Eletrólise e células voltaicas - Apostilas - Fisica, Notas de estudo de Física. Universidade do Estado do Amazonas (UEA)
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Brigadeiro6 de Março de 2013

Eletrólise e células voltaicas - Apostilas - Fisica, Notas de estudo de Física. Universidade do Estado do Amazonas (UEA)

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Apostilas de Física sobre o estudo da Eletrólise e células voltaicas, história da pilha, reatividades químicas dos metais.
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Tema: Eletrólise e células voltaicas

1. O que se entende por pilha?

É um dispositivo que utiliza reações de óxido-redução para converter energia química em energia elétrica. A reação química utilizada será sempre espontânea.

2. Como surgiu o termo pilha?

Era o ano de 1767 e os alunos observavam atentos enquanto o professor Luigi Galvani retirava a pele de um sapo para mostrar o processo de dissecação.

De repente, ele tomou um susto ao ver que o sapo morto se mexera. Como bom cientista, ele não acreditava em sapos fantasmas e resolveu investigar por que aquilo acontecia. Então concluiu que o bisturi de aço e a bancada de zinco haviam produzido uma corrente elétrica que contraíra os músculos do sapo. Depois ele escreveu um livro sobre o assunto, mas a questão não parece ter ido muito além desse ponto.

Coube ao seu inimigo acadêmico Alessandro Volta, um professor de física da Universidade de Pádua, o aperfeiçoamento da descoberta. Pesquisando mais sobre o assunto, Volta descobriu a origem da eletricidade atmosférica e inventou o electróforo e o condensador. Ele também percebeu, a partir das experiências de Galvani, que dois metais diferentes, mergulhados em ácido sulfúrico, produzem corrente elétrica, e assim surgiu o elemento voltaico, ou volt, que teve esse nome em sua homenagem.

Foi desse modo que, em 1800, Volta produziu a primeira pilha elétrica do mundo. Ela era composta de uma série de discos de prata e zinco, colocados em pares e intercalados com folhas de papelão saturadas em água e sal. A corrente era produzida quando o disco de prata do todo se conectava com um arame ao disco de zinco que ficava embaixo.

3. Qual a aplicação prática do conhecimento das reatividades químicas dos metais?

A utilização dos metais de sacrifício, em cascos de navios, embalagens metálicas, revestimento e proteção de estruturas metálicas...

A escolha do metal para fabricação de recipientes para determinadas substâncias;

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Escolha de metais utilizados em encanamentos, por exemplo (veja que o registro de água é feito de cobre ou de ligas de cobre, que não reagem com água ou com o ar (nas condições ambientes) e não enferrujam;

Fabricação de pilhas (as pilhas se baseiam na transferência de elétrons entre metais, e a diferença de potencial, que é também uma medida da reatividade, determina a potência da pilha).

4. Consulte o quadro da série de reatividade dos metais e indique que elemento de cada par é reativo?

a. Ag ou Al

Ag

b. Na ou Ba

Na

c. Ni ou Cu

Cu

5. Ao colocar um pedaço de palha de aço em uma solução de sulfato de cobre, um aluno percebeu que o material ficara de coloração avermelhada e falou para os colegas: a palha de aço enferrujou. Explique qual o erro conceitual para essa frase.

Na verdade a palha de aço não enferrujará ficará recoberta por uma camada de cobre.

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6. No laboratório, o professor mergulhou pedaços de zinco, ferro e cobre sólidos numa solução de nitrato de prata. Com base na série de reatividades dos metais, explique o que pode acontecer.

Os pedaços que forem mais reativos ficaram com uma aparência de oxidação(enferrujada) por q ocorrerá uma reação de simples troca a Ag (prata) irá mais para o zinco logo depois para o ferro e muito pouco para o cobre

7. Para estocar solução de nitrato de níquel II, o dono de uma indústria dispõe de um tanque de ferro, um de chumbo e mais dois: um revestido de estanho e outro de zinco. Quais tanques poderão ser utilizados para a estocagem?

Tanque de Chumbo e Tanque de Estanho, Para que a solução não se contamine, o Ni2+ não pode reagir com o metal do tanque. Para que o níquel não reaja com o metal, esse metal deve ter potencial de redução maior que ele (deve ter um poder de atração de elétrons maior).

8. Em relação ao uso das pilhas, a que conclusão, do ponto de vista químico, podemos chegar quando a sua voltagem for igual a zero?

Significa que os reagentes se gastaram todos e não há como ocorrer as reações de redox para gerar energia (transporte de elétrons entre os eletrodos). A pilha estará inutilizável.

9. Em que consiste a eletrólise?

A eletrólise é uma reação de oxi-redução não-espontânea produzida pela passagem de corrente elétrica. Neste processo são utilizados dois eletrodos mergulhados numa solução eletrolítica ligados a um circuito externo que contem uma fonte de corrente elétrica. Estes eletrodos permitem uma troca de elétrons entre os eletrodos e a solução eletrolítica. Dependendo do sentido em que ocorre a transferência de elétrons o eletrodo é denominado cátodo ou ânodo.

10. Quais são as condições para que ocorra uma eletrólise?

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Para que a eletrólise ocorra deve haver:

- corrente elétrica contínua e voltagem suficiente para provocar a eletrólise;

- íons livres ( por fusão ou dissolução)

11. Na eletrolise, em qual pólo ocorre reações de oxidação? E em qual pólo ocorrem reações de redu

No ânodo ( pólo negativo ), sempre ocorre oxidação, No Cátodo (Polo Positivo) sempre ocorre Redução

12. Qual a diferença entre eletrólise aquosa e eletrólise ígnea?

Eletrolise Ígnea ocorre em altas temperaturas e na ausência de água. Nesse tipo de eletrólise o sólido iônico deve estar liquefeito por aquecimento (Fusão), para os íons se deslocarem com mais facilidade até os eletrodos e aí se descarregarem. Isso explica porque no estado liquido os íons tem livre movimento.

Eletrólise Aquosa nesse caso existem os íons resultantes da dissociação iônica do eletrólito e os íons do meio aquoso que também participam do processo. Esses últimos são íons, no caso cátions H+ e ânions OH-, provenientes da auto-ionização da água.

13. O que é um eletrodo inerte?

Consiste em um pedaço de fio metálico inerte em contato com uma solução de uma substância em dois estados de oxidação diferentes. Este eletrodo caracteriza-se por não participar da reação, ele nem fornece íons para a solução e tampouco reduz seus próprios íons. Neste eletrodo, ambos os reagentes e produtos se encontram em solução.

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14. No processo de eletrólise em solução aquosa, tanto o soluto como o solvente sofrem decomposição? Justifique.

15. Qual a importância da eletrólise?

A eletrólise é uma transformação artificial, pois é provocada por um gerador, mas tem uma enorme importância prática. Ela tem grande utilização em indústrias, na produção de muitas substâncias, dentre elas metais alcalinos, alcalino-terrosos, gás hidrogênio e gás cloro.

A eletrólise é um processo útil na obtenção de vários elementos químicos.

16. Qual a diferença em termos da espontaneidade, entre as reações que ocorrem na pilha e as reações que ocorrem durante a eletrólise?

Existem reações de oxidação/redução que podem ocorrer de forma espontânea ou não espontânea.

Em uma pilha ocorrem reações espontânea para a geração de energia (na forma de potencial elétrico).

Uma eletrólise ocorre a partir da aplicação de um potencial externo (energia) ao sistema eletroquímico forçando uma reação não espontânea.

Para entender melhor, veja o exemplo de uma bateria de carro. Em uma bateria ocorrem reações espontânea, para geração de energia (quando o carro está desligado) e reações não- espontâneas para o carregamento da bateria quando o carro está ligado!

17. O hidróxido de sódio é uma substancia muito utilizada em nosso dia-a-dia na fabricação de diversos produtos. Escreva a equação total da eletrolise aquosa dessa substância, indicando a espécie que oxida e a que se reduz.

18. Em que consiste a galvanização?

Consiste em aplicar uma camada de Zinco a um metal a fim de protegê-lo contra a corrosão.

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19. Escreva a equação de eletrólise do ácido sulfúrico.

reação catódica: 4 H+ + 4 e- ---------------> 2H2

reação anódica: 2 H2O + 2 e- ---------------> O2 + 4 H+ + 4e-

Quem sofre eletrólise é a água e não o ácido, este serve apenas para aumentar a condutividade da solução.

No cátodo libera-se gás hidrogênio

No ânodo libera-se gás oxigênio

20. Com relação à eletrólise, o que diz a Lei de Faraday?

Durante uma eletrólise, a massa de uma substância libertada em qualquer um dos eletrodos, assim como a massa da substância decomposta, é diretamente proporcional à quantidade de eletricidade que passa pela solução.

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