ELETROQUÍMICA
PROF. AGAMENON ROBERTO
< 2011 >
Prof. Agamenon Roberto
ELETROQÍMICA
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2
ELETROQUÍMICA
Zn
INTRODUÇÃO
0
Zn
Uma corrente elétrica pode provocar uma
0
TEMPO
reação química ou, uma reação química pode
produzir uma corrente elétrica. A relação entre
estes dois fenômenos é estudada por um ramo da
química chamado ELETROQUÍMICA.
solução aquosa
de CuSO4
PILHAS
Com o passar do tempo verificamos que a
É quando uma reação química de óxido
solução fica com menos CuSO4, um pouco de
redução, espontânea, produz energia elétrica.
ZnSO4 e a placa de zinco é recoberta por uma
Uma pilha ou célula eletroquímica muito
camada de cobre.
tradicional é a PILHA DE DANIELL. Esta pilha
Daniell percebeu que estes elétrons poderiam
baseia-se na seguinte reação:
2+
ser transferidos do Zn para os íons Cu
Zn + CuSO4 Cu + ZnSO4
ou
Zn
+
Cu
2+
fio condutor externo e, este movimento produzir
uma CORRENTE ELÉTRICA.
Zn
2+
+
Cu
E isto seria possível montando um esquema
2 elétrons
do tipo representado a seguir.
elétrons
elétrons
ânions
Zn
por um
cátions
ponte
salina
0
0
Cu
2-
SO4
Zn
2+
2-
SO4
2-
SO4
Zn
2+
Cu
2+
Cu
2+
2-
SO4
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ELETROQÍMICA
À medida que a reação vai ocorrendo
O
poderemos fazer as seguintes observações
eletrodo
de
cobre
terá
sua
massa
aumentada.
O eletrodo de zinco vai se desgastando com o
A solução de CuSO4 vai ficando mais diluída.
Nas soluções teremos a passagem dos íons,
passar do tempo.
A
3
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em excesso, de um lado para o outro através da
solução de ZnSO4 vai ficando mais
concentrada.
ponte salina.
Após algum tempo de funcionamento o sistema terá a seguinte situação.
el étrons
elétrons
ânions
Zn
Zn
ponte
salina
0
2+
Zn
2+
Zn
Zn
cáti ons
Zn
2+
2-
SO4
2+
2+
2-
Zn
2+
0
Cu
SO4
Cu
2SO4
2+
2-
SO4
PÓLO POSITIVO ou CÁTODO
Neste processo teremos, simultaneamente, a
ocorrência das seguintes reações:
2+
Cu + 2 e -
Zn + Cu
2+
Cu
)
)
2+
Zn + 2 e -
Zn
)
semi-reação de
)
redução
É o pólo aonde chegam os elétrons e, nele
ocorre sempre a redução.
semi-reação de
oxidação
2+
Cu + Zn ( reação global )
REPRESENTAÇÃO DE UMA PILHA
Uma pilha, segundo a IUPAC, deve ser
representada da seguinte forma:
0
PÓLO NEGATIVO ou ÂNODO
É o pólo de onde saem os elétrons e, nele
ocorre sempre a oxidação.
x+
y+
0
M 1 / M 1 // M 2 / M 2
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Para a pilha de Daniell teremos, no início, o seguinte esquema:
elétrons
ânodo:
pólo negativo
da pilha, onde
ocorre a oxidação
elétrons
ânions
cátodo:
pólo positivo
da pilha, onde
ocorre a redução
cátions
-
Zn
+
ponte
salina
0
0
Cu
2-
SO4
Zn
2+
2-
SO4
2SO4
Zn
Cu
Cu
2+
2+
2-
2+
SO4
0
Zn / Zn
2+
// Cu
2+
0
/ Cu
Para a pilha de Daniell teremos, após um tempo de funcionamento, o seguinte esquema:
elétrons
ânodo:
pólo negativo
da pilha, onde
ocorre a oxidação
elétrons
ânions
cátions
-
Zn
Zn
2+
+
ponte
salina
0
Zn
2+
Zn
Zn
Zn
cátodo:
pólo positivo
da pilha, onde
ocorre a redução
0
Cu
2+
2-
SO4
2+
2+
Cu
2-
Zn
SO4
2+
0
Zn / Zn
2-
SO4
2+
2+
// Cu / Cu
2+
2-
SO4
0
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ELETROQÍMICA
Exercícios:
01)As relações existentes entre os fenômenos
elétricos e as reações químicas são estudadas:
a)
b)
c)
d)
e)
na termoquímica.
na eletroquímica.
na cinética química.
no equilíbrio químico.
na ebuliometria.
02) Observando a pilha Co, Co
05)O pólo onde saem os elétrons, em uma pilha, é:
a) cátodo.
b) pólo positivo.
c) ânodo.
d) o eletrodo que aumenta a massa.
e) o que ocorre redução.
06)(Covest-2005) Podemos dizer que, na célula
2+
2+
eletroquímica Mg(s) / Mg (aq) // Fe (aq) / Fe(s):
2+
// Au
a) o magnésio sofre redução.
b) o ferro é o ânodo.
c) os elétrons fluem, pelo circuito externo, do
magnésio para o ferro.
d) há dissolução do eletrodo de ferro.
e) a concentração da solução de Mg2+_ diminui
com o tempo.
3+
, Au.
a) Quais as semi-reações?
b) Qual a reação global?
c) Quem sofre oxidação?
d) Quem sofre redução?
DIFERENÇA DE POTENCIAL (d.d.p.)
e) Qual o eletrodo positivo ou cátodo?
f)
5
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Os metais que fazem parte de uma reação de
Qual o eletrodo negativo ou ânodo?
g) Qual o sentido do fluxo de elétrons pelo fio?
óxido-redução têm uma tendência a ceder ou receber
h) Que eletrodo será gasto?
elétrons.
i)
Qual
dos eletrodos terá
a
sua massa
eletrodo (E), medido em volts (V).
aumentada?
j)
Essa tendência é determinada pelo potencial de
Quanto maior for a medida do potencial de
Que solução concentra?
oxidação, maior é a tendência do metal ceder
k) Que solução dilui?
elétrons.
03)Na reação química expressa pela reação
Zn
+
Cu
2+
Cu
+
Zn
Quanto maior for a medida do potencial de
redução, maior é a tendência do metal ganhar
2+
elétrons.
Este potencial, em geral, é medido nas seguintes
Podemos afirmar que houve:
condições:
a) oxidações do Zn e do Cu.
o
1 atm, 25 C e solução 1 mol/L
b) reduções do Cu 2+ e do Cu.
Sendo assim, nestas condições, chamado de
c) oxidação do Zn e redução do Cu 2+.
d) oxidação do Zn
2+
e redução do Cu.
e) oxidação do Cu
2+
e redução do Zn.
0
potencial normal de eletrodo (E ).
Este
potencial
é
medido
tomando-se
como
referencial um eletrodo de hidrogênio, que tem a
04)Na célula eletroquímica Al / Al
podemos afirmar que:
a)
b)
c)
d)
e)
3+
// Fe
2+
/ Fe
O alumínio sofre redução.
O ferro é o ânodo.
Os elétrons fluem, pelo circuito externo, do
alumínio para o ferro.
A solução de Al 3+ irá se diluir.
No eletrodo de ferro, a barra de ferro sofre
corrosão.
ele atribuído o potencial 0,00 V.
Se o sentido da corrente elétrica for do eletrodo do
metal “M” para o eletrodo de hidrogênio, o potencial de
redução do metal “M” será negativo.
Se o sentido da corrente elétrica for do eletrodo de
hidrogênio para o eletrodo do metal “M”, o potencial de
redução do metal “M” será positivo.
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ELETROQÍMICA
TABELA DE POTENCIAIS-PADRÃO
DE REDUÇÃO (1 atm e 25°C)
Li
+
Li
+ 2 e-
Mg
E red = - 2,375 V
+ 3 e-
Al
E red = - 1,66 V
+ 2 e-
Mn
E
2+
+ 2 e-
Zn
E
3+
+ 3 e-
Cr
E red = - 0,74 V
2+
+ 2 e-
Fe
E red = - 0,44 V
2+
+ 2 e-
Co
E red = - 0,28 V
2+
3+
Mn
Zn
Cr
Fe
2+
Co
Ni
red
= - 3,045 V
0
0
red
0
red
= - 1,18 V
= - 0,76 V
0
0
2+
+ 2 e-
Pb
E red = - 0,13 V
3+
+ 3 e-
Fe
E red = - 0,036 V
0
H 2 (g) + 2
H 2 O ( l ) E 0red =
0,00 V
0
+
+ 1 e-
Sn
4+
+ 2 e-
2+
+ 2 e-
Cu
E red = + 0,34 V
3+
+ 1 e-
Fe 2+
E red = + 0,77 V
Ag
+
+ 1 e-
Ag
E
Hg
2+
+ 2 e-
Hg
E
Au
Co
3+
+ 2 e-
3+
+ 3 e-
3+
+ 1 e-
Cu
2+
Sn
Au
2+
Cu
2+
+
Au
2+
Co
E red = + 0,15 V
0
red
0
red
01)Conhecendo as seguintes semi-reações e os
respectivos potenciais padrão de redução abaixo,
determine a d.d.p da pilha formada pelos eletrodos
indicados:
–
0
Sn
+ 2e
1+
–
Ag
+ 1e
Sn E = – 0,14 V
0
Ag E = + 0,80 V
a)
b)
c)
d)
e)
+ 0,54 V.
+ 0,66 V.
+ 1,46 V.
+ 0,94 V.
+ 1,74 V.
02)(Fuvest-SP) Na montagem abaixo, dependendo do
metal (junto com seus íons), têm-se as seguintes
pilhas, cujo cátodo (onde ocorre redução) é o
cobre:
voltímetro
= + 0,85 V
0
0
E red = + 1,84 V
E
0
red
pilha
cobre-alumínio
cobre-chumbo
cobre-magnésio
cobre-níquel
0
red
= - 0,76 V
= + 0,34 V
zinco vai perder elétrons, sofrendo oxidação.
Então as semi-reações que ocorrem são:
Cu
solução aquosa
com íons do
metal
solução aquosa
2+
com Cu
0
E red = + 1,50 V
Cu
+ 2 e-
metal
0
Cu
E red = + 1,41 V
+ 2 e-
+ 2 e-
0
E = + 1,10 V
= + 0,80 V
redução ele vai ganhar elétrons, sofrendo redução, e o
2+
2+
= + 0,34 V
Exercícios:
0
Como o cobre tem um maior potencial normal de
Cu
0
red
0
E
2+
E
Cu + Zn
0
Zn
Zn
E oxi = + 0,76 V
Cu
E red = + 0,15 V
+ 2 e-
Zn
+ 2 e-
Zn + Cu 2+
Para a pilha de Daniell os potenciais são:
Zn
0
+ 2 e-
0
Cu
Au
2+
2+
0
E red = - 0,24 V
Fe
Zn
2+
Ni
Cu
Cu
0
+ 2 e-
2 H 3 O+ + 2 e-
Zn
0
2+
Pb
Fe
0
E
Mg
Al
+ 1 e-
6
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0
E oxi = + 0,76 V
E
0
red
= + 0,34 V
A reação global da pilha e sua d.d.p. serão:
d.d.p. (padrão/volt)
2,00
0,47
2,71
0,59
Nas condições-padrão e montagem análoga, a
associação que representa uma pilha em que os
eletrodos estão indicados corretamente é:
cátodo
a)
b)
c)
d)
e)
níquel
magnésio
magnésio
alumínio
chumbo
ânodo
–
–
–
–
–
chumbo.
chumbo.
alumínio.
níquel.
alumínio.
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03)Considere as seguintes semi-reações
potenciais normais de redução:
2+
Ni
+ 2 e–
Au 3+ + 3 e –
Ni
Au
e
os
0
PROCEDIMENTO:
TUBO 1:Coloque o prego em água suficiente para
E = – 0,25 V
E 0 = + 1,50 V
cobri-lo até a metade. Este tubo será
usado como referencial de comparação
o potencial da pilha formada pela junção dessas
duas semi-reações é:
a)
b)
c)
d)
e)
+ 1,25 V.
– 1,25 V.
+ 1,75 V.
– 1,75 V.
+ 3,75 V.
7
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para
os
outros
experimentos
e
é
denominado de controle.
TUBO 2: Fixe um pedaço de zinco com um fio de
naylon em volta do prego e coloque água
04) (Covest-2006) O ácido ascórbico, mais conhecido
por vitamina C, é uma substância que apresenta
atividade redox. Sendo o potencial de redução do
ácido ascórbico, em pH 7, igual a 0,06 V,
podemos compará-lo com outras substâncias
conhecidas, cujos potenciais de redução a pH 7
são também apresentados:
até recobrir metade do prego.
TUBO 3: Fixe a fita de magnésio ao prego e
adicione água até a metade do prego.
TUBO 4: Enrole o fio de cobre no prego e adicione
água até metade a metade do prego.
O2 (g) + 4 e- + 4 H+(aq) → 2 H2O (l) E = 0,816 V
Fe3+ (aq) + e- → Fe2+ (aq) E = 0,77 V
1
2 H (aq) + 2 e- → H2(g) E = - 0,42 V
+
2
4
3
Cu
Mg
Zn
água
Com base nessas informações, podemos afirmar
que o ácido ascórbico deve ser capaz de:
a)
b)
c)
d)
e)
reduzir o íon Fe3+.
2+
oxidar o íon Fe .
oxidar o O2.
reduzir a água.
oxidar o íon H+.
Deixe o sistema em repouso por 10 dias e ao
final desse período construa e complete a tabela
abaixo:
Nº
tubo
EXPERIÊNCIAS
1
ELETRODO DE SACRIFÍCIO
2
(REAÇÃO DE OXI-REDUÇÃO)
3
do Aparência
inicial
Aparência
final
4
Eletrodo de sacrifício é nome dado a um metal
utilizado para evitar a corrosão de outro. Os
Responda:
eletrodos de sacrifício são muito empregados para
01)Qual o metal que sofreu oxidação nos tubos 2, 3 e
evitar, principalmente, a corrosão de peças e
4? Escreva a equação que representa essa semi-
estruturas de ferro.
reação. O “Fe” é oxidante ou redutor?
MATERIAL:
tubo
sofreu
oxidação
2
Zn
Zn(s) Zn
3
Mg
Mg(s) Mg2 +(aq) + 2
e–
4
Fe
Fe(s) Fe
•
4 tubos de ensaio ou copos de água.
•
4 pregos de ferro (não galvanizados).
•
Fio de naylon.
•
1 pedaço de zinco.
•
1 fita de magnésio.
•
1 fio de cobre.
semi-reação
2+
–
(aq)
2+
–
(aq)
agente
+ 2 e oxidante
+2e
oxidante
redutor
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02)Qual ou quais metais protegeram o ferro da
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(tipo aquário para peixes) contendo uma solução
de sulfato de cobre e o eletrodo de cobre.
oxidação?
Unimos os dois eletrodos por um fio condutor
Zn e Mg
03)Qual ou quais metais aceleraram a oxidação do
contendo uma lâmpada (observe o esquema
abaixo).
ferro?
Cu
04)Entre Zn, Mg e Cu, qual deve ter o potencial de
Zinco
Cobre
redução maior que o do Fe? Justifique sua
resposta.
Cu. Como o Fe sofreu oxidação, isso indica que o
E0oxi do Cu é menor que o do Fe e,
conseqüentemente, maior que o do Fe.
05)Procure, na tabela de potenciais-padrão, os valores
Sulfato
de zinco
de cada metal e verifique se suas respostas
anteriores
são
coerentes
com
os
valores
encontrados.
Sulfato
de cobre
2º EXPERIMENTO:
Limpe duas lâmpadas, uma de zinco outra de
Sim. Veja a tabela.
cobre. Enfie metade de cada uma em um limão ou
06)Dentre os metais Zn, Mg e Cu, qual o melhor para
ser utilizado como eletrodo de sacrifício para o
ferro?
laranja, de tal modo que as lâminas não se
toquem. Encoste sua língua, simultaneamente, nas
extremidades das duas lâminas; você irá sentir um
O Mg, por ter o maior E0oxi de todos.
pequeno choque devido à diferença de potencial
entre as lâminas.
PILHAS ELETROQUÍMICAS
Essa “pilha de limão” pode também acionar um
MATERIAL:
relógio digital, conforme o esquema abaixo.
•
Eletrodos de zinco e cobre.
•
Soluções de sulfato de zinco e sulfato de
Zinco
cobre.
•
Cobre
7:23
Vela de filtro.
•
Fios de cobre.
•
Lâmpada.
•
Limão.
•
Relógio digital.
Limão
Relógio digital
PROCEDIMENTO:
1ª EXPERIMENTO:
Coloque dentro da vela de filtro (cortada como
um copo) a solução de sulfato de zinco
(1 mol/L)
e mergulhe na mesma o eletrodo de zinco; Este
conjunto deve ser colocado em recipiente maior
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ELETROQÍMICA
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Podemos dividir a eletrólise em ÍGNEA e AQUOSA.
ELETRÓLISE
Pode-se dizer que eletrólise é o fenômeno de
decomposição de uma substância pela ação de
A ELETRÓLISE ÍGNEA é a que ocorre com a
substância iônica na fase líquida (fundida).
No pólo negativo (cátodo) os cátions recebem
uma CORRENTE ELÉTRICA.
A eletrólise ocorre com soluções onde existam
elétrons (sofrem redução) e descarregam.
C x+ + x e -
íons ou com substâncias iônicas fundidas.
Uma fonte de energia faz passar uma corrente
elétrica pelo recipiente contendo a solução, ou a
No pólo positivo (ânodo) os ânions perdem elétrons
(sofrem oxidação) e descarregam.
substância fundida, provocando a reação química e
A
liberando as espécies finais nos eletrodos.
+
x-
- x e-
A
Na eletrólise o pólo negativo é o cátodo e o pólo
-
positivo o ânodo.
elétrons
elétrons
GERADOR
ânodo
cátodo
+
C
-
Exemplo:
Eletrólise ígnea do CLORETO DE SÓDIO
1+
No estado fundido teremos os íons sódio (Na ) e
cloreto (Cl 1–).
Pólo negativo:
2 Na + + 2 e -
2 Na
Pólo positivo:
2 Cl - - 2 e ânions
cátions
Reação global:
Exercícios:
01)As reações de eletrólise só ocorrem em sistemas
que contenham ______________ em movimento.
Nessas transformações há consumo de energia
________ .
Completam-se corretamente,
respectivamente, com:
a)
b)
c)
d)
e)
átomos e luminosa.
moléculas e luminosa.
moléculas e térmica.
átomos e elétrica.
íons e elétrica.
02)Em um processo de eletrólise é correto afirmar
que:
a) não há passagem de corrente elétrica.
b) substâncias são apenas oxidadas.
c) substâncias são apenas reduzidas
d) o elemento oxidante doa elétrons.
e) oxidação e redução são sempre simultâneas.
Cl 2
2 Na+ + 2 e -
2 Na
2 Cl - - 2 e -
Cl 2
2 Na Cl
2 Na + Cl 2
Exercícios:
01)No cátodo de uma célula de eletrólise sempre
ocorre:
a) deposição de metais.
b) uma semi-reação de redução.
c) produção de corrente elétrica.
d) desprendimento de hidrogênio.
e) corrosão química.
02)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.
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ELETROQÍMICA
03) O alumínio é obtido industrialmente pela eletrólise
ígnea da alumina (Al2O3). Indique a alternativa
falsa:
a)
b)
c)
d)
e)
O íon alumínio sofre redução.
O gás oxigênio é liberado no ânodo.
O alumínio é produzido no cátodo.
O metal alumínio é agente oxidante.
O íon O2- sofre oxidação.
A eletrólise é AQUOSA quando o eletrólito se
encontra dissolvido na ÁGUA.
10
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–
Pólo positivo: Cl e OH
–
Tem prioridade de descarga o íon Cl –, ficando o
–
íon OH na solução.
2 Cl - - 2 e -
Cl 2
A solução final apresenta caráter básico, devido à
formação do NaOH.
A reação global que ocorre é:
Na eletrólise aquosa teremos a presença de dois
2 Na Cl
cátions e dois ânions.
Neste caso teremos que observar a ordem de
+ 2 H 2O
H 2 + Cl 2 + 2 NaOH
Eletrólise aquosa do CuSO4
descarga dos íons.
PÓLO POSITIVO:
-
+
GERADOR
oxigenados e fluoreto.
elétrons
elétrons
A oxidrila descarrega antes que os ânions
PÓLO NEGATIVO:
O íon H+ descarrega antes dos cátions alcalinos,
ânodo
cátodo
-
+
alcalinos terrosos e alumínio.
Exemplo:
Eletrólise aquosa do NaCl
H+
2-
SO4
-
+
OH -
elétrons
elétrons
GERADOR
Pólo negativo: Cu
2+
Cu
2+
+
eH
2+
Tem prioridade de descarga o Cu , ficando na
ânodo
cátodo
solução o H+.
-
+
Cu
2+
Pólo positivo: SO4
H+
e OH
–
solução o SO42 – .
Na +
2 OH - - 2
Pólo negativo: Na + e H +
e-
H 2O + ½ O2
A solução final apresenta caráter ácido, devido à
Tem prioridade de descarga o íon H +, ficando o
+
formação do H2SO4.
A reação global que ocorre é:
íon Na na solução.
2 H + + 2 e-
2–
Cu
Tem prioridade de descarga o OH – , ficando na
OH -
Cl -
+ 2 e-
H2
CuSO 4 + H 2 O
H 2 SO 4 + Cu + ½ O 2
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ELETROQÍMICA
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Exercícios:
01)Quando se faz passar uma corrente elétrica
através de uma solução aquosa de iodeto de
potássio pode-se verificar que:
+
–
a) ocorre migração de K para o ânodo e I para o
cátodo.
b) ocorre migração do H+ para o cátodo e I – para
o ânodo.
c) a solução torna-se ácida devido à formação de
HI.
d) a solução permanece neutra devido à formação
de H2 e I2.
e) há formação de I2 no cátodo.
solução
pilhas
As soluções a serem usadas:
02)Na eletrólise de uma solução aquosa diluída de
ácido sulfúrico:
a)
Quais são os gases produzidos?
b)
O que ocorre com a concentração da solução?
c)
1) HCl (aq) 1 mol/ L.
2) NaCl (aq) 1 mol / L.
3) NaOH (aq) 1 mol / L.
•
Indique os produtos formados em cada
eletrólise.
•
Observação: Use sempre água destilada.
Escreva a equação global.
COBREAÇÃO
EXPERIENCIAS
Material
ELETRÓLISE EM MEIO AQUOSO DO HCl,
NaCl e NaOH
Para fazer esta atividade é necessário ter um
bom sistema de suporte de pilhas (4). Pode
improvisar com cano de PVC ou madeira. O
importante é ter segurança que não haja corte da
corrente elétrica.
•
Bateria conectada aos dois fios.
•
Sulfato de cobre.
•
Chave
•
Frasco transparente.
Procedimento
No frasco, prepare uma solução de CuSO4 o
Para eletrodos deve usar preferencialmente
mais concentrada possível. A seguir, prenda a
grafite (eletrodo bastante inerte). O grafite ou
chave ao fio ligado ao pólo negativo da bateria,
carvão pode ser obtido das pilhas secas (pilhas
introduzindo-a na solução.
velhas). Para fazer o eletrodo faça um furo na
extremidade do bastão de grafite (broca bem fina,
Finalmente, introduza a ponta do outro fio (pólo
positivo) na solução:
usando furadeira) e adapte um fio de cobre com
bom contato. Feche o orifício com cola (araldite
veda bem) certificando-se que não isolou o
contato entre o fio e o grafite e que o fio de cobre
em
contato
(encapado).
com
a
solução
esteja
isolado
pilhas
-
chave
+
solução de
sulfato de cobre
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ELETROQÍMICA
Observe a cor da solução no início e no fim do
processo e o que corre na chave.
Resolva as questões:
A massa, m, de uma substância, formada ou
transformada
proporcional
a) Descreva o que ocorreu com o fio imerso
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numa
ao
eletrólise,
é
equivalente-grama,
diretamente
E,
dessa
substância.
na solução.
m = k’’ . E
E podemos afirmar que:
b) Descreva o que ocorreu com a chave.
c) A concentração de Cu
2+
alteração?
m
EA
EB
Associando as duas leis, teremos:
d) Supondo que na cobreação da chave tenha
ocorrido a deposição de 0,64g de cobre,
m = k . E .Q
após um tempo de 30 minutos. Determine a
quantidade de corrente, em ampères, que
circulou nesse processo. (Cu = 64g / mol)
m
A
B
=- = k’’
sofreu alguma
Para qualquer
ou m = k . E . i . t
substância,
quando a massa
eletrolisada (m) é igual ao equivalente-grama (E), a
carga elétrica que atravessa o circuito, é igual a 96500
ESTEQUIOMETRIA DA ELETRÓLISE
Michael Faraday formulou duas leis que regem o
C.
Substituindo estes valores na expressão acima:
aspecto quantitativo da eletrólise, relacionando a
elétrica que atravessa o circuito e o equivalente-grama
das substâncias obtidas nos eletrodos.
1
96500
i .
ou m = E . t
96500
E = k . E . 96500
massa (m) formada ou transformada, com a carga
.
. . m= E . Q
96500
k =
PRIMEIRA LEI DE FARADAY
A massa, m, de uma substância, formada ou
Exemplos:
diretamente
01)Uma solução de cloreto de prata é eletrolisada
proporcional à carga elétrica, Q, que atravessa o
durante 965 segundos por uma corrente elétrica de
circuito.
1 ampèr (A). Qual a massa de prata depositada no
transformada
numa
eletrólise,
é
m = k’ . Q
cátodo ?
Dado: Ag = 108 g / mol
Como a carga que percorre o circuito é dada pelo
produto da intensidade de corrente elétrica, em
ampères, pelo tempo da passagem da corrente
elétrica, em segundos, a primeira lei de Faraday pode
ser escrita da seguinte forma:
m = k’ . i . t
SEGUNDA LEI DE FARADAY
108
= 108g
1
=1A
E =
i
t = 965 s
.
m = 108 . 1 965
96500
m = 104220
96500
m = 1,08 g
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ELETROQÍMICA
A carga total transportada por 1 mol de elétrons é
de 96500 C e é denominada de 1 Faraday (F), em
homenagem ao físico-químico inglês Michael Faraday.
Dessa forma podemos destacar a seguinte relação:
1 mol de elétrons
ou
transporta
6,02 x 10 elétrons
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03)(Unimontes-MG) Calcule as massas dos metais
depositadas em 3 cubas eletrolíticas, ligadas em
série, submetidas a uma corrente de 4 A, durante
40 minutos e 12 segundos conforme esquema:
Dados: Cu = 63,5 u; Ag = 108 u.; Fe = 56 u.
GERA DOR
1 Faraday
ou
86500 C
.
Deste modo, a questão acima, poderia ser
resolvida da seguinte maneira:
Q = i . t = 1 . 965 = 965 C
Pela cuba eletrolítica passa uma carga
elétrica de 965 C.
CuSO4
No cátodo ocorre a seguinte semi-reação
+
Ag
Ag (S)
+ 1 e1 mol de elétrons
ou
96500 C
1 mol de Ag
ou
108 g
FeCl 3
Q = 4 x 2412 = 9648 C
2+
+ 2 e-
Cu
Cu(S)
1 mol de Cu
ou
63,5 g
2 mol de elétrons
ou
2 x 96500 C
Assim teremos a relação:
AgNO 3
96500 C depositam 108 g
Assim teremos a relação:
965 C depositam m g
2 x 96500 C depositam 63,5 g
m = 965 . 108
96500
9648
0 C depositam m g
m = 104220
96500
m = 9648 x 63,5
2 x 96500
m = 1,08 g
02)Uma carga elétrica de 9650 C eletrolisa uma
solução contendo íons de cobre II. Qual a massa
m = 3,17 g de cobre
Como as cubas eletrolíticas estão ligadas em série,
teremos a relação:
depositada no eletrodo ?
Dado: Cu = 63,5 g / mol
Cu
2+
+ 2 e-
2 mol de elétrons
ou
2 x 96500 C
1 mol de Cu
ou
63,5 g
Assim teremos a relação:
2 x 96500 C depositam 63,5 g
9650 C depositam m g
m = 9650 x 63,5
2 x 96500
m = 3,16 g
m
Cu (S)
m
2+
3+
m
+
Cu
Fe
Ag
==2+
3+
+
E Cu
m
2+
E Fe
m
3+
Cu
Fe
=2+
3+
E
E
Cu
m
m
+
Cu
Ag
=2+
+
E Cu
E Ag
m
3,17
Fe
=31,75
3+
18,66
mFe 3+ = 1,86 g
Fe
2+
E Ag
m
3,17
Ag
=31,75
+
108
mAg + = 10,78 g
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ELETROQÍMICA
Exercícios:
01)Numa célula eletrolítica contendo solução aquosa
de nitrato de prata flui uma corrente elétrica de 5,0
A durante 9650 segundos. Nessa experiência,
quantos gramas de prata metálica são obtidos?
Dado: Ag = 108 g/mol
a)
b)
c)
d)
e)
108 g.
100 g.
54,0 g.
50,0 g.
10,0 g.
02)Para deposição eletrolítica de 11,2g de um metal
cuja massa molar é 112 g/mol, foram necessários
19300 C. Portanto, o número de oxidação do metal
é:
a)
b)
c)
d)
e)
+ 1.
+ 2.
+ 3.
+ 4.
+ 5.
03)Eletrolisa-se uma solução de CuCl2, durante 32
minutos, com uma corrente de 5A, obtém-se nas
CNTP, o cloro num volume em mL, de:
a)
b)
c)
d)
e)
1114.
1400.
1920.
1600.
9650.
04)A corrente elétrica necessária para depositar 10,8g
de prata através da eletrólise de uma solução de
nitrato de prata durante 5 minutos é de:
Ag = 108 g/mol
a)
b)
c)
d)
e)
32,16 A .
3,0 A.
6,2 A.
4,3 A.
31,3 A.
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ELETROQÍMICA
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TABELA DE POTENCIAIS PADRÃO DE REDUÇÃO
Semi-reações de redução
K + (aq) + 1 e - K (s)
E° red ( V )
– 2,94
Ba 2+ (aq) + 2 e - Ba (s)
– 2,91
Na + (aq) + 1 e - Na (s)
– 2,87
Al 3+ (aq) + 3 e - Al (s)
– 1,68
Ca 2+ (aq) + 2 e - Ca (s)
Mg 2+ (aq) + 2 e - Mg (s)
– 2,87
– 2,36
Mn 2+ (aq) + 2 e - Mn (s)
– 1,18
Cr 3+ (aq) + 3 e - Cr (s)
– 0,74
Zn 2+ (aq) + 2 e - Zn (s)
– 0,76
Fe 2+ (aq) + 2 e - Fe (s)
– 0,41
Cd 2+ (aq) + 2 e - Cd (s)
– 0,40
Tl + (aq) + 1 e - Tl (s)
– 0,34
Cr 3+ (aq) + 1 e - Cr 2+ (aq)
PbSO4 (s) + 2 e - Pb (s) + SO42 – (aq)
– 0,41
– 0,36
Co 2+ (aq) + 2 e - Co (s)
– 0,28
Sn 2+ (aq) + 2 e - Sn (s)
– 0,14
2 H + (aq) + 2 e - H2 (g)
0,000
Ni 2+ (aq) + 2 e - Ni (s)
Pb 2+ (aq) + 2 e - Pb (s)
Sn 4+ (aq) + 2 e - Sn 2+ (aq)
– 0,24
– 0,13
+ 0,15
Cu 2+ (aq) + 1 e - Cu + (aq)
+ 0,16
Cu + (aq) + 1 e - Cu (s)
+ 0,52
Fe 3+ (aq) + 1 e - Fe 2+
+ 0,77
Cu 2+ (aq) + 2 e - Cu (s)
I2 (s) + 2 e - 2 I – (aq)
Ag + (aq) + 1 e - Ag (s)
Au 3+ (aq) + 3 e - Au (s)
+ 0,34
+ 0,53
+ 0,80
+ 1,50
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