química

QUÍMICA
PRÉ-VESTIBULAR
LIVRO DO PROFESSOR
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.
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
Disciplinas
Autores
Língua Portuguesa
Literatura
Matemática
Física
Química
Biologia
História
Geografia
Francis Madeira da S. Sales
Márcio F. Santiago Calixto
Rita de Fátima Bezerra
Fábio D’Ávila
Danton Pedro dos Santos
Feres Fares
Haroldo Costa Silva Filho
Jayme Andrade Neto
Renato Caldas Madeira
Rodrigo Piracicaba Costa
Cleber Ribeiro
Marco Antonio Noronha
Vitor M. Saquette
Edson Costa P. da Cruz
Fernanda Barbosa
Fernando Pimentel
Hélio Apostolo
Rogério Fernandes
Jefferson dos Santos da Silva
Marcelo Piccinini
Rafael F. de Menezes
Rogério de Sousa Gonçalves
Vanessa Silva
Duarte A. R. Vieira
Enilson F. Venâncio
Felipe Silveira de Souza
Fernando Mousquer
Produção
Projeto e
Desenvolvimento Pedagógico
Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,
mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br
Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,
mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br
Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,
mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br
Eletroquímica –
eletrólise
Muitas reações produzem eletricidade e algumas precisam da eletricidade para acontecer. Com
isso, evoluímos nos processos como galvanosplastia
(por exemplo, drenagem), protegendo e valorizando
as peças metálicas.
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:
Eletroquímica
Perda
de elétrons
Oxirredução
Ganho de
elétrons
Vamos relembrar rapidamente o processo de
oxirredução tão fundamental para o estudo da eletroquímica.
Dada a reação a seguir, determine os números
de oxidação das estruturas envolvidas:
e–
Zn0(s) + 2 H+(aq)
Zn2+
+2
perde 2e–
Cátodo
Sofre redução
(reduz-se)
Sofre oxidação
(oxida-se)
oxidante
0
e
Ânodo
OXIDAÇÃO
Zn0(s)
Devido à transferência de elétrons do metal
zinco (Zn°) para o cátion H+, há mudança dos estados
de oxidação:
EM_V_QUI_024
Perde
elétrons
Redutor
nox
0
Ganha
elétrons
Oxidante
+2
+1
Zn
Diminuição
de nox
Redução
Zn2+(aq) + H2 (g)
0
Aumento
de nox
Oxidação
2H+
H2
+1
0
perde 2e–
As reações nas quais há transferência de elétrons de um reagente para outro foram chamadas
reações de oxirredução ou redox. A perda de elétrons
foi denominada oxidação e o ganho, redução. Portanto, 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.
0
+
2 H+(aq)
+1
Zn2+(s)
+2
+
H2(g)
0
redutor
REDUÇÃO
Zn (0 +2) perde 2e– sofre oxidação é o
redutor
2 H+ (+1 0) cada H+ ganha 1e– sofre redução é o oxidante
Lembre-se de que os elétrons transferem-se do
redutor para o oxidante:
e–
A
perde e–
redutor
sofre oxidação
+
B
ganha e–
oxidante
sofre redução
Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,
mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br
PRODUTOS
1
Eletrólise é toda reação de oxirredução nãoespontânea 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.
pilha
REAÇÃO _____________
e–
–
+
e–
(cátodo)
(ânodo)
Na+
Na+
ENERGIA
IESDE Brasil S.A.
Eletrólise
ClCl-
eletrólise
ELÉTRICA
QUÍMICA _____________
fluxo de elétrons
cátodo
redução
+
cátodo
-
cátions
oxidação
cátions
oxidação
+
-
grafita
ou
platina
ânions
redução
-
+
ânodo
ânodo
oxidação
cátodo
redução
ânodo
ânions
pilha
grafita de platina
célula eletrolítica
Eletrólise ígnea
Se 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 elétrica contínua através de substância agora fundida,
os cátions irão se movimentar em um só sentido e os
ânions no sentido aposto.
2
eletrodos da célula
eletrolítica
O polo negativo da bateria fornece elétrons a um
dos eletrodos, que se torna negativamente carregado. 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:
redução:
2C – C 2 + 2e–
2Na+ + 2e– 2Na0
reação global:
2Na+ + 2C
–
2Na0 + C
2
a)Desse modo, quando fazemos passar uma
corrente elétrica contínua em uma substância
fundida, temos como resultado a sua decomposição. No exemplo dado, o NaC é decomposto em seus constituintes sódio e cloro.
b)Como na pilha e na célula eletrolítica ocorrem processos opostos, os sinais de ânodo e
cátodo também serão invertidos.
Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,
mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br
EM_V_QUI_024
fluxo gerador
de
elétrons +
IESDE Brasil S.A.
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 eletrolítica, onde a corrente elétrica é produzida por um
gerador (pilha), e na qual os eletrodos são geralmente
inertes: platina e grafita (carvão).
Para se realizar uma eletrólise, é necessário que a corrente elétrica fornecida tenha uma
diferença de potencial superior àquela exigida
pela reação eletrolítica global.
Se montarmos esta eletrólise, teremos que avaliar qual dos cátions ou qual dos ânions migraram
para os eletrodos preferencialmente.
Experimentalmente, verifica-se que a uma preferência 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+, (Ba+2,
Mg+2)
K+)
Ni+2, Pb+2 < Cu+2, Au+3, Ag+1, Hg+2
Facilidade crescente de descarga
ânion
hidrogeno
Ânion: F–1 < oxigenados < OH–1 < sulfato
(SO , NO , C O )
–2
–1
4
–1
3
4
(HSO4-1)
< hidrogeno
(Cl-1, Br-1, I-1)
Facilidade crescente de descarga
Na verdade, percebe-se sempre, por tratarmos
de ­soluções aquosas, que as comparações são sempre em função do H+1 (cátion) e OH– (ânion).
Vamos analisar alguns exemplos:
Eletrólise em meio aquoso de NaC
–
(aq)
+
(cátodo)
(ânodo)
IESDE Brasil S.A.
Então podemos dizer que:
Eletrólise ígnea é o processo de decomposição
de uma substância iônica fundida por meio da passagem 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 fornece 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+ –E0C –
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:
Na+
Cl–
H2O
Eletrólise em solução
aquosa (eletrólise
em meio aquoso)
Nesse caso, teremos a substância iônica dissolvida em água, o que faz com que haja uma competição entre os cátions e ânions da substância e os da
água pelo fornecimento ou recebimento de elétrons
nos eletrodos.
Por exemplo: NaC (aq)
EM_V_QUI_024
NaC
Na+1 + C
H2O
H2O
H2O
H+1 + OH–1
NaC
(aq)
Na+1 + C
–1
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)
–1
H+ + OH–
Logo:
cátodo: 2H+ + 2e
H2
(redução)
ânodo: 2C
–
C 2 + 2e–
(oxidação)
Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,
mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br
3
Avaliando o processo como um todo (em função
das equações envolvidas):
2NaC
2 Na+ + 2C
2 H2O
2 H+ + 2 OH–
cátodo:
2 H+ + 2e–
H2
ânodo:
2C
C 2 + 2e–
–
reação global: 2 NaC
(aq)
+ 2H2O(l)
–
2Na+(aq) + 2 OH–(aq) + H2(g) + C
solução
cátodo
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) (alteração do pH final da solução).
2(g)
ânodo
A eletrólise do NaC (aq) é um processo que
permite obter soda cáustica (NaOH), gás hidrogênio (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).
a)Eletrólise em solução aquosa de ácido
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:
ele próprio
1. se o ânion for não-oxigenado
irá fornecer elétrons para o ânodo.
Eletrólise em meio aquoso do CuSO4 (aq)
2. se o ânion for o F-1 ou oxigenado
irá fornecer os elétrons.
Na solução:
+
``
CuSO4(aq)
H2O
Cu+2 + SO–2
4
H+ + OH–
No cátodo: Cu+2 ou H+
H+1 migra o Cu+2
No ânodo: OH – ou SO4–2
SO4–2 migra o OH–1
Logo:
cátodo
Cu+2 + 2e–
como: Cu+2 >
como: OH-1 >
2OH–1
(oxidação)
H2O(l) + 1 O2 + 2e–
2
cátodo:
Cu
ânodo:
2 OH–
2+
2 H+
+2e
+
2 OH–
+
1
O + 2e–
2 2
Cu
–
H2O
reação global: CuSO4(aq) + 2 H2O(l)
2 H+(aq) + SO2–4 (aq) + Cu (s) +
solução
4
H2 (g)] . 2
ânodo (oxidação): 2 H2O(l)
O2 + 4H+ + 4e–
reação global: 2H2 (g) + O2
2 H2O(l)
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:
Cu2+ + SO42–
2 H2O
cátodo (redução): [2 H+(aq) + 2e–
Portanto, o fenômeno que ocorre é a decomposição da
água, ou seja, sua eletrólise.
Avaliando o processo:
CuSO4
– 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:
(Note que foi preciso multiplicar a equação do cátodo
por 2 para podemos cancelar os elétrons).
Cu0
(oxidação)
ânodo
Exemplo:
cátodo
1
2
•• Ânion (OH–): Sempre fornece elétrons ao ânodo,
conforme a equação:
O2 (g)
ânodo
4 OH –(aq)
oxidação)
2 H2O(l) + O2(g) + 4 e– (reação anódica, de
Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,
mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br
EM_V_QUI_024
–
á água que
•• Cátion – Temos aqui dois casos possíveis:
4)O cálculo da carga (Q) que passa pelo circuito
pode ser determinada pela reação:
a) Se o cátion for alcalino, alcalino-terroso ou Al+3, é a
água que irá receber elétrons do cátodo, conforme
a equação já vista:
2 H2O(l) + 2e–
H2(g) + 2 OH – (aq)
A carga de um elétron é de -1,6 . 10-19C.
b) Se o cátion for qualquer outro, ele próprio receberá
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
–
ânodo (oxidação): 4 OH
reação global:
–
(aq)
2 H2O(l)
H2 (g) + 2 OH
``
Exemplos:
1) Consideremos uma célula eletrolítica pela qual
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 ].2
2 H2O(l) + O2 (g) + 4e
é
a carga de 3,01 . 1015 elétrons –
(aq)
-1,6 . 10-19C
será
Q
Q 4,816 . 10-4C
–
2H2 (g) + O2
Portanto, a reação global que ocorre é a de decomposição eletrolítica da água.
Aspectos
quantitativos da eletrólise
Como já vimos, para que se possa formar qualquer substância nos eletrodos de uma célula eletrolítica, 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 relação 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:
1)Quanto maior o número de elétrons, maior a
carga elétrica (Q).
2)Quanto maior o número de elétrons que passam por segundo em um determinado ponto
de referência do circuito, maior a intensidade
de corrente elétrica (i).
EM_V_QUI_024
Q=i.t
3)Uma corrente de 1A de intensidade é aquela
que corresponde à passagem de uma carga
elétrica de 1C em cada segundo.
1A = 1C/S
Portanto, a carga total desses elétrons será de
4,816 . 10-4C.
2) A cada segundo, passa uma carga de 1C por uma
célula eletrolítica. Para saber a que número de elétrons 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
de 1 mol de elétrons
⇒carga
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. Portanto, 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 eletroquímica, 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.
Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,
mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br
5
``
Vejamos alguns exemplos:
2.ª Lei de Faraday
Exemplos:
Quando diferentes substâncias são submetidas
a eletrólise sob a mesma carga elétrica, as massas
produzidas nos eletrodos são diretamente proporcionais às respectivas massas molares.
Conseqüência da 2.ª Lei:
3) Numa pilha de flash antiga, o eletrólito está contido
numa lata de zinco que funciona como um dos 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 . 10-1A
m=
Q=i.t
q
M.Q
. 96 500
t = 30 min. = 30 . 60s = 1 800s Q = 5,36 . 10-1A 1 800s
Q = 965C
Zn2+ + 2 e -
Zn
1 mol
2 mol e -
65 g
x
2 (96 500C)
965C
x=
965C . 65 g
x = 3,25 . 10-1 g de Zn
2 . 96 500C
4) Uma peça de bijuteria recebeu um “banho de prata”
(prateação) por um processo eletrolítico. Sabendo
que essa deposição o Ag+ se reduz a Ag e 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 e-
1 mol
1 faraday
0,01 faraday
108g
x
x=
0,01 F . 108g
1F
x = 1,08g de prata
Rendimento de uma reação
eletrolítica
O rendimento (r) de uma reação pode ser definido 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 rendimento 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 quantidade 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 rendimento menor do que 100%, chamado rendimento real
(r < 1, ou r% < 100%).
Para determinarmos a massa efetivamente obtida, ou seja, o rendimento real, calculamos inicialmente a massa correspondente ao rendimento teórico e,
em seguida, a multiplicamos pelo rendimento real:
mefetiva = mteórica . r
Leis de Faraday
1.ª Lei de Faraday
1. Verifique se a pilha Mg/Mg+2 // Fe+2/Fe tem a diferença
de potencial necessária para eletrolisar o NiC 2.
``
m = K1 . Q = K1 . i . t
Solução:
A reação total da eletrólise é:
Ni+2 + 2C
6
–
Ni + C
2(g)
Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,
mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br
EM_V_QUI_024
A massa de uma mesma substância produzida
em um eletrodo é diretamente proporcional à carga
que atravessa a célula eletrolítica.
Consequência da primeira lei:
Para ocorrer, essa reação exige o seguinte valor de diferença de potencial:
ΔE0 = E0Ni+2 – E0C – = – 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:
Δ E da pilha = E do cátodo – E do ânodo =
0
0
0
Como 1,94 > 1,61, a eletrólise ocorre.
2. (Fuvest) A eletrólise de cloreto de sódio fundido
produz sódio metálico e gás cloro. Nesse processo,
cada íon:
a) sódio recebe dois elétrons.
b) cloreto recebe um elétron.
c) sódio recebe um elétron.
d) cloreto perde dois elétrons.
e) sódio perde um elétron.
-
IESDE Brasil S.A.
Solução: C
e-
+
bateria
cátodo
ânodo
e
+
gás cloro
envolve o
ânodo
-
C
-
Na-
cloreto de sódio fundido
2C
-
C
2(g)
+
e–
Na+
e-
Na(
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:
EM_V_QUI_024
–
cátodo
(redução)
Na + e–
+
2C
ânodo
(oxidação)
–
Na
C 2 + 2e–
cátodo:
ânodo:
reação global:
2 Na+ + 2 e– 2 Na
2 C – C 2 + 2 e–
2 Na+ + 2 C
–
2 Na + Cl2
Analisando a reação global, podemos concluir que
a eletrólise ígnea do cloreto de sódio produz sódio
metálico (Na) e gás cloro (C 2).
= –0,44 V – (–2,38 V) = + 1,94 V
``
Estabelecendo a igualdade entre o número de elétrons
perdidos e recebidos e somando as semi-reações,
obtemos a reação global da eletrólise:
Metalurgia – Siderurgia
A 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 apresentam 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.
Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,
mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br
7
3. Escreva a reação que ocorre no cátodo durante a eletrólise 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 –
4. Escreva a equação total que ocorre durante a eletrólise
em solução aquosa de sulfato de cobre.
``
Solução:
O cátion é o Cu+2 e, portanto, ele próprio se descarrega:
Cu+2 + 2e–
As semirreações que ocorrem nos eletrodos são:
A
B
eletrodos
IESDE Brasil S.A.
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 ferrogusa 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.
água
bateria
2 H2O(l) + 2e–
2 H2O(l)
2 OH– + H2 (g)
4 H (aq) + O2 (g) + 4 e–
A partir dessas informações:
a) Identifique os gases A e B.
b) Indique se, após um certo tempo de eletrólise, o
meio estará ácido, básico ou neutro. Por quê?
``
Solução:
a) Uma maneira de resolver seria pela análise das semirreações, após estarem devidamente balanceadas, e da reação global, lembrando que:
n.º de e- cedidos = n.º de e- recebidos
cátodo (redução): 4 H2O(l) + 4 e–
ânodo (oxidação): 2 H2O(l)
reação global: 6 H2O(l)
4 OH –(aq) + 2 H2 (g)
4 H+ + O2 + 4e–
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.
b) Observando a equação da reação global, notamos que
a quantidade (concentração) de H+ é igual à de OH–.
Assim, pela equação: 4 H+
solução final é neutra.
4 OH –, ou seja, a
Cu
O ânion é o SO4–2 e, desse modo, a água se descarrega:
4H+ + O2 + 4e–
Somando as duas equações, obtemos a equação total:
Cu+2 + 2 H2O
2Cu + 4H+ + O2
5. (Unicamp) Observe o esquema a seguir, representativo
da eletrólise da água.
6. (Fuvest) Michael Faraday (1791-1867), eletroquímico
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.
a) Escreva a equação que representa a ação da
corrente elétrica sobre o iodeto.
8
Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,
mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br
EM_V_QUI_024
2 H2O
b) Em que polo surge a coloração azul? Justifique
sua resposta.
``
– 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 substância alcalina e manganês.
Solução:
a) Considerando uma solução aquosa de iodeto de
potássio (Kl), temos:
Kl
H2O
K+ + l–
•• níquel-metal hidreto, lithium, lithium-ion, zincoar, as pilhas em miniatura e em forma de botão, e as baterias recarregáveis de lithium-ion
usadas em filmadoras e telefones sem fio mais
recentes.
H+ + OH –
No ânodo, temos:
l–
OH –
facilidade de descarga: l – > OH –
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.
Logo, a reação que ocorre no ânodo é:
polo +
ânodo
2l–
l2 + 2e–
(oxidação)
b) A coloração azul é devida ao l2 em presença do
amido.
IESDE Brasil S.A.
O descarte das pilhas
O 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:
Fonte: Panasonic do Brasil
7.
Se considerarmos que uma quantidade de carga igual a
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 e2 mol e-
Cu
1 mol
LIXO DOMÉSTICO
2 (96 500C)
9 650C
64g
x
x = 965C . 64g
2 . 96 500C
x = 3,2g de Cu
8. Quantos litros de cloro a 17ºC e sob 1 atm são liberados
em uma eletrólise ígnea de ZnCl2, sabendo que uma
corrente de 5 A passa pela célula durante 10h?
EM_V_QUI_024
IESDE Brasil S.A.
– Este ícone indica que a pilha ou bateria pode ser
descartada no lixo.
Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,
mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br
9
``
Solução:
Q = i . t = 5A . (10 . 3 600s) = 180 000 sC
A formação de cloro ocorre conforme a equação:
2C
C
-
+ 2e-
2
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 180 000C
produzirão m = 180 000 . 71g = 66,217g
2 . 96 500
10. Uma solução aquosa diluída de NaOH é eletrolisada
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:
71g de Cl2
Os 2,7g de hidrogênio são formados no cátodo conforme a reação:
m
2 H2O( ) +
Convertendo essa massa em quantidade de matéria,
temos:
66,217g
n=m =
0,932 mol de C 2
g
71
M
mol
Finalmente, para determinar o volume correspondente,
aplicamos a equação de Clapeyron:
P.V=n.R.T
1 atm . V = 0,932mol . 0,082 atm . L . 290 K
K . mol
Portanto, V = 22,162 L de C 2.
2e2 mol
carga de 2 . 96 500C
H2(g)
1 mols
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:
9. Uma célula eletrolítica contém uma solução de ZnSO4 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)
Uma carga de 2 . 96 500C produz 16 g de O2
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 m
depositarão Portanto, m = 2,13 g de Zn.
massa de 16g carga de 2 . 96 500C
Para a massa assim produzida, temos:
Uma carga 260 500C m
m = 21,6 g de O2
Essa massa corresponde a:
m
21,6g
=
0,675 mol de O2
n=
g
M
32
mol
Agora, determinamos o volume desse gás:
P.V=n.R.T
4 atm . V = 0,675 mol . 0,082
Portanto, V = 4,15 L de O2
10
produzirá atm . L
K . mol
Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,
mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br
. 300K
EM_V_QUI_024
``
a) Obtenção do alumínio pelo processo Hall-Hercelt
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
eletrodos
de grafite
alumínio
fundido
parede
de ferro
suporte de aço
As reações são:
2Al+3 + 6e2Al( )
(cátodo)
3
-2
3O
O + 6e (ânodo)
2 2
EM_V_QUI_024
2Al+3 + 3O-2 -2Al( ) + 3 O2(g)
2
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.
b) Ferro galvanizado
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.
IESDE Brasil S.A.
ânodo (+)
cátodo (-)
1. (Fuvest) Industrialmente, alumínio é obtido a partir
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.
a) Na primeira etapa de purificação da bauxita, ela
é tratada com solução aquosa concentrada de
hidróxido de sódio. Neste tratamento, uma parte
apreciável do óxido de alumínio solubiliza-se, formando NaAl(OH)4. Escreva a equação química balanceada que representa tal transformação.
b) Se a bauxita fosse tratada com solução aquosa
concentrada de ácido clorídrico, quais óxidos seriam solubilizados? Justifique por meio de equações químicas balanceadas.
c) Na eletrólise do óxido de alumínio fundido, usamse várias cubas eletrolíticas ligadas em série, através 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 apenas uma cuba, para produzir a mesma quantidade
de alumínio por dia? Justifique, com base nas leis
da eletrólise.
2. (Unifesp) Mais de uma vez a imprensa notificou a obtenção
da chamada fusão nuclear a frio, fato que não foi comprovado 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.
a) Escreva a equação balanceada que representa a semireação que produz D2 no eletrodo de paládio. Explique
a diferença existente entre os núcleos de H e D.
b) Escreva a equação balanceada que representa
a reação de fusão nuclear descrita no texto e dê
uma razão para a importância tecnológica de se
conseguir a fusão a frio.
Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,
mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br
11
3. (PUCPR) É correto afirmar sobre o processo conhecido
como banho de ouro:
I. Imersão em solução de ouro derretido.
II. Pintura metálica.
III. Deposição catalítica.
IV. Eletrodeposição.
V. Reação com ouro em altas temperaturas.
5. (UFF) A indústria trabalha com equipamentos que
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 exposto 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:
Está correta ou estão corretas:
a) II e IV.
d) apenas IV.
– 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:
e) II e III.
O2(g) + 4H+ (aq) + 4e − → 2H2O(  )
b) II, III e IV.
c) apenas II.
4. (UFCE) As estátuas de metal, em geral confeccionadas
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.
Eo = +1,25 volts
A reação global representativa da formação de ferrugem
no metal é:
2Fe( s ) + O2( g) + 4H+ ( aq) → 2Fe2+ ( aq) + 2H2O(  )
Para essa reação o valor do potencial padrão em volts
será:
a) zero
b) +0,84
c) –0,84
Semirreação
de redução
Potencial
padrão de
redução,
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.
a) Tinta I.
b) Tinta II.
c) Tinta III.
d) Tinta IV.
e) Tinta V.
12
d) +1,66
e) –1,66
6. (UFPE) A eletrólise de cloreto de sódio fundido produz
sódio metálico e gás cloro. Nesse processo, cada íon:
a) sódio recebe dois elétrons.
b) cloreto recebe um elétron.
c) sódio recebe um elétron.
d) cloreto perde dois elétrons.
e) sódio perde um elétron.
7.
(UFRJ) Um experimento utilizado no estudo de eletroquímica 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
Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,
mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br
EM_V_QUI_024
Tinta
Metal
presente
na tinta
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.
Esquema de Montagem da Pilha
II. A massa M depositada corresponde à massa atômica do metal Me.
III. O metal depositado poderá ser Ag.
Dessas afirmações:
a) somente I é correta.
b) somente II é correta.
Placa 1 (Cobre)
Placa 2
Placa 3
c) somente III é correta.
d) somente II e III são corretas.
e) I, II e III são corretas.
Placa 4
8. (UFRJ) O uso de células eletrolíticas geradoras de cloro
proporciona uma outra alternativa para a obtenção de
íons hipoclorito.
PISCINA
CÉLULA
ELETROLÍTICA
FILTRO
Li+ ( aq) + e − → Li( s ) Eº = − 3,05 V
Zn2+ ( aq) + 2e − → Zn( s ) BOMBA
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:
Eº = − 0,76 V
a) O zinco metálico é oxidado espontaneamente na
presença do íon lítio.
b) O lítio metálico é um agente redutor mais forte do
que o zinco metálico.
c) O íon lítio e o zinco metálico, em solução eletrolítica,
formam uma célula galvânica.
Cl2( g) + 2OH− ( aq) → OCl− ( aq) + Cl− ( aq) + H2O
d) O potencial padrão da redução de dois mols de
íons Li+, é − 6,10 V.
Sabendo-se que os valores dos potenciais padrão de
redução correspondentes às semirreações que ocorrem
nos eletrodos são
e) Dentre os metais alcalinos, o lítio possui a mais elevada energia de ionização.
Cl2( g) + 2e − → 2Cl− ( aq)
Eo = 136
, V
escreva a equação da semirreação que ocorre no anodo
e determine a ddp para operar a célula de cloração da
piscina.
9. (PUC-Campinas) Em uma experiência verificou-se que
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:
EM_V_QUI_024
10. (UFCE) Frequentemente, os avanços tecnológicos
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 baterias 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.
I. O quociente (9,65 . 104 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).
11. (UFJF) A Vitamina C, ácido ascórbico, presente em
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) A reação de redução do iodo pode ser representada por l2 + 2e- → 2 l.
b) O iodo tem maior potencial normal de redução do
que a vitamina C.
c) A vitamina C oxida o iodo a iodeto.
Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,
mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br
13
d) O caráter redutor da vitamina C deve ser maior do
que o caráter redutor do iodo.
e) A vitamina C perde elétrons na reação mencionada.
12. (UFMG) Na figura, está representada a montagem de
uma pilha eletroquímica, que contém duas lâminas metálicas – 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.
Chumaço de algodão
com KC� (aq)
Lãmina de cobre
Lâmina de zinco
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:
a) nos fios, elétrons se movem da direita para a esquerda; e, no algodão, cátions K+ se movem da
direita para a esquerda e ânions Cl-, da esquerda
para a direita.
b) nos fios, elétrons se movem da direita para a esquerda; e, no algodão, elétrons se movem da esquerda para a direita.
c) nos fios, elétrons se movem da esquerda para a
direita; e, no algodão, cátions K+ se movem da esquerda para a direita e ânions Cl-, da direita para a
esquerda.
d) nos fios, elétrons se movem da esquerda para a direita; e, no algodão, elétrons se movem da direita
para a esquerda.
13. (UFRRJ) Na proteção de tubulações de ferro, para evitar 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++ = −0, 34 V
14
Pb / Pb++ = +0,13 V
Fe / Fe+2 = +0, 44 V
Zn / Zn++ = +0, 76 V
a) o chumbo.
b) a prata.
c) o cobre.
d) o estanho.
Fio de cobre
Fio de cobre
Sn / Sn++ = 0,14 V
e) o zinco.
14. (UFRRJ) Por uma solução aquosa de H2SO4, 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, respectivamente, são:
a) 1,12 e 0,56 litros.
b) 0,56 e 0,56 litros.
c) 5,6 e 11,2 litros.
d) 0,56 e 1,12 litros.
e) 1,12 e 1,12 litros.
15. (UFRRJ) Da reação entre uma pequena porção de zinco
com ácido sulfúrico (H2SO4), verifica-se uma reação de
oxidação e redução com liberação de um gás.
a) As velocidades das reações serão iguais ao se
substituir o zinco em pó pelo zinco em grânulos?
Justifique sua resposta.
b) Se, na referida reação, o zinco fosse substituído
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
16. (UFES) A “cromação” é um exemplo de eletrodeposição,
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
CrO3( aq) + 6H+ ( aq) + 6e − → Cr( s ) + 3H2O(  )
a) Calcule a massa de Cr (s) que pode ser produzida
em um dia em uma célula eletrolítica operando continuamente a 105 amperes (C/s).
(Dado: Massa molar do Cr = 56g/mol)
Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,
mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br
EM_V_QUI_024
Medidor de corrente
Ag / Ag+ = −0, 79 V
b) Se o pH da solução inicialmente vale 1,0, calcule o
pH da solução após a eletrólise. Considere um volume total de 103m3. (Dado: 1F = 96 500C/mol).
17. (Mackenzie)
Zn0 → Zn2+ + 2e2MnO2 + 2NH4+ + 2e − → Mn2O3 + 2NH3 + H2O
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:
I. A força eletromotriz (fem) ou voltagem da pilha AA
é igual à fem da pilha D.
II. A fem da pilha grande D é maior que a fem da pilha
pequena AA.
III. A capacidade de fornecer energia em forma de
corrente elétrica (ampere/hora) deve ser maior na
pilha grande D, pois esta apresenta maior quantidade de reagentes.
IV. A capacidade de fornecer energia em forma de
corrente elétrica (ampere/hora) independe do tamanho da pilha.
Das afirmações acima:
a) somente I é correta.
d) o ferro está na forma 2+, e o manganês aparece
como MnO2.
e) antes que o MnO2 passe a Mn2+, o SO42– é reduzido
a H2S.
19. (UEL) Pretende-se cobrear, niquelar e cromar peças metálicas, 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 eletrólise 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:
a) Cu, Cr e Ni.
b) Cr, Ni e Cu.
c) Cu, Ni e Cr.
d) Cr, Cu e Ni.
e) Ni, Cr e Cu.
20. (UFAL) Um cubo de 1cm de aresta foi utilizado como
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
a) 10s
b) somente II é correta.
c) somente I e IV são corretas.
d) somente I e III são corretas.
e) somente II e III são corretas.
18. (PUC-Rio) Em ambientes redutores, como o existente
em sedimentos de lagos eutrofizados (baixa concentração de oxigênio), há a formação de diferentes compostos
químicos, inclusive alguns danosos à vida aquática, como
nitritos (NO2–) e gás sulfídrico (H2S). Abaixo estão listadas algumas das transformações possíveis.
I. SO24− + 10H+ + 2e − → H2S + H2O E = –0,20V
II. MnO2 + 4H+ + 2e − → Mn2+ + 2H2O E = +0,50V
III. Fe( OH)3 + 3H+ + 2e − → Fe2+ + 3H2O E=+0,25V
IV. NO3− + 4H+ + 2e − → NO2− + 2H2O E = +0,58V
Com base nos seus potenciais de redução, pode-se
afirmar que nesses ambientes redutores:
a) nitritos se formam mais facilmente do que gás sulfídrico.
EM_V_QUI_024
c) gás sulfídrico se forma mais facilmente que os
nitritos.
b) a presença de Mn2+ indica que o ferro está, necessariamente, na forma 2+.
b) 20s
c) 30s
d) 40s
e) 50s
21. (UFCE) Durante a eletrólise de soluções aquosas de
iodeto de sódio (NaI), quatro diferentes semirreações
poderiam estar envolvidas nos processos catódico e
anódico. Observe as semirreações de eletrodo relacionadas a seguir:
Eletrodo I
Ia) Na+ ( aq) + e − → Na( s ) Eº = −2,72V
Ib) 2H2O(  ) + 2e − → H2( g) + 2OH− ( aq) Eº = −0,83V
Eletrodo II
IIa) 2l− ( aq) → I2( aq) + 2e − Eº = −0,54V
IIb) 2H2O(  ) → O2( g) + 4H+ ( aq) + e − Eº = −1,23V
Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,
mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br
15
Com base nos valores de Eº, assinale a alternativa que
relaciona corretamente as semirreações que ocorrerão
no cátodo e ânodo, respectivamente:
a) Ib e IIa.
b) Ia e IIa.
1. (Elite) Explique por que a reação inversa da eletrólise
é espontânea.
c) Ib e IIb.
2. Na eletrólise de NiF2 há formação de:
d) Ia e IIb.
a) Ni2+, no cátodo.
e) IIa e Ib.
b) F-1, no ânodo.
c) Ni0, no cátodo.
22. (UFES) Em uma eletrólise, ocorre, em um dos eletrodos,
a seguinte reação de redução:
Ni +2e → Ni(s)
A carga, em Coulombs, necessária para produzir 0,5 mol
de níquel metálico é:
(1 Faraday = 96 500C)
a) 19,3 . 103.
d) gás flúor, no cátodo
-
e) NiF2 sólido.
3. O magnésio é obtido da água do mar. Isola-se o magnésio na forma de MgCl2, e, em seguida, realiza-se uma
eletrólise ígnea.
Pode-se afirmar que o magnésio:
a) é produzido no pólo negativo da eletrólise.
b) 48,2 . 103.
c) 60,0 . 103.
b) é obtido no ânodo.
d) 96,5 . 103.
c) é obtido na forma de Mg3+
e) 193 . 10 .
3
23. (UFRN) A produção industrial de alumínio pela eletrólise
da bauxita fundida é um processo industrial que consome grande quantidade de energia elétrica. A semireação de redução do alumínio é dada por:
Al3+ +3e- →Al
Para se produzirem 2,7g de alumínio metálico, a carga
elétrica necessária, em Coulombs, é:
(Dados: 1F = 96 500C
Massa Molar do Al = 27g/mol.)
a) 9 650
b) 28 950
d) recebeu apenas um elétron para tornar-se um átomo neutro.
e) é obtido num processo que não é de oxirredução.
4. Dê as semirreações da eletrólise ígnea do CaBr2, indicando a polaridade e o nome (cátodo e ânodo) de
cada eletrodo.
5. Escreva as semirreações da eletrólise ígnea de um
brometo de metal que possui número atômico igual
a 11.
6. Equacione as reações que ocorrem na eletrólise ígnea
das substâncias:
a) KI
c) 32 160
b) NiCl2
d) 289 500
24. (UFRN) Niquelação é o processo de deposição eletrolítica 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
a) 5,8mg
b) 2,9g
c) 2,9mg
16
d) 5,8g
7.
Equacione as reações que ocorrem na eletrólise aquosa
das substâncias a seguir, indicando os produtos formados nos eletrodos e na solução:
a) CuBr2
b) AgNO3
8. Em uma revista, um estudante leu a seguinte afirmação:
“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) A afirmação acima contém um erro grave. Aponte
esse erro.
b) Escreva as semirreações da eletrólise ígnea mencionada na informação dessa revista.
Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,
mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br
EM_V_QUI_024
2+
9. (Fuvest) Escreva a equação global das reações que
ocorrem na eletrólise de cloreto de sódio fundido, em
cadinho de platina e com eletrodos de platina.
18. Em uma eletrólise, a corrente elétrica (suposta constante) necessária para que em 965 segundos ocorra
a redução:
10. (UFRRJ) Quais são os cátions que não tem prioridade
em soluções aquosas?
1mol de Ag+ + 1 mol de elétrons → 1 mol de Ag
é igual a:
a) 1,0 ampére
11. (Elite) E quais ânions não tem prioridade?
12. (Elite) Dê a equação global da eletrólise aquosa
do NaCl.
13. (Elite) Dê a equação global da eletrólise aquosa do
H2SO4.
14. (Unesp) O sulfato de alumínio, utilizado em tratamento
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.
Al+++ / Al E0 = −166
, V

+++
0
Dados : Cr
/ Cr E = −0, 74 V
 ++
0
Mg / Mg E = −2, 37 V
a) Explicar essa afirmação com base na eletroquímica.
b) Escrever a equação da reação que ocorre entre a
solução e o material do tanque.
15. Quais os principais produtos da eletrólise em uma solução aquosa de Ca(NO3)2?
16. Na obtenção industrial do alumínio ocorre a seguinte
reação catódica:
A 3 + 3e- → A
Sabendo-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)
a) 3
b) 30
c) 100
d) 300
e) 1 000
17. A massa de metal depositada quando uma corrente de
10A atravessa uma solução de AgNO3 AgNO3, durante
16 minutos e 5 segundos, é:
a) 9,8g
b) 14,16g
EM_V_QUI_024
c) 18,5g
d) 4,9g
e) 10,8g
b) 1,0 . 101 ampéres
c) 1,0 . 102 ampéres
d) 1,0 . 103 ampéres
e) 1,0 . 104 ampéres
19. Observe os itens do dia-a-dia dados a seguir e responda-os?
a) Qual a diferença principal entre uma pilha comum e
uma pilha alcalina?
b) Quais produtos gasosos obtidos diretamente da eletrólise da água do mar? (Comente se necessário).
20. (Unicamp) O cobre metálico, para ser utilizado como
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,
+ + 2e − → Cu
Cu(2aq
)
(s)
Qual a massa de cobre que se obtém por mol de elétrons
que atravessa a cuba eletrolítica? (massa atômica relativa
do cobre = 64)
21. Determine o tempo necessário para produzir 20g de
cálcio, na eletrólise ígnea do CaCl2, com intensidade de
corrente igual a 193A.
(Dados: 1F = 96 500C; Ca = 40)
22. Cálculos sobre eletrodos de pilhas são idênticos aos
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-)
23. A eletrólise de uma solução de íons Ag+ 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)
24. Uma indústria está refinando cobre utilizando 20 eletrólises 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)
Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,
mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br
17
25. Em um ano, uma pequena indústria produziu 120kg de
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)
26. Foram necessários 12,0F para se obter 224g de ferro
em um processo eletrolítico.
Determine a carga do íon ferro nesse processo.
(Dado: Fe = 56)
27. Uma indústria deseja produzir 2 400L de gás hidrogênio, 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)
28. (Osec) Na eletrólise de NaC fundido forma-se sódio
metálico no cátodo. Na eletrólise de soluções aquosas
de NaC forma-se nesse eletrodo:
a) H2
31. (Mackenzie) Quando se faz passar uma corrente elétrica
através de uma solução de Cu(NO3)2, pode-se verificar
que:
a) no ânodo ocorre redução.
b) o fluxo de elétrons se faz do cátodo para o ânodo.
c) no cátodo ocorre oxidação.
d) ocorre migração de Cu2+ para o cátodo e NO3– para
o ânodo.
e) ocorre migração de Cu2+ para o ânodo e NO3– para
o cátodo.
32. (Ufpel) Boca em alta tensão
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.)
b) O2
c) Cl2
d) HCI2
e) Na2O
29. (Fuvest) Na eletrólise da água, obtém-se no eletrodo negativo um gás que apresenta a propriedade
característica de:
a) turvar a água de cal.
b) ser esverdeado e irritante.
c) ser combustível.
d) ser imiscível com o ar.
e) ter densidade maior que a do ar.
30. (Fuvest) Michael Faraday (1791-1897), eletroquímico 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.
a) Escreva a equação que representa a ação da corrente elétrica sobre o iodeto.
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.
I. Qual é o agente redutor da reação?
II. Qual a ddp gerada pela pilha formada pelo alumínio
e pelo amálgama?
a) alumínio metálico; ddp = − 2,33V
b) amálgama; ddp = + 2,33V
c) alumínio metálico; ddp = + 2,33V
d) alumínio metálico; ddp = + 0,99V
e) amálgama; ddp = − 0,99V
18
EM_V_QUI_024
b) Em que polo surge a coloração azul? Justifique sua
resposta.
Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,
mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br
33. (FEI) Com relação à eletrólise do HCl em solução
aquosa diluída, utilizando eletrodos inertes, são feitas
as seguintes afirmações:
I. Há liberação de hidrogênio no cátodo.
II. A solução final é neutra.
III. Os ânions Cl– não se descarregam.
IV. A solução vai se diluindo em HCl.
Dessas afirmações é(são) incorreta(s):
a) somente I e III.
b) somente II e IV.
c) somente II.
d) somente IV.
EM_V_QUI_024
e) somente III.
Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,
mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br
19
a) Al2O3 + 2NaOH + 3H2O → 2NaAl( OH)4
b) Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O
SiO2 + 6HCI → não ocorre reação
c) Q = i . t
4. E
Q(total) = nQ
nQ = i’ . t
i’ = n . i
6. C
a) Cátodo (polo negativo, paládio)
8.
2D21++ O2– + 2e– → D20 + 2OD1–
Os núcleos de H e D diferem no número de nêutrons e,
portanto, no número de massa.
H1 – 1 próton, nenhum nêutron.
1
D2 – 1 próton, 1 nêutron.
1
b) 1D2 + 1D2 → 2He3 + 0n1
ddp = 0,82 – 1,36 = − 0,54V
9. E
5. D
7.
2.
20
nêutron
E = 0,34V − (− 0,76V) = 1,1V. Como E < 1,5V, deverão
ser dispostas, no mínimo, duas pilhas em série.
4Cl− → 4e − + 2Cl2
10. B
11. C
12. C
13. E
Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,
mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br
EM_V_QUI_024
1.
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.
3. D
14. D
b) NiCl2( s ) ∆→ Ni++ + 2Cl−
15.
a) A reação do zinco em pó será mais rápida devido
ao estado de divisão do zinco, aumentando a área
de contato dos reagentes.
polo(+): (ânodo) 2Cl- → Cl2 + 2epolo(−): (cátodo) Ni++ + 2e- → Ni(s)
7.
a)
b) Não, pois na reação:
Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H
2
-
ânodo(+): 2Br
Br2 + 2ecátodo(−): Cu++ + 2e- → Cu0
o íon H+ atua como oxidante e na reação com o cobre
isto não é possível.
b)
16.
H2O
AgNO3( s ) 
→ Ag+ + NO3−
1
O + H2O + 2e
2 2
cátodo(−): Ag+ + e- → Ag0
a) 83,56 . 104 g/dia
ânodo(+): 20H–
b) pH = 2
17. D
H2O
CuBr2( s ) 
→ Cu++ + 2Br −
H2O → H+ + OH−
8.
18. A
19. C
a) Forma-se um gás no ânodo, onde ocorre oxidação
dos íons O= a O2(g).
20. C
b) polo (+):
9.
21. A
22. D
23. B
−
2O= → O
2 + 4e
∆
NaCl( s ) → Na + + Cl−
2Cl− → Cl2 + 2e −
Na+ + e − → Na0
10. Os metais alcalinos, alcalinos terrosos e alumínio (Al++)
perdem para o íon H+.
24. C
11. Ânions oxigenados e o íon F- perdem para o íon OH-.
12. NaCl → Na+ + Cl−
H2O → H+ + OH−
1. A eletrólise não é uma reação espontânea, logo, a reação inversa será espontânea. Por isso, os produtos da
eletrólise precisam ser separados; caso contrário, eles
reagem ao ­entrarem em contato.
ânodo(+): Cl− − 1e − → ClCl22
2. C
Equação geral:
1
2
1
cátodo(−): H+ + 1e − → HH22
2
Pois é o polo negativo.
3. A
Pois é o cátodo.
4.
fusão
−
CaBr2( s ) 
→ Ca(++
 ) + 2Br(  )
polo (+):
2Br − → Br2 + 2e −
(oxidação; ânodo)
NaCl + H2O
13. H2SO4
2H2O
5. polo (+): 2Br– + 2e– (oxidação; ânodo)
polo (−): 2M+ + 2e– → 2Mo (redução, cátodo)
EM_V_QUI_024
6.
H2O
∆
KI( s ) → K + + I−
polo(+): (ânodo) 2l- → l2 + 2e
polo(−): (cátodo) k+ + e- → Ko
2H+ + SO4
2H+ + 2OH–
11
−
−
ânodo(+): 2OH  2e ++ H
H22O ++ O2 O2
22
cátodo(−): 2H+ + 2e– H2
Equação global:
++
−
0
polo (−): Ca + 2e → Ca (redução; cátodo)
a)
1
1
H2 +
Cl
2
2 2
Solução básica
NaOH +
H2 +
1
O
2 2
14.
a) No tanque de cromo não ocorrerá reação com Al3+,
pois a reação seria não-espontânea.
b) 3Mg + 2Al+++ → 3Mg++ + 2Al
Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,
mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br
21
15. H O ↔ H+ + OH−
2
2H+ + 2Cl− → H + Cl
Ca(NO3 )2 → Ca2+ + 2NO3−
a) Reagem os íons H+ e OH –
Os íons Ca2+ (alcalino-terroso) e NO3− (oxigenado) não
reagem. Portanto, são íons espectadores.
polo (−): 2H+ + 2e − → H2
1
polo (+): 2OH− → O2 + H2O + 2e −
2
___________________(+)________
1
+ + 2OH− → H + O + H O
H


2 2 2
2
eletrólise 2
2H2O
A equação da eletrólise é:
1
H2O ↔ H2 + O2
2
Esse processo é chamado eletrólise da água.
Comentário: A descarga do OH-da água também pode
ser descrita de uma maneira mais sofisticada:
2H2O ↔ 2H+ + 2OH−
1
2OH− → O2 + H2O + 2e −
2
_________________(+)___
2
2
eletrólise
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:
2H2O ↔ 2H+ + 2OH−
2H+ + 2e − → H2
______________(+)__
2H2O + 2e − → H2 + 2OH−
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.
20. 32g
1
2OH− → O2 + H2O + 2e −
2
Solução: Gases hidrogênio e oxigênio.
16. D
17. E
18. C
19.
a) Pilhas comuns ⇒ são consideradas ácidos porque o
NH4CI, ao sofrer hidrólise, torna o meio ácido.
Pilhas alcalinas ⇒ no lugar do NH4CI é utilizado
KOH, que é uma base forte.
b) NaCl( s ) → Na(+aq) + Cl(−aq)
+ + OH−
H2O(  ) ↔ H(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.
2H+ + 2e − → H2
2Cl− → Cl + 2e −
2
Polo(+):
________________(+)_____
22
Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,
mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br
EM_V_QUI_024
Polo(–):
EM_V_QUI_024
Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,
mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br
23
EM_V_QUI_024
24
Esse material é parte integrante do Aulas Particulares on-line do IESDE BRASIL S/A,
mais informações www.aulasparticularesiesde.com.br