Enilson F. Venâncio Felipe Silveira de Souza Fernando Mousquer

I229 IESDE Brasil S.A. / Pré-vestibular / IESDE Brasil S.A. — Curitiba : IESDE Brasil S.A., 2008. [Livro do Professor]

832 p.

ISBN: 978-85-387-0577-2

1. Pré-vestibular. 2. Educação. 3. Estudo e Ensino. I. Título.

CDD 370.71


1EM

_V_Q

UI_

024

Eletroquímica – eletrólise

Muitas reações produzem eletricidade e algu-mas precisam da eletricidade para acontecer. Com isso, evoluímos nos processos como galvanosplastia (por exemplo, drenagem), protegendo e valorizando as peças metálicas.

Eletroquímica

OxirreduçãoVamos relembrar rapidamente o processo de

oxirredução tão fundamental para o estudo da ele-troquímica.

Dada a reação a seguir, determine os números de oxidação das estruturas envolvidas:

Zn0(s) + 2 H+

(aq) Zn2+(aq) + H2 (g)

e–

0

+1 0

+2

Devido à transferência de elétrons do metal zinco (Zn°) para o cátion H+, há mudança dos estados de oxidação:

Zn Zn2+

0 +2

2H+ H2

0+1perde 2e– perde 2e–

e

As reações nas quais há transferência de elé-trons de um reagente para outro foram chamadas reações de oxirredução ou redox. A perda de elétrons foi denominada oxidação e o ganho, redução. Portan-to, Zn0

(s) + 2H2+(aq) Zn2+

(aq) + H2(g)é uma reação de oxirredução ou de redox. O Zn0 sofre uma oxidação ou se oxida, pois perde 2 elétrons; o H+ sofre redução ou se reduz, pois ganha 1 elétron.

O reagente que perde elétrons numa reação de oxidação é chamado agente redutor ou simplesmente redutor. O que ganha elétrons é o agente oxidante ou oxidante. Na reação em questão, o Zn0 é o redutor, porque perdeu elétrons ou porque sofreu oxidação; e o H+ é o oxidante, porque ganhou elétron ou sofreu redução. De fato, foi o Zn0 que reduziu o H+; portanto, ele é o redutor; em contrapartida, foi o H+ que oxidou o Zn0, logo ele é o oxidante.

Em resumo, teremos:

Perdade elétrons

Oxidação Aumento de nox

Ânodo

Ganho de elétrons

ReduçãoDiminuição

de noxCátodo

OxidanteGanha

elétronsSofre redução

(reduz-se)

RedutorPerde

elétronsSofre oxidação

(oxida-se)

Zn0(s)

0

H+(aq)

+1

Zn2+(s)

+2

H2(g)

0

2

redutor

+ +nox

oxidante

OXIDAÇÃO

REDUÇÃO

Zn (0 +2) perde 2e– sofre oxidação é o redutor

2 H+ (+1 0) cada H+ ganha 1e– sofre redu-ção é o oxidante

Lembre-se de que os elétrons transferem-se do redutor para o oxidante:

perde e–

redutorsofre oxidação

ganha e–

oxidantesofre redução

e–

A + B PRODUTOS


2 EM

_V_Q

UI_

024

EletróliseEletrólise é toda reação de oxirredução não-

espontânea que ocorre pela passagem da corrente elétrica. É uma reação oposta à da descarga de uma pilha.

Quando fazemos a recarga de uma bateria, a reação que ocorre é uma eletrólise.

REAÇÃO _____________pilha ENERGIA

QUÍMICA _____________eletrólise ELÉTRICA

Nas pilhas, ocorrem algumas reações químicas capazes de produzir espontaneamente corrente elétrica. O processo inverso, em que a passagem de corrente elétrica através de um sistema líquido onde existem íons produz reações químicas, não é espontâneo e é denominado eletrólise, tendo sido estudado pela primeira vez por Michael Faraday, no início do século XIX.

As eletrólises são realizadas em uma cuba ele-trolítica, onde a corrente elétrica é produzida por um gerador (pilha), e na qual os eletrodos são geralmente inertes: platina e grafita (carvão).

gerador

ânodoânodo

ânodo

ânions

cátions cátions

oxid

ação

oxid

ação

oxid

ação

red

ução

red

ução

red

ução

ânions

pilha

cátodo cátodocátodo

fluxo de elétronsfluxo

deelétrons

grafita de platinacélula eletrolítica

grafitaou

platina+

+

+ + ---

-

IESD

E B

rasi

l S.A

.

Eletrólise ígneaSe aquecemos uma substância iônica até a sua

temperatura de fusão (por exemplo o NaC T.F. = 800°C), esta substância passa ao estado líquido, e os íons se encontram dissociados (neste estado os íons ficam livres). Porém, se passarmos uma corrente elé-trica contínua através de substância agora fundida, os cátions irão se movimentar em um só sentido e os ânions no sentido aposto.

(cátodo) (ânodo)

Na+

Na+

Cl-

Cl-

e– e–

IESD

E B

rasi

l S.A

.

eletrodos da célula eletrolítica

+–

O polo negativo da bateria fornece elétrons a um dos eletrodos, que se torna negativamente carrega-do. Esse eletrodo passa então a atrair os cátions Na+, pois cargas de sinais contrários se atraem. Pelo fato desse eletrodo negativo atrair os cátions, é chamado cátodo. Assim, ao chegarem ao cátodo, os cátions recebem elétrons e se reduzem conforme a reação:

Na+ + e– Na0 (reação no cátodo: redução)

O outro eletrodo, carregado positivamente, irá atrair os ânions C –. Pelo fato de atrair os ânions, esse eletrodo é chamado ânodo. Assim, os ânions descarregam seus elétrons ao chegarem ao ânodo, tornando-se átomos neutros (C 0) Esses átomos unem-se então dois a dois, formando o gás cloro (C 2). Portanto, ocorre uma reação de oxidação no ânodo:

2C – C 2 + 2e– (reação no ânodo: oxidação)

A reação global é obtida pela soma das duas anteriores:

oxidação: 2C – C 2 + 2e–

redução: 2Na+ + 2e– 2Na0

reação global: 2Na+ + 2C – 2Na0 + C 2

Desse modo, quando fazemos passar uma a) corrente elétrica contínua em uma substância fundida, temos como resultado a sua decom-posição. No exemplo dado, o NaC é decom-posto em seus constituintes sódio e cloro.

Como na pilha e na célula eletrolítica ocor-b) rem processos opostos, os sinais de ânodo e cátodo também serão invertidos.


3EM

_V_Q

UI_

024

Então podemos dizer que:

Eletrólise ígnea é o processo de decomposição de uma substância iônica fundida por meio da pas-sagem de corrente elétrica.

Note que os processos que ocorrem no ânodo e no cátodo são sempre os mesmos.

Ânodo oxidação

Cátodo redução

E finalmente ressaltamos que o gerador (que for-nece os elétrons) deve ter uma diferença de potencial mínima, para que ocorra a eletrólise. Para calcular esta ddp., devemos considerar que:

Dado o exemplo: 2Na+1 + 2C –1 2 Na0 + C 2

Como já vimos, a diferença de potencial dessa reação pode ser calculada por meio dos potenciais de redução do oxidante e do redutor5:

ΔE0 = E0 do oxidante – E0 do redutor = E0Na+ –E0

C –

Pela tabela dos potenciais-padrão de redução, temos então:

ΔE0 = – 2,71 v – 1,36 v = – 4,07V

Como em toda reação de eletrólise, o valor de ΔE0 é negativo, indicando a não-espontaneidade da reação. Isso significa que, para a reação ocorrer, o gerador precisa ter uma voltagem superior a 4,07 V.

Podemos concluir então que:

Para se realizar uma eletrólise, é necessá-rio que a corrente elétrica fornecida tenha uma diferença de potencial superior àquela exigida pela reação eletrolítica global.

Eletrólise em solução aquosa (eletrólise em meio aquoso)

Nesse caso, teremos a substância iônica dissol-vida em água, o que faz com que haja uma competi-ção entre os cátions e ânions da substância e os da água pelo fornecimento ou recebimento de elétrons nos eletrodos.

Por exemplo: NaC (aq)

NaC Na+1 + C –1

H2O H+ + OH–

Se montarmos esta eletrólise, teremos que ava-liar qual dos cátions ou qual dos ânions migraram para os eletrodos preferencialmente.

Experimentalmente, verifica-se que a uma pre-ferência de descarga de íons (cátions e ânions) que segue esta prioridade:

Cátions: 1A < 2A < Al+3 < H+ < Mn+2, Zn+2, Fe+2,(Li+, Na+,

K+)(Ba+2, Mg+2)

Facilidade crescente de descarga

Ni+2, Pb+2 < Cu+2, Au+3, Ag+1, Hg+2

Ânion: F–1 < (SO4

–2, NO3–1, C O4

–1)

ânionoxigenados < OH–1 <

(HSO4-1)

hidrogeno sulfato

Facilidade crescente de descarga

< hidrogeno(Cl-1, Br-1, I-1)

Na verdade, percebe-se sempre, por tratarmos de soluções aquosas, que as comparações são sem-pre em função do H+1 (cátion) e OH– (ânion).

Vamos analisar alguns exemplos:

Eletrólise em meio aquoso de NaC (aq)

NaC (aq) Na+1 + C –1

H2O H+1 + OH–1

(cátodo) (ânodo)

Na+

H2O

H2O

Cl–

IESD

E B

rasi

l S.A

.

+–

No cátodo: H+ ou Na+ como: H+ > Na+1 migra o H+ (maior facilidade)

No ânodo: C -1 ou OH– como: C -1 > OH– migra a C – (maior facilidade)

Logo:

cátodo: 2H+ + 2e H2

(redução)

ânodo: 2C – C 2 + 2e–

(oxidação)


4 EM

_V_Q

UI_

024

Avaliando o processo como um todo (em função das equações envolvidas):

reação global: 2 NaC (aq) + 2H2O(l) 2Na+(aq) + 2 OH–

(aq) + H2(g) + C 2(g)

cátodo ânodosolução

2NaC 2 Na+ + 2C –

2 H2O 2 H+ + 2 OH–

cátodo: 2 H+ + 2e– H2

ânodo: 2 C – C 2 + 2e–

Eletrólise em solução aquosa de ácidoa)

O cátion liberado pelo ácido é sempre o H+1 e os ânions podem variar.

cátion • H+ sempre recebe elétrons do cátodo: 2H+ + e– H2

o ânion liberado será: •

se o ânion for não-oxigenado 1. ele próprio irá fornecer elétrons para o ânodo.

se o ânion for o F2. -1 ou oxigenado á água que irá fornecer os elétrons.

Exemplo: `

– Eletrólise em solução aquosa diluída de H2SO4: Nesse caso, o cátion é H+ e o ânion é SO4

–2

(oxigenado). Tal como o exemplo anterior, é o cátion que receberá elétrons do cátodo. Porém, o ânion SO4

–2 não irá fornecer seus elétrons ao ânodo, cabendo somente à água essa função. De fato, os únicos íons oxigenados que se descarregam no ânodo são SO4

– e os dos ácidos orgânicos. Teremos então estas reações:

cátodo (redução): [2 H+(aq) + 2e– H2 (g)] . 2

ânodo (oxidação): 2 H2O(l) O2 + 4H+ + 4e–

reação global: 2 H2O(l) 2H2 (g) + O2

(Note que foi preciso multiplicar a equação do cátodo por 2 para podemos cancelar os elétrons).

Portanto, o fenômeno que ocorre é a decomposição da água, ou seja, sua eletrólise.

b) Eletrólise em solução aquosa de bases.

O ânion liberado pelas bases é sempre OH– e os cátions podem ser alcalinos (Na+, K+ etc.), alcalino-terrosos (Ca+2, Mg+2 etc.), Al+3 e quaisquer outros cátions (Zn+2, Ag+ etc.). Desse modo, durante a eletrólise de uma base teremos:

Ânion (OH • –): Sempre fornece elétrons ao ânodo, conforme a equação:

4 OH–(aq) 2 H2O(l) + O2(g) + 4 e– (reação anódica, de

oxidação)

A eletrólise do NaC (aq) é um processo que permite obter soda cáustica (NaOH), gás hidro-gênio (H2) e gás cloro (C 2).

Note que a presença de OH– na solução final da eletrólise caracteriza soluções básicas (alteração do pH da solução final).

Eletrólise em meio aquoso do CuSO4 (aq)

Na solução:– +

CuSO4(aq) Cu+2 + SO–24

H2O H+ + OH–

No cátodo: Cu+2 ou H+ como: Cu+2 > H+1 migra o Cu+2

No ânodo: OH– ou SO4–2 como: OH-1 >

SO4–2 migra o OH–1

Logo:

cátodo Cu+2 + 2e– Cu0

(oxidação)

ânodo 2OH–1 H2O(l) + 12

O2 + 2e–

(oxidação)

Avaliando o processo:

reação global: CuSO4(aq) + 2 H2O(l) 2 H+(aq) + SO2–

4 (aq) + Cu (s) + 1

2O2 (g)

cátodo ânodosolução

CuSO4 Cu2+ +

+

+ +

SO42–

2 H2O 2 H+ 2 OH–

cátodo: Cu2+ + 2 e– Cu

ânodo: 2 OH– H2O1

2O2

2e–

Note que, pela eletrólise do CuSO4, obtive-mos cobre metálico (Cu) e gás oxigênio (O2), e que a solução final apresenta caráter ácido devido aos íons H+

(aq) (alteração do pH final da solução).


5EM

_V_Q

UI_

024

Cátion – Temos aqui dois casos possíveis: •

Se o cátion for alcalino, alcalino-terroso ou Ala) +3, é a água que irá receber elétrons do cátodo, conforme a equação já vista:

2 H2O(l) + 2e– H2(g) + 2 OH– (aq)

Se o cátion for qualquer outro, ele próprio receberá b) elétrons do cátodo.

Exemplo: `

– Eletrólise em solução aquosa diluída de NaOH: Nesse caso, o cátion é Na+ (alcalino) e o ânion é OH–. Assim sendo, não é o cátion Na+ que irá receber elétrons do cátodo, mas sim a água. Por sua vez, o ânion OH– irá fornecer elétrons ao ânodo. Teremos então estas reações:

cátodo (redução): [2 H2O(l) + 2e– H2 (g) + 2 OH–(aq)] . 2

ânodo (oxidação): 4 OH–(aq) 2 H2O(l) + O2 (g) + 4e–

reação global: 2 H2O(l) 2H2 (g) + O2

Portanto, a reação global que ocorre é a de de-composição eletrolítica da água.

Aspectos quantitativos da eletrólise

Como já vimos, para que se possa formar qual-quer substância nos eletrodos de uma célula eletro-lítica, é necessário que os ânions forneçam elétrons ao ânodo e os cátions recebam elétrons do cátodo. Consequentemente, quanto maior for esse número de elétrons, maior será a carga elétrica envolvida e maior será a massa de produtos. Existe, portanto, uma re-lação direta entre a carga elétrica e a massa formada nos eletrodos. Essa relação é descrita pelas leis de Faraday. Porém, antes de anunciarmos essas leis, estudaremos alguns conceitos a elas relacionados.

Podemos dizer que:

Quanto maior o número de elétrons, maior a 1) carga elétrica (Q).

Quanto maior o número de elétrons que pas-2) sam por segundo em um determinado ponto de referência do circuito, maior a intensidade de corrente elétrica (i).

Uma corrente de 1A de intensidade é aquela 3) que corresponde à passagem de uma carga elétrica de 1C em cada segundo.

1A = 1C/S

O cálculo da carga (Q) que passa pelo circuito 4) pode ser determinada pela reação:

Q = i . t

A carga de um elétron é de -1,6 . 10-19C.

Exemplos: `

Consideremos uma célula eletrolítica pela qual 1) passam em cada segundo 3,01 . 1015 elétrons. Qual seria a carga elétrica desse conjunto de elétrons? Para responder a essa pergunta, faremos o seguinte raciocínio:

a carga de 1 elétron é -1,6 . 10-19C

a carga de 3,01 . 1015 elétrons será Q

Q 4,816 . 10-4C

Portanto, a carga total desses elétrons será de 4,816 . 10-4C.

A cada segundo, passa uma carga de 1C por uma 2) célula eletrolítica. Para saber a que número de elé-trons essa carga corresponde, fazemos o raciocínio inverso ao do exemplo anterior:

1,6 . 10-19C é a carga de 1 elétron

1C será a carga de n

portanto, n = 6,25 . 1018 elétrons.

Constante de Faraday ⇒carga de 1 mol de elétrons

Sabemos que a carga de um elétron é igual a 1,6 . 10-19 C, de dois elétrons é o dobro desse valor, a de três elétrons é o triplo e assim por diante. Por-tanto, a carga de 1 mol de elétrons será igual a:

6,02 . 1023 . 1,6 . 10-19 = 96 320C

Pelo fato de esse valor ser muito usado em ele-troquímica, fazemos uma aproximação para facilitar os cálculos, ou seja, 96 320C é arredondado para 96 500 C. Portanto, a carga de 1 mol de elétrons será considerada como sendo de 96 500C e receberá o nome de faraday (F):

Carga de 1 mol de elétrons = 1 F 96 500C

(6,02 . 1023 elétrons)

Com esse raciocínio é possível desenvolver os cálculos quantitativos relacionados às principais questões da eletrólise.


6 EM

_V_Q

UI_

024

2.ª Lei de FaradayQuando diferentes substâncias são submetidas

a eletrólise sob a mesma carga elétrica, as massas produzidas nos eletrodos são diretamente proporcio-nais às respectivas massas molares.

Conseqüência da 2.ª Lei:

m = M . Q

Q . 96 500

Rendimento de uma reação eletrolítica

O rendimento (r) de uma reação pode ser de-finido como a quantidade do produto realmente obtido dividida pela quantidade ideal que se poderia obter:

m = quantidade real

quantidade ideal

Quando dizemos, por exemplo, que o rendimen-to de uma reação química foi de 75% (ou r = 0,75), estamos falando que a quantidade dos produtos obtidos na prática foi apenas 75% da máxima quan-tidade possível, que corresponderia a um rendimento teórico, ou ideal, de 100% (ou r = 1, ou r% = 100%).

As leis da eletrólise que vimos até agora são válidas para reações com rendimentos de 100%. Esse resultado, entretanto, nem sempre é o verificado na prática, pois as reações eletrolíticas, assim como quaisquer outras, costumam apresentar um rendi-mento menor do que 100%, chamado rendimento real (r < 1, ou r% < 100%).

Para determinarmos a massa efetivamente obti-da, ou seja, o rendimento real, calculamos inicialmen-te a massa correspondente ao rendimento teórico e, em seguida, a multiplicamos pelo rendimento real:

mefetiva = mteórica . r

Verifique se a pilha Mg/Mg1. +2 // Fe+2/Fe tem a diferença de potencial necessária para eletrolisar o NiC 2.

Solução: `

A reação total da eletrólise é:

Ni+2 + 2C – Ni + C 2(g)

Vejamos alguns exemplos:

Exemplos: `

Numa pilha de 3) flash antiga, o eletrólito está contido numa lata de zinco que funciona como um dos ele-trodos. 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 . 10-1A Q = i . t

t = 30 min. = 30 . 60s = 1 800s Q = 5,36 . 10-1A 1 800s

Q = 965C

Zn Zn2+ + 2 e -

2 mol e -1 mol

65 g 2 (96 500C)x 965C

x = 965C . 65 g

2 . 96 500C x = 3,25 . 10-1 g de Zn

Uma peça de bijuteria recebeu um “banho de prata” 4) (prateação) por um processo eletrolítico. Sabendo que essa deposição o Ag+ se reduz a Ag e a quan-tidade 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 mol1 mol e-

1 faraday 108g0,01 faraday x

x = 0,01 F . 108g

1F x = 1,08g de prata

Leis de Faraday

1.ª Lei de FaradayA massa de uma mesma substância produzida

em um eletrodo é diretamente proporcional à carga que atravessa a célula eletrolítica.

Consequência da primeira lei:

m = K1 . Q = K1 . i . t


7EM

_V_Q

UI_

024

Para ocorrer, essa reação exige o seguinte valor de dife-rença de potencial:

ΔΔE0 = E0Ni+2 – E0

C – = – 0,25V – 1,36 V = –1,61 V

Assim, a eletrólise ocorrerá apenas se a pilha tiver uma diferença de potencial superior a 1,61 V. Temos então:

ΔΔ E0 da pilha = E0 do cátodo – E0 do ânodo =

= –0,44 V – (–2,38 V) = + 1,94 V

Como 1,94 > 1,61, a eletrólise ocorre.

(Fuvest) A eletrólise de cloreto de sódio fundido 2. produz sódio metálico e gás cloro. Nesse processo, cada íon:

sódio recebe dois elétrons.a)

cloreto recebe um elétron.b)

sódio recebe um elétron.c)

cloreto perde dois elétrons.d)

sódio perde um elétron.e)

Solução: ` C

IESD

E B

rasi

l S.A

.

gás cloro envolve o

ânodo

bateriaânodo

C -

e

e-

+-

2C - C 2(g) + e– Na+ e- Na( )

Na-

cloreto de sódio fundido

cátodo

sódio metálico forma-se no

cátodo

+ -

Neste sistema, temos o cloreto de sódio dissociado:

NaC Na+ + C

As semi-reações que ocorrem nos eletrodos são:

cátodo(redução)

–Na + e– Na

ânodo(oxidação)

+2C – C 2 + 2e–

Estabelecendo a igualdade entre o número de elétrons perdidos e recebidos e somando as semi-reações, obtemos a reação global da eletrólise:

cátodo: 2 Na+ + 2 e– 2 Naânodo: 2 C – C 2 + 2 e–

reação global: 2 Na+ + 2 C – 2 Na + Cl2Analisando a reação global, podemos concluir que a eletrólise ígnea do cloreto de sódio produz sódio metálico (Na) e gás cloro (C 2).

Metalurgia – SiderurgiaA maioria dos metais não ocorre no estado livre na natureza, mas ligados a outros elementos químicos, como oxigênio, enxofre e halogênio.

Em sua forma combinada, os metais sempre apresen-tam estado de oxidação positivo. Consequentemente, a obtenção do metal livre (nox = 0) será sempre um processo de redução.

A obtenção do ferro de seu minério é um dos processos mais importantes da indústria. O principal minério do ferro é a hematita (Fe2O3). O processo de obtenção é feito nos altos-fornos siderúrgicos, nos quais se reduz o minério utilizando o coque (um tipo de carvão).

O alto-forno é inicialmente carregado com combustível (coque) e aceso. Depois de aproximadamente 24 horas, estará suficientemente quente para receber camadas sucessivas de minério (Fe2O3), coque (C) e substância fundente (CaCO3); o alto-forno funciona continuamente durante muitos meses, só sendo desligado para eventuais reparos.

No alto-forno, é feita a injeção de ar para que o gás oxigênio (O2) reaja com o carbono (C) e forme gás carbônico (CO2):

C + O2 → CO2

O gás carbônico entra em contato com o excesso de carbono e transforma-se em monóxido de carbono (CO), o principal redutor do minério (Fe2O3).

CO2 + C → 2CO

À medida que desce no alto-forno, o minério vai sendo, gradativamente, reduzido pelo CO:

Fe2O3 Fe3O4 FeO Fe

+3 +3 e +2 +2 0

A principal impureza do minério é a sílica (SiO2). A substância fundente (CaCO3) tem a finalidade de transformar o SiO2 em silicato de cálcio (CaSiO3) por intermédio da reação.

CaCO3 + SiO2 CaSiO3 + CO2

O CaSiO3 funde e arrasta consigo as impurezas do minério, constituindo a escória do processo.


8 EM

_V_Q

UI_

024

Escreva a reação que ocorre no cátodo durante a ele-3. trólise de uma solução de brometo de potássio.

Solução: `

O cátion K+ é alcalino e, portanto, é a água que recebe elétrons do cátodo:

2 H2O + 2e– H2 + 2 OH–

Escreva a equação total que ocorre durante a eletrólise 4. em solução aquosa de sulfato de cobre.

Solução: `

O cátion é o Cu+2 e, portanto, ele próprio se descarrega:

Cu+2 + 2e– Cu

O ânion é o SO4–2 e, desse modo, a água se descarrega:

2 H2O 4H+ + O2 + 4e–

Somando as duas equações, obtemos a equação total:

Cu+2 + 2 H2O 2Cu + 4H+ + O2

(Unicamp) Observe o esquema a seguir, representativo 5. da eletrólise da água.

As semirreações que ocorrem nos eletrodos são:

A B

eletrodos

água

bateria

IESD

E B

rasi

l S.A

.

2 H2O(l) + 2e– 2 OH– + H2 (g)

2 H2O(l) 4 H (aq) + O2 (g) + 4 e–

A partir dessas informações:

Identifique os gases a) A e B.

Indique se, após um certo tempo de eletrólise, o b) meio estará ácido, básico ou neutro. Por quê?

Solução: `

Uma maneira de resolver seria pela análise das se-a) mirreações, após estarem devidamente balancea-das, e da reação global, lembrando que:

n.º de e- cedidos = n.º de e- recebidos

cátodo (redução): 4 H2O(l) + 4 e– 4 OH–(aq) + 2 H2 (g)

ânodo (oxidação): 2 H2O(l) 4 H+ + O2 + 4e–

reação global: 6 H2O(l) 4 H+(aq) + 4 OH–

(aq) + 2 H2(g) + O2 (g)

Note que são produzidos 2 H2 (g) para 1 O2 (g); logo, o volume de H2 produzido será maior que o de O2.

Observando a equação da reação global, notamos que b) a quantidade (concentração) de H+ é igual à de OH–.

Assim, pela equação: 4 H+ 4 OH–, ou seja, a solução final é neutra.

O ferro fundido (ou ferro-gusa) que sai do forno é recolhido em moldes especiais e reservado para solidificar. Ele contém aproximadamente de 2% a 5% de C, 2% de Si e, em menor proporção, fósforo e enxofre (proveniente do coque).

Ferro doce – É o ferro praticamente puro. É obtido pela purificação do ferro-gusa por intermédio de técnicas especiais. Basicamente, o processo consiste na oxidação das impurezas (C, Si, P, S, ...) e na eliminação dos respectivos óxidos formados.

Aço – É uma liga ferro-carbono contendo de 0,1% a 1,5% de C. É um produto intermediário entre o ferro-gusa e o ferro doce, em relação à porcentagem de C. Pode ser obtido por carbonetação do ferro doce ou descarbonetação parcial do ferro-gussa; dos dois processos, o segundo é o mais usado.

Aços especiais – São ligas de aço com outros metais, como níquel, cromo, manganês, vanádio, tungstênio e outros. Portanto, o aço inoxidável é um aço com cromo, o aço dos trilhos é um aço com manganês etc.

(Fuvest) Michael Faraday (1791-1867), eletroquímico 6. cujo 2.º centenário de nascimento foi comemorado em 1991, comentou que “uma solução de iodeto de potássio e amido é o mais admirável teste de ação eletroquímica” pelo aparecimento de uma coloração azul, quando da passagem de corrente contínua.

Escreva a equação que representa a ação da a) corrente elétrica sobre o iodeto.


9EM

_V_Q

UI_

024

– Este símbolo indica que a pilha ou bateria não pode ser descartada no lixo doméstico.

Basicamente, você pode jogar no lixo doméstico pilhas e baterias de:

zinco-manganês e as constituídas por substân- •cia alcalina e manganês.

níquel-metal hidreto, • lithium, lithium-ion, zinco-ar, as pilhas em miniatura e em forma de bo-tão, e as baterias recarregáveis de lithium-ion usadas em filmadoras e telefones sem fio mais recentes.

Após o uso, as demais pilhas e baterias devem ser devolvidas ao fabricante, na rede de oficinas autorizadas e/ou revendedores, para a descarte apropriado. É o caso das baterias recarregáveis de níquel-cádmio (NiCd) utilizadas em telefones sem fio e filmadoras e das baterias de chumbo-ácido das filmadoras do tipo VHS Full size.

Fonte: Panasonic do Brasil

Se considerarmos que uma quantidade de carga igual a 7. 9 650C é responsável pela deposição de cobre quando é feita uma eletrólise de CuSO4(aq), qual será a massa de cobre depositada? (Massa molar: Cu = 64 g mol-1)

Solução: `

CuSO4 Cu2+ + SO2-4

Cu2+ + 2 e- Cu

2 mol e- 1 mol

2 (96 500C) 64g9 650C x

x = 965C . 64g2 . 96 500C

x = 3,2g de Cu

Quantos litros de cloro a 17ºC e sob 1 atm são liberados 8. em uma eletrólise ígnea de ZnCl2, sabendo que uma corrente de 5 A passa pela célula durante 10h?

Em que polo surge a coloração azul? Justifique b) sua resposta.

Solução: `

Considerando uma solução aquosa de iodeto de a) potássio (Kl), temos:

Kl K+ + l–

H2O H+ + OH–

No ânodo, temos:

l –

OH –facilidade de descarga: l – > OH –

Logo, a reação que ocorre no ânodo é:

polo +

ânodo

(oxidação)

2 l – l2 + 2e–

A coloração azul é devida ao lb) 2 em presença do amido.

O descarte das pilhasO descarte incorreto das pilhas pode causar sérios impactos ambientais, como a contaminação de lençóis freáticos por metais pesados.

Veja nas embalagens dos produtos os seguintes ícones que indicam se a pilha pode ser descartada no lixo doméstico ou não:

IESD

E B

rasi

l S.A

.IE

SDE

Bra

sil S

.A.

LIXO DOMÉSTICO

– Este ícone indica que a pilha ou bateria pode ser descartada no lixo.

IESD

E B

rasi

l S.A

.


10 EM

_V_Q

UI_

024

Solução: `

Q = i . t = 5A . (10 . 3 600s) = 180 000 sC

A formação de cloro ocorre conforme a equação:

2 C - C 2 + 2e-

1 mol

massa de 71 g

2 mols

carga de 2 . 96 500C

Assim, para determinar a massa de cloro, aplicamos esta regra de três:

2 . 96 500C produzem 71g de Cl2180 000C produzirão m

m = 180 000 . 71g2 . 96 500

= 66,217g

Convertendo essa massa em quantidade de matéria, temos:

n = mM

= gmol

66,217g71 0,932 mol de C 2

Finalmente, para determinar o volume correspondente, aplicamos a equação de Clapeyron:

P . V = n . R . T

1 atm . V = 0,932mol . 0,082 atm . LK . mol

. 290 K

Portanto, V = 22,162 L de C 2.

Uma célula eletrolítica contém uma solução de ZnSO9. 4 que é eletrolisada por uma corrente de 7 A durante 15 min. Qual é a massa de zinco depositada?

Solução: `

A carga que passou pela célula eletrolítica é dada por:

Q = i . t = 7 A (15 . 60s)

Q = 6 300 A . s = 6 300C

Essa carga depositou uma certa massa de zinco, que pretendemos calcular. Temos então de relacionar carga com massa. Esta última é obtida pela reação:

Zn+2(aq) + 2e- Zn(s)

Assim, para depositar 1mol de Zn, que corresponde a 65,4 g, são necessários 2mols de elétrons, cuja carga é 2 . 96 500C = 193 000C. A partir desse valor, podemos aplicar este raciocínio:

193 000C depositam 65,4g de Zn

6 300C depositarão m

Portanto, m = 2,13 g de Zn.

Uma solução aquosa diluída de NaOH é eletrolisada 10. até produzir 2,7g de hidrogênio. Que volume de oxigênio é produzido simultaneamente no outro eletrodo, a uma pressão de 4atm e temperatura de 27ºC?

Solução: `

Os 2,7g de hidrogênio são formados no cátodo con-forme a reação:

2 H2O( ) + 2e- H2(g)

2 mol 1 mols

carga de 2 . 96 500C massa de 2g

A carga necessária para essa produção pode ser determinada assim:

Uma carga de 2 . 96 500C produz 2g de H2

Uma carga Q produzirá 2,7g de H2

Q = 260 550C

O oxigênio é liberado no ânodo por essa mesma carga, conforme a equação:

massa de 16g carga de 2 . 96 500C

Para a massa assim produzida, temos:

Uma carga de 2 . 96 500C produz 16 g de O2

Uma carga 260 500C produzirá m

m = 21,6 g de O2

Essa massa corresponde a:

n = m

M = g

mol

21,6g

32 0,675 mol de O2

Agora, determinamos o volume desse gás:

P . V = n . R . T

4 atm . V = 0,675 mol . 0,082 atm . L

K . mol . 300K

Portanto, V = 4,15 L de O2


11EM

_V_Q

UI_

024

(Fuvest) Industrialmente, alumínio é obtido a partir 1. da bauxita. Esta é primeiro purificada, obtendo-se o óxido de alumínio, Al2O3, que é, em seguida, misturado com um fundente e submetido a uma eletrólise ígnea, obtendo-se, então, o alumínio.

As principais impurezas da bauxita são: Fe2O3, que é um óxido básico e SiO2, que é um óxido ácido. Quanto ao Al2O3, trata-se de um óxido anfótero, isto é, de um óxido que reage tanto com ácidos quanto com bases.

Na primeira etapa de purificação da bauxita, ela a) é tratada com solução aquosa concentrada de hidróxido de sódio. Neste tratamento, uma parte apreciável do óxido de alumínio solubiliza-se, for-mando NaAl(OH)4. Escreva a equação química ba-lanceada que representa tal transformação.

Se a bauxita fosse tratada com solução aquosa b) concentrada de ácido clorídrico, quais óxidos se-riam solubilizados? Justifique por meio de equa-ções químicas balanceadas.

Na eletrólise do óxido de alumínio fundido, usam-c) se várias cubas eletrolíticas ligadas em série, atra-vés das quais passa uma corrente elétrica elevada. Se n cubas são ligadas em série e a corrente é I, qual deveria ser a corrente, caso fosse usada ape-nas uma cuba, para produzir a mesma quantidade de alumínio por dia? Justifique, com base nas leis da eletrólise.

(Unifesp) Mais de uma vez a imprensa notificou a obtenção 2. da chamada fusão nuclear a frio, fato que não foi compro-vado de forma inequívoca até o momento. Por exemplo, em 1989, Fleishman e Pons anunciaram ter obtido a fusão de dois átomos de deutério formando átomos de He, de número de massa 3, em condições ambientais.

Uma fonte de tensão (por exemplo, uma bateria de carro) é ligada a um eletrodo de platina e a outro de paládio, colocados dentro de um recipiente com água pesada (D2O) contendo um eletrólito (para facilitar a passagem da corrente elétrica). Ocorre eletrólise da água, gerando deutério (D2) no eletrodo de paládio. O paládio, devido às suas propriedades especiais, provoca a dissociação do D2 em átomos de deutério, os quais se fundem gerando 3He com emissão de energia.

Escreva a equação balanceada que representa a semi-a) reação que produz D2 no eletrodo de paládio. Explique a diferença existente entre os núcleos de H e D.

Escreva a equação balanceada que representa b) a reação de fusão nuclear descrita no texto e dê uma razão para a importância tecnológica de se conseguir a fusão a frio.

Obtenção do alumínio pelo processo Hall-Hercelta)

Nesse processo, o alumínio é obtido pela eletrólise ígnea da alumina (Al2O3), que é extraída do minério bauxita (Al2O3 . 2H2O + impurezas). Sendo o ponto de fusão do óxido Al2O3 muito elevado (2 000ºC), acrescentamos um fundente chamado criolita (Na3AlF6), que faz diminuir o ponto de fusão da alumina até 1 000ºC.

Por meio de eletrólise, obtemos os íons Al+3 e O-2, que ficam livres na massa fundida. Assim, na célula eletrolítica utilizada nesse processo, os íons Al+3 dirigem-se ao cátodo e junto dele transformam-se no metal alumínio. Esse metal permanece no estado líquido, pois o seu ponto de fusão é de 660ºC, menor do que os 1 000ºC da célula. Por ter maior densidade que a mistura, o alumínio metálico permanece no fundo do recipiente, de onde é retirado por escoamento.

mistura fundida de AL2O3 e criolita

alumíniofundido

ânodo (+)cátodo (-)

eletrodosde grafite

paredede ferro

suporte de aço

IESD

E B

rasi

l S.A

.

As reações são:

2Al+3 + 6e- 2Al( ) (cátodo)

3O-2 32

O2 + 6e- (ânodo)

2Al+3 + 3O-2 -2Al( ) +32

O2(g)

O alumínio tem inúmeras aplicações. Com ele, são construídas estruturas de aviões, cascos de certas embarcações, utensílios de cozinha, esquadrias para a construção civil, fios elétricos, embalagens de alimentos etc.

Ferro galvanizadob)

O ferro galvanizado é revestido de uma camada de zinco. É obtido mergulhando-se chapas de ferro no zinco fundido e retirando-as logo a seguir. O zinco solidifica sobre a superfície do ferro, constituindo o revestimento. O nome “ferro galvanizado” sugere que o processo de obtenção é a galvanoplastia ou eletrodeposição e, por isso, é inconveniente.

Podemos, também, cromear um parachoque de ferro de automóvel por meio de uma eletrólise de um sal de crômio (Cr3+), ligando o parachoque ao polo negativo (cátodo). O ânodo pode ser inerte ou um eletrodo de crômio.

Reação no cátodo (parachoque):

Cr3+ + 3e– Cr.


12 EM

_V_Q

UI_

024

(PUCPR) É correto afirmar sobre o processo conhecido 3. como banho de ouro:

Imersão em solução de ouro derretido.I.

Pintura metálica.II.

Deposição catalítica.III.

Eletrodeposição.IV.

Reação com ouro em altas temperaturas.V.

Está correta ou estão corretas:

II e IV.a)

II, III e IV.b)

apenas II.c)

apenas IV.d)

II e III.e)

(UFCE) As estátuas de metal, em geral confeccionadas 4. em cobre metálico, apresentam coloração típica. Com o passar do tempo, todavia, observa-se o aparecimento de uma coloração verde que é atribuída ao produto da reação de oxidação do cobre pelo ar. Considerando que tintas protetoras contendo metal podem funcionar como ânodo de sacrifício e conhecendo-se o valor do potencial padrão de redução da reação Cu2+ + 2e → Cu; Eo = + 0,34 V, analise a tabela a seguir.

TintaMetal

presentena tinta

Semirreaçãode redução

Potencialpadrão deredução,

Eº(V)I Pb Pb4+ +2e → Pb2+ +1,67

II Zn Zn2 = 2e → Zn –0,76

III Sn Sn2 + 2e → Sn –0,14

IV Fe Fe2+ + 2e → Fe –0,44

V Ti Ti2+ + 2e → Ti –1,63

Considerando somente as informações contidas na questão, assinale a alternativa que apresenta a tinta mais eficaz na proteção de uma estátua de cobre.

Tinta I.a)

Tinta II.b)

Tinta III.c)

Tinta IV.d)

Tinta V.e)

(UFF) A indústria trabalha com equipamentos que 5. precisam ser bem conservados e protegidos para que não sejam danificados por um processo chamado de corrosão. A corrosão pode destruir alguns metais de que é feito o equipamento que, muitas vezes, fica ex-posto ao tempo, enterrado no solo, ou submerso. Essa corrosão, quando se processa no ferro, por exemplo, é chamada de ferrugem; e, o oxigênio e a água estão sempre presentes nesse processo. Suas principais etapas são:

– Uma região da superfície do metal serve de anodo, onde ocorre a oxidação representada por:

Fe(s) → Fe2+ (aq) + 2e Eo = + 0,41 volts

– Uma outra região, que serve de catodo, onde os elétrons cedidos pelo ferro reduzem o oxigênio atmosférico à água, é representada por:

oO (g) 4H (aq) 4e 2H O( ) E 1,25 volts2 2+ −+ + → = +

A reação global representativa da formação de ferrugem no metal é:

2 2 4 2 2 2 2Fe s O g H aq Fe aq H O( ) ( ) ( ) ( ) ( )+ + + → + +

Para essa reação o valor do potencial padrão em volts será:

zeroa)

+0,84b)

–0,84c)

+1,66d)

–1,66e)

(UFPE) A eletrólise de cloreto de sódio fundido produz 6. sódio metálico e gás cloro. Nesse processo, cada íon:

sódio recebe dois elétrons.a)

cloreto recebe um elétron.b)

sódio recebe um elétron.c)

cloreto perde dois elétrons.d)

sódio perde um elétron.e)

(UFRJ) Um experimento utilizado no estudo de eletro-7. química consiste em empilhar uma placa de cobre e uma placa de zinco, e duas placas de feltro, uma embebida em solução padrão de sulfato de cobre, e outra em solução padrão de sulfato de zinco. Esse experimento tem o objetivo de produzir energia para acender uma lâmpada de baixa voltagem.

Potenciais padrão de redução

Cu+2/Cu0 Eº = + 0,34 V

Zn+2/Zn0 Eº = – 0,76 V


13EM

_V_Q

UI_

024

A massa M depositada corresponde à massa atô-II. mica do metal Me.

O metal depositado poderá ser Ag.III.

Dessas afirmações:

somente I é correta.a)

somente II é correta.b)

somente III é correta.c)

somente II e III são corretas.d)

I, II e III são corretas.e)

(UFCE) Frequentemente, os avanços tecnológicos 10. são originados de descobertas científicas básicas. Por exemplo, a descoberta da bateria de lítio viabilizou o uso dos marcapassos cardíacos, possibilitando, assim, o prolongamento da vida humana sem, entretanto, ter sido concebida para tal. Dentre as vantagens das ba-terias de lítio, incluem-se sua pequena dimensão, baixo peso e elevado conteúdo energético. Considerando as semirreações a seguir, para fins comparativos, assinale a alternativa correta.

Li aq e Li s+ + − →( ) ( ) Eº = − 3,05 V

Zn aq e Zn s2 2+ + − →( ) ( ) Eº = − 0,76 V

O zinco metálico é oxidado espontaneamente na a) presença do íon lítio.

O lítio metálico é um agente redutor mais forte do b) que o zinco metálico.

O íon lítio e o zinco metálico, em solução eletrolítica, c) formam uma célula galvânica.

O potencial padrão da redução de dois mols de d) íons Li+, é − 6,10 V.

Dentre os metais alcalinos, o lítio possui a mais ele-e) vada energia de ionização.

(UFJF) A Vitamina C, ácido ascórbico, presente em 11. grande concentração nos frutos cítricos, é essencial para os seres humanos. Suas propriedades redutoras (ou antioxidantes) são bastante conhecidas e podem ser evidenciadas através de sua reação com iodo (I2). A solução de iodo, de coloração castanha, torna-se incolor após a adição de suco de limão, devido à formação de íon iodeto.

Assinale a alternativa que apresenta a afirmativa errada:

A reação de redução do iodo pode ser representa-a) da por l2 + 2e- → 2 l.

O iodo tem maior potencial normal de redução do b) que a vitamina C.

A vitamina C oxida o iodo a iodeto.c)

Para que uma lâmpada de 1,5V seja acesa, é necessário repetir o empilhamento sugerido no experimento, constituindo duas pilhas em série. Justifique esse procedimento com base nos potenciais padrão de redução.

Placa 4

Placa 3

Placa 2

Placa 1 (Cobre)

Esquema de Montagem da Pilha

(UFRJ) O uso de células eletrolíticas geradoras de cloro 8. proporciona uma outra alternativa para a obtenção de íons hipoclorito.

BOMBA

FILTRO

PISCINACÉLULA

ELETROLÍTICA

Esta célula eletrolítica é colocada na tubulação de água que alimenta a piscina, logo após o filtro, como mostra a figura. Neste processo, adiciona-se uma certa quantidade de cloreto de sódio à água da piscina. Nos eletrodos da célula, o oxigênio dissolvido e os íons cloreto são transformados em cloro e íons hidroxila, que, por sua vez, reagem produzindo íons hipoclorito, segundo a reação:

Cl g OH aq OCl aq Cl aq H O2 2 2( ) ( ) ( ) ( )+ − → − + − +

Sabendo-se que os valores dos potenciais padrão de redução correspondentes às semirreações que ocorrem nos eletrodos são

Cl g e Cl aq Eo V2 2 2 136( ) ( ) ,+ − → − =

escreva a equação da semirreação que ocorre no anodo e determine a ddp para operar a célula de cloração da piscina.

(PUC-Campinas) Em uma experiência verificou-se que 9. para depositar uma massa M do metal Me a partir da eletrólise de uma solução aquosa contendo Me+ (aq) foram necessários 9,65 . 104 coulombs (1 faraday). Sabendo-se que a constante de Avogadro é igual a 6,02 . 1023 mol-1 pode-se afirmar que:

O quociente (9,65 . 10I. 4 Cmol-1/6,02 . 1023 mol-1) corresponde ao valor da carga de um próton (que é igual e de sinal contrário à carga do elétron).


14 EM

_V_Q

UI_

024

O caráter redutor da vitamina C deve ser maior do d) que o caráter redutor do iodo.

A vitamina C perde elétrons na reação mencionada.e)

(UFMG) Na figura, está representada a montagem de 12. uma pilha eletroquímica, que contém duas lâminas me-tálicas – uma de zinco e uma de cobre – mergulhadas em soluções de seus respectivos sulfatos. A montagem inclui um longo chumaço de algodão, embebido numa solução saturada de cloreto de potássio, mergulhado nos dois béqueres. As lâminas estão unidas por fios de cobre que se conectam a um medidor de corrente elétrica.

Medidor de corrente

Lâmina de zinco

Fio de cobre

Chumaço de algodãocom KC� (aq)

Lãmina de cobre

Fio de cobre

ZnSO4 (aq) CuSO4 (aq)

Quando a pilha está em funcionamento, o medidor indica a passagem de uma corrente e pode-se observar que

- a lâmina de zinco metálico sofre desgaste;

- a cor da solução de sulfato de cobre (II) se torna mais clara;

- um depósito de cobre metálico se forma sobre a lâmina de cobre.

Considerando-se essas informações, é correto afirmar que, quando a pilha está em funcionamento:

nos fios, elétrons se movem da direita para a es-a) querda; e, no algodão, cátions K+ se movem da direita para a esquerda e ânions Cl-, da esquerda para a direita.

nos fios, elétrons se movem da direita para a es-b) querda; e, no algodão, elétrons se movem da es-querda para a direita.

nos fios, elétrons se movem da esquerda para a c) direita; e, no algodão, cátions K+ se movem da es-querda para a direita e ânions Cl-, da direita para a esquerda.

nos fios, elétrons se movem da esquerda para a di-d) reita; e, no algodão, elétrons se movem da direita para a esquerda.

(UFRRJ) Na proteção de tubulações de ferro, para evi-13. tar a corrosão, utiliza-se “ânodos de sacrifício”. Dentre os metais abaixo o mais apropriado para proteger as tubulações é:

Dados:

Potenciais de oxidação

Cu Cu V/ ,++ = −0 34

Ag Ag V/ ,+ = −0 79

Sn Sn V/ ,++ = 0 14

Pb Pb V/ ,++ = +0 13

Fe Fe V/ ,+ = +2 0 44

Zn Zn V/ ,++ = +0 76

o chumbo.a)

a prata.b)

o cobre.c)

o estanho.d)

o zinco.e)

(UFRRJ) Por uma solução aquosa de H14. 2SO4, contida em uma cuba eletrolítica, faz-se passar durante 965 segundos uma corrente de 10A. Nas CNTP, os volumes de O2 e de H2 produzidos no ânodo e cátodo, respec-tivamente, são:

1,12 e 0,56 litros.a)

0,56 e 0,56 litros.b)

5,6 e 11,2 litros.c)

0,56 e 1,12 litros.d)

1,12 e 1,12 litros.e)

(UFRRJ) Da reação entre uma pequena porção de zinco 15. com ácido sulfúrico (H2SO4), verifica-se uma reação de oxidação e redução com liberação de um gás.

As velocidades das reações serão iguais ao se a) substituir o zinco em pó pelo zinco em grânulos? Justifique sua resposta.

Se, na referida reação, o zinco fosse substituído b) pelo cobre, conservando-se as mesmas condições, teríamos a liberação do mesmo gás? Justifique sua resposta, baseando-se nos dados abaixo:

2H+ + 2e– → H2(g) E = 0,00V

CU++ (aq) + 2e– → Cu(s) E = +0,36V

Zn++ (aq) + 2e– → Zn(s) E = −0,76V

(UFES) A “cromação” é um exemplo de eletrodeposição, 16. no qual uma fina camada de cromo é depositada sobre outro metal. O eletrólito é preparado dissolvendo-se óxido de cromo (CrO3) em ácido sulfúrico diluído. A eletrólise, então, reduz o Cr(VI) em solução a cromo metálico. A equação que representa o processo é

CrO aq H aq e Cr s H O3 6 6 3 2( ) ( ) ( ) ( )+ + + − → +

Calcule a massa de Cr (s) que pode ser produzida a) em um dia em uma célula eletrolítica operando con-tinuamente a 105 amperes (C/s).

(Dado: Massa molar do Cr = 56g/mol)


15EM

_V_Q

UI_

024

Se o pH da solução inicialmente vale 1,0, calcule o b) pH da solução após a eletrólise. Considere um volu-me total de 103m3. (Dado: 1F = 96 500C/mol).

(Mackenzie)17.

Zn0 → Zn2+ + 2e-

2 2 2 4 2 2 3 2 3 2MnO NH e Mn O NH H O+ + + − → + +

As reações que ocorrem em pilhas secas, usadas por exemplo em lanternas, podem ser representadas pelas equações acima. Comparando-se duas dessas pilhas novas, uma pilha pequena AA com outra pilha grande D, fazem-se as afirmações:

A força eletromotriz (fem) ou voltagem da pilha AA I. é igual à fem da pilha D.

A fem da pilha grande D é maior que a fem da pilha II. pequena AA.

A capacidade de fornecer energia em forma de III. corrente elétrica (ampere/hora) deve ser maior na pilha grande D, pois esta apresenta maior quantida-de de reagentes.

A capacidade de fornecer energia em forma de IV. corrente elétrica (ampere/hora) independe do ta-manho da pilha.

Das afirmações acima:

somente I é correta.a)

somente II é correta.b)

somente I e IV são corretas.c)

somente I e III são corretas.d)

somente II e III são corretas.e)

(PUC-Rio) Em ambientes redutores, como o existente 18. em sedimentos de lagos eutrofizados (baixa concentra-ção de oxigênio), há a formação de diferentes compostos químicos, inclusive alguns danosos à vida aquática, como nitritos (NO2

–) e gás sulfídrico (H2S). Abaixo estão lista-das algumas das transformações possíveis.

SO H e H S H O42 10 2 2 2

− + + + − → +I. E = –0,20V

MnO H e Mn H O2 4 2 2 2 2+ + + − → + +II. E = +0,50V

Fe OH H e Fe H O( )3 3 2 2 3 2+ + + − → + +III. E=+0,25V

NO H e NO H O3 4 2 2 2 2− + + + − → − +IV. E = +0,58V

Com base nos seus potenciais de redução, pode-se afirmar que nesses ambientes redutores:

nitritos se formam mais facilmente do que gás sul-a) fídrico.

a presença de Mnb) 2+ indica que o ferro está, neces-sariamente, na forma 2+.

gás sulfídrico se forma mais facilmente que os c) nitritos.

o ferro está na forma 2+, e o manganês aparece d) como MnO2.

antes que o MnOe) 2 passe a Mn2+, o SO42– é reduzido

a H2S.

(UEL) Pretende-se cobrear, niquelar e cromar peças me-19. tálicas, depositando-se o metal por eletrólise de soluções aquosas apropriadas de sais contendo, respectivamente, Cu2+(aq), Ni2+(aq) e Cr3+(aq). Admitindo-se que esses sais sejam disponíveis e que o custo do processo de ele-trólise seja apenas dependente do preço da eletricidade, a obtenção de 1kg de cada um desses metais deve ser cada vez mais cara na seguinte ordem:

Cu, Cr e Ni.a)

Cr, Ni e Cu.b)

Cu, Ni e Cr.c)

Cr, Cu e Ni.d)

Ni, Cr e Cu.e)

(UFAL) Um cubo de 1cm de aresta foi utilizado como 20. eletrodo em uma eletrólise de solução aquosa contendo íons Ag+, sob corrente elétrica de 1A para que nele se deposite uma película de prata de 5 . 10-4 de espessura. O tempo de eletrólise deverá ser de, aproximadamente,

Dados:

Densidade da prata = 10,5g/cm3

Massa molar da prata = 108 g/mol

1 faraday = 1 . 105C/mol

10sa)

20sb)

30sc)

40sd)

50se)

(UFCE) Durante a eletrólise de soluções aquosas de 21. iodeto de sódio (NaI), quatro diferentes semirreações poderiam estar envolvidas nos processos catódico e anódico. Observe as semirreações de eletrodo relacio-nadas a seguir:

Eletrodo I

Ia) Na aq e Na s+ + − →( ) ( ) Eº = −2,72V

Ib) 2 2 2 2 2H O e H g OH aq( ) ( ) ( ) + − → + − Eº = −0,83V

Eletrodo II

IIa) 2 2 2l aq I aq e− → + −( ) ( ) Eº = −0,54V

IIb) 2 2 2 4H O O g H aq e( ) ( ) ( ) → + + + − Eº = −1,23V


16 EM

_V_Q

UI_

024

Com base nos valores de Eº, assinale a alternativa que relaciona corretamente as semirreações que ocorrerão no cátodo e ânodo, respectivamente:

Ib e IIa.a)

Ia e IIa.b)

Ib e IIb.c)

Ia e IIb.d)

IIa e Ib.e)

(UFES) Em uma eletrólise, ocorre, em um dos eletrodos, 22. a seguinte reação de redução:

Ni2+ +2e- → Ni(s)A carga, em Coulombs, necessária para produzir 0,5 mol de níquel metálico é:(1 Faraday = 96 500C)

19,3 . 10a) 3.

48,2 . 10b) 3.

60,0 . 10c) 3.

96,5 . 10d) 3.

193 . 10e) 3.

(UFRN) A produção industrial de alumínio pela eletrólise 23. da bauxita fundida é um processo industrial que con-some grande quantidade de energia elétrica. A semi-reação de redução do alumínio é dada por:

Al3+ +3e- →AlPara se produzirem 2,7g de alumínio metálico, a carga elétrica necessária, em Coulombs, é:

(Dados: 1F = 96 500C

Massa Molar do Al = 27g/mol.)

9 650a)

28 950b)

32 160c)

289 500d)

(UFRN) Niquelação é o processo de deposição eletrolí-24. tica de níquel numa superfície metálica, com a finalidade de protegê-la contra a corrosão. Esse procedimento consiste em mergulhar, em uma solução contendo íons Ni2+, a peça a ser recoberta, e conectá-la, como cátodo, a uma corrente contínua e constante, medindo o tempo.

Após a passagem de 50mA de corrente elétrica por uma peça, durante 193 segundos, a massa de níquel metálico depositada será:Massa Molar: Ni = 58,7g/mol

5,8mga)

2,9gb)

2,9mgc)

5,8gd)

(Elite) Explique por que a reação inversa da eletrólise 1. é espontânea.

Na eletrólise de NiF2. 2 há formação de:

Nia) 2+, no cátodo.

Fb) -1, no ânodo.

Nic) 0, no cátodo.

gás flúor, no cátodod)

NiFe) 2 sólido.

O magnésio é obtido da água do mar. Isola-se o mag-3. nésio na forma de MgCl2, e, em seguida, realiza-se uma eletrólise ígnea.

Pode-se afirmar que o magnésio:

é produzido no pólo negativo da eletrólise.a)

é obtido no ânodo.b)

é obtido na forma de Mgc) 3+

recebeu apenas um elétron para tornar-se um áto-d) mo neutro.

é obtido num processo que não é de oxirredução.e)

Dê as semirreações da eletrólise ígnea do CaBr4. 2, in-dicando a polaridade e o nome (cátodo e ânodo) de cada eletrodo.

Escreva as semirreações da eletrólise ígnea de um 5. brometo de metal que possui número atômico igual a 11.

Equacione as reações que ocorrem na eletrólise ígnea 6. das substâncias:

KIa)

NiClb) 2

Equacione as reações que ocorrem na eletrólise aquosa 7. das substâncias a seguir, indicando os produtos forma-dos nos eletrodos e na solução:

CuBra) 2

AgNOb) 3

Em uma revista, um estudante leu a seguinte afirmação:8.

“A eletrólise ígnea da cal viva (óxido de cálcio) produz o metal cálcio, ao mesmo tempo em que se forma um gás no cátodo”.

A afirmação acima contém um erro grave. Aponte a) esse erro.

Escreva as semirreações da eletrólise ígnea men-b) cionada na informação dessa revista.


17EM

_V_Q

UI_

024

(Fuvest) Escreva a equação global das reações que 9. ocorrem na eletrólise de cloreto de sódio fundido, em cadinho de platina e com eletrodos de platina.

(UFRRJ) Quais são os cátions que não tem prioridade 10. em soluções aquosas?

(Elite) E quais ânions não tem prioridade?11.

(Elite) Dê a equação global da eletrólise aquosa 12. do NaCl.

(Elite) Dê a equação global da eletrólise aquosa do 13. H2SO4.

(Unesp) O sulfato de alumínio, utilizado em tratamento 14. de água, pode ser fornecido em solução 1mol/L.

Essa solução pode ser estocada em um tanque constituindo de cromo metálico, e não deve ser estocado num tanque de magnésio metálico.

Dados

Al Al E V

Cr Cr E V

Mg Mg

:

/ ,

/ ,

/

+++ = −+++ = −++

0 166

0 0 74

E V0 2 37= −

,

Explicar essa afirmação com base na eletroquímica.a)

Escrever a equação da reação que ocorre entre a b) solução e o material do tanque.

Quais os principais produtos da eletrólise em uma so-15. lução aquosa de Ca(NO3)2?

Na obtenção industrial do alumínio ocorre a seguinte 16. reação catódica:

A 3 + 3e- → ASabendo-se que 1 F(faraday) é a carga de 1 mol de elétrons, quantos faradays provocam a deposição de 9 quilogramas de alumínio?

(Dado: MA = 27u)

3a)

30b)

100c)

300d)

1 000e)

A massa de metal depositada quando uma corrente de 17. 10A atravessa uma solução de AgNO3 AgNO3, durante 16 minutos e 5 segundos, é:

9,8ga)

14,16gb)

18,5gc)

4,9gd)

10,8ge)

Em uma eletrólise, a corrente elétrica (suposta cons-18. tante) necessária para que em 965 segundos ocorra a redução:

1mol de Ag+ + 1 mol de elétrons → 1 mol de Ag

é igual a:

1,0 ampérea)

1,0 . 10b) 1 ampéres

1,0 . 10c) 2 ampéres

1,0 . 10d) 3 ampéres

1,0 . 10e) 4 ampéres

Observe os itens do dia-a-dia dados a seguir e respon-19. da-os?

Qual a diferença principal entre uma pilha comum e a) uma pilha alcalina?

Quais produtos gasosos obtidos diretamente da ele-b) trólise da água do mar? (Comente se necessário).

(Unicamp) O cobre metálico, para ser utilizado como 20. condutor elétrico, precisa ser muito puro, o que se consegue por via eletrolítica. Neste processo, os íons cobre II são reduzidos, no cátodo, a cobre metálico, ou seja,

Cu aq e Cu s( ) ( )2 2+ + − →

Qual a massa de cobre que se obtém por mol de elétrons que atravessa a cuba eletrolítica? (massa atômica relativa do cobre = 64)

Determine o tempo necessário para produzir 20g de 21. cálcio, na eletrólise ígnea do CaCl2, com intensidade de corrente igual a 193A.

(Dados: 1F = 96 500C; Ca = 40)

Cálculos sobre eletrodos de pilhas são idênticos aos 22. realizados nas eletrólises.

Com base nessa informação determine a massa de zinco (Z = 65) que se desgasta em uma pilha ácida comum, após a passagem de 4 x 10-3F.

(Dada a semi-reação: Zn0 → Zn+2 + 2e-)

A eletrólise de uma solução de íons Ag23. + é feita em série com uma outra, de solução de Cr3+.

Determine a massa de crômio depositado simultaneamente com 648g de prata.

(Dados: Ag = 108; Cr = 52)

Uma indústria está refinando cobre utilizando 20 eletró-24. lises ligadas em série, com soluções de Cu2+.

Determine a massa total de cobre refinado após 965s, com i = 200A.

(Dados: Cu = 63,5; 1 F = 96 500C)


18 EM

_V_Q

UI_

024

Em um ano, uma pequena indústria produziu 120kg de 25. magnésio, utilizando eletrólise ígnea de MgCl2.

O tempo útil para essa produção foi de 1,0 . 107s.

Determine a intensidade de corrente utilizada, admitindo que tenha sido constante ao longo do tempo.

(Dado: Mg = 24)

Foram necessários 12,0F para se obter 224g de ferro 26. em um processo eletrolítico.

Determine a carga do íon ferro nesse processo.

(Dado: Fe = 56)

Uma indústria deseja produzir 2 400L de gás hi-27. drogênio, em condições ambientes, utilizando uma carga de 20F. Para isso, montará um esquema de eletrólises em série de soluções aquosas diluídas de ácido sulfúrico. Quantas eletrólises em série deverão ser montadas?

(Dado: volume molar de gás, condições ambientes = 24L)

(Osec) Na eletrólise de NaC28. fundido forma-se sódio metálico no cátodo. Na eletrólise de soluções aquosas de NaC forma-se nesse eletrodo:

Ha) 2

Ob) 2

Clc) 2

HCId) 2

Nae) 2O

(Fuvest) Na eletrólise da água, obtém-se no ele-29. trodo negativo um gás que apresenta a propriedade característica de:

turvar a água de cal.a)

ser esverdeado e irritante.b)

ser combustível.c)

ser imiscível com o ar.d)

ter densidade maior que a do ar.e)

(Fuvest) Michael Faraday (1791-1897), eletroquími-30. co cujo 2.º centenário de nascimento foi comemorado em 1991, comentou que “uma solução de iodeto de potássio e amido é o mais admirável teste de ação ele-troquímica” pelo aparecimento de uma coloração azul, quando da passagem de corrente contínua.

Escreva a equação que representa a ação da cor-a) rente elétrica sobre o iodeto.

Em que polo surge a coloração azul? Justifique sua b) resposta.

(Mackenzie) Quando se faz passar uma corrente elétrica 31. através de uma solução de Cu(NO3)2, pode-se verificar que:

no ânodo ocorre redução.a)

o fluxo de elétrons se faz do cátodo para o ânodo.b)

no cátodo ocorre oxidação.c)

ocorre migração de Cud) 2+ para o cátodo e NO3– para

o ânodo.

ocorre migração de Cue) 2+ para o ânodo e NO3– para

o cátodo.

(Ufpel) Boca em alta tensão32.

Em contato com o ácido da saliva, os metais conduzem eletricidade.

A carga negativa do líquido da boca serve de ponte para os elétrons do alumínio passarem para a liga metálica da obturação.

O dente possui terminações nervosas que informam ao cérebro que você está tomando um choque – sutil, mas o suficiente para incomodar.

(Superinteressante, julho 1999.)

A dor que sentimos ao morder um pedaço de alumínio metálico (usado como invólucro de doces e balas) é devido ao choque elétrico produzido pela formação de uma pilha entre o alumínio metálico da embalagem e o amálgama (liga metálica entre o Hg e outros metais, tais como Ag e Sn) das obturações, tendo a saliva como eletrólito. Sabendo que

Eºredução médio para o amálgama = + 0,67 V

Eºredução Al+++ /Alo= − 1,66 V

Eºreação = Eºcátodo − Eºânodo

marque a alternativa que responde às perguntas abaixo.

Qual é o agente redutor da reação?I.

Qual a ddp gerada pela pilha formada pelo alumínio II. e pelo amálgama?

alumínio metálico; ddp = − 2,33Va)

amálgama; ddp = + 2,33Vb)

alumínio metálico; ddp = + 2,33Vc)

alumínio metálico; ddp = + 0,99Vd)

amálgama; ddp = − 0,99Ve)


19EM

_V_Q

UI_

024

(FEI) Com relação à eletrólise do HCl em solução 33. aquosa diluída, utilizando eletrodos inertes, são feitas as seguintes afirmações:

Há liberação de hidrogênio no cátodo.I.

A solução final é neutra.II.

Os ânions ClIII. – não se descarregam.

A solução vai se diluindo em HCl.IV.

Dessas afirmações é(são) incorreta(s):

somente I e III.a)

somente II e IV.b)

somente II.c)

somente IV.d)

somente III.e)


20 EM

_V_Q

UI_

024

1.

Al O NaOH H O NaAl OH2 3 2 3 2 2 4+ + → ( )a)

Al O HCl AlCl H O2 3 6 2 3 3 2+ → +b)

SiO2 + 6HCI → não ocorre reação

Q = i . tc)

Q(total) = nQ

nQ = i’ . t

i’ = n . i

2.

Cátodo (polo negativo, paládio)a)

2D21++ O2– + 2e– → D2

0 + 2OD1–

Os núcleos de H e D diferem no número de nêutrons e, portanto, no número de massa.

1H1 – 1 próton, nenhum nêutron.

1D2 – 1 próton, 1 nêutron.

1b) D2 + 1D2 → 2He3 + 0n

1

nêutron

A fusão de núcleos positivos requer temperaturas elevadas (da ordem de 100 000 000ºC). Ocorrendo a fusão, há liberação de grande quantidade de energia pela transformação de massa em energia (E = m . c2, de acordo com Einstein). A fusão a frio permitiria a produção de energia, sem a dificuldade tecnológica de obtenção de temperatura elevadíssima para iniciar a fusão.

D3.

E4.

D5.

C6.

E = 0,34V − (− 0,76V) = 1,1V. Como E < 1,5V, deverão 7. ser dispostas, no mínimo, duas pilhas em série.

4 4 2 2Cl e Cl− → − +8.

ddp = 0,82 – 1,36 = − 0,54V

E9.

B10.

C11.

C12.

E13.


21EM

_V_Q

UI_

024

D14.

15.

A reação do zinco em pó será mais rápida devido a) ao estado de divisão do zinco, aumentando a área de contato dos reagentes.

Não, pois na reação:b)

Zn H SO ZnSO H+ → +2 4 4 2

o íon H+ atua como oxidante e na reação com o cobre isto não é possível.

16.

83,56 . 10a) 4 g/dia

pH = 2b)

D17.

A18.

C19.

C20.

A21.

D22.

B23.

C24.

A eletrólise não é uma reação espontânea, logo, a rea-1. ção inversa será espontânea. Por isso, os produtos da eletrólise precisam ser separados; caso contrário, eles reagem ao entrarem em contato.

C2.

Pois é o polo negativo.

A3.

Pois é o cátodo.

CaBr sfusão Ca Br2 2( ) ( ) ( ) → ++ + −

4.

polo (+): 2 2 2Br Br e− → + − (oxidação; ânodo)

polo (−): Ca e Ca++ + − →2 0 (redução; cátodo)

polo (+): 2Br5. – + 2e– (oxidação; ânodo)

polo (−): 2M+ + 2e– → 2Mo (redução, cátodo)

6.

KI s K I( )∆ → + + −

a)

polo(+): (ânodo) 2l- → l2 + 2e

polo(−): (cátodo) k+ + e- → Ko

NiCl s Ni Cl2 2( )∆ → ++ + −b)

polo(+): (ânodo) 2Cl- → Cl2 + 2e-

polo(−): (cátodo) Ni++ + 2e- → Ni(s)

7.

CuBr sH O

Cu Br

H O H OH

22 2

2

( ) → ++ + −

→ + + −

a)

ânodo(+): 2Br- Br2 + 2e-

cátodo(−): Cu++ + 2e- → Cu0

AgNO sH O

Ag NO32

3( ) → + + −b)

ânodo(+): 20H– 1

2 O2 + H2O + 2e

cátodo(−): Ag+ + e- → Ag0

8.

Forma-se um gás no ânodo, onde ocorre oxidação a) dos íons O= a O2(g).

polo (+): b) 2 2 4O O e= → + −

NaCl s Na Cl

Cl Cl e

Na e Na

( )∆ → + + −

− → + −

+ + − →

2 2 2

0

9.

Os metais alcalinos, alcalinos terrosos e alumínio (Al10. ++) perdem para o íon H+.

Ânions oxigenados e o íon F11. - perdem para o íon OH-.

NaCl Na Cl

H O H OH

→ + + −

→ + + −2

12.

ânodo(+): Cl e Cl− − − →112 2 Cl2

cátodo(−): H e H+ + − →112 2 H2

Equação geral:

NaCl + H2O NaOH + 1

2 H2 +

1

2 Cl2

Solução básica

H13. 2SO4 2H+ + SO4 2H2O 2H+ + 2OH–

ânodo(+): 2 2 212 2OH e H O O− − + + + H2O +

1

2 O2

cátodo(−): 2H+ + 2e– H2

Equação global:

H2O H2 + 1

2 O2

14.

No tanque de cromo não ocorrerá reação com Ala) 3+, pois a reação seria não-espontânea.

3 2 3 2Mg Al Mg Al+ +++ → ++ +b)


22 EM

_V_Q

UI_

024

H O H OH2 ↔ + + −15.

Ca NO Ca NO( )3 22 2 3→ + + −

Reagem os íons Ha) + e OH–

Os íons Ca2+ (alcalino-terroso) e NO3− (oxigenado) não

reagem. Portanto, são íons espectadores.

polo (−): 2 2 2H e H+ + − →

polo (+): 212 2 2 2OH O H O e− → + + −

___________________(+)________

eletrólise 2 22 2

212 2 2H OH

H OH O H O+ + − → + +

A equação da eletrólise é:

H O H O2 212 2↔ +

Esse processo é chamado eletrólise da água.

Comentário: A descarga do OH-da água também pode ser descrita de uma maneira mais sofisticada:

2 2 2 2H O H OH↔ + + −

212 2 2 2OH O H O e− → + + −

_________________(+)___

212 2 2 2OH O H O e− → + + −

Solução: Gases hidrogênio e oxigênio.

D16.

E17.

C18.

19.

Pilhas comuns → são consideradas ácidos porque o a) NH4CI, ao sofrer hidrólise, torna o meio ácido.

Pilhas alcalinas ⇒ no lugar do NH4CI é utilizado KOH, que é uma base forte.

NaCl s Na aq Cl aq( ) ( ) ( )→ + + −b)

H O H OH2 ( ) (aq) (aq)+ −↔ +

Consultando a lista de prioridades de descarga, perceberemos quais íons sofrerão reações nos eletrodos Na+ (metal alcalino) não reage em meio aquoso. Reagirá o íon H+.

Cl– (não oxigenado) reagirá.

Polo(–): 2 2 2H e H+ + − →

Polo(+): 2 2 2Cl Cl e− → + −

________________(+)_____

eletrólise 2 2 2 2H Cl H Cl+ + − → +

Comentários:

- A equação química denomina-se forma iônica da eletrólise. Nesta equação, só aparecem os íons que efetivamente reagem.

- Íons espectadores são aqueles que não reagem. Neste caso, os íons Na+ e OH- não participam do processo. Portanto, a solução final será básica.

- A descarga dos íons H+ da água também poderá ser explicada da seguinte forma:

2 2 2 2H O H OH↔ + + −

2 2 2H e H+ + − →

______________(+)__

2 2 2 2 2H O e H OH+ − → + −

Porém, por uma questão de simplificação, não adotaremos este procedimento.

As águas residuais da eletrólise aquosa de NaCl serão ricas em hidróxido de sódio. A soda cáustica, portanto, pode ser subproduto importante desse processo.

Solução: Gases hidrogênio e cloro.

32g20.


23EM

_V_Q

UI_

024


24 EM

_V_Q

UI_

024


quÍmica - vestibular uerj...2 em_v_qui_024 eletrólise eletrólise é toda reação de...

Documents