Pilhas Eletroquímicas, Exercícios de Química para Ensino Médio

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E L E T R O Q U Í M I C A

PROF. AGAMENON ROBERTO

4 4 (^4 ) 2 Prof. Agamenon Roberto ELETROQÍMICA^2

ELETROQUÍMICA

INTRODUÇÃO

Uma corrente elétrica pode provocar uma 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.

PILHAS

É quando uma reação química de óxido redução, espontânea, produz energia elétrica. Uma pilha ou célula eletroquímica muito tradicional é a PILHA DE DANIELL. Esta pilha baseia-se na seguinte reação: Zn + CuSO 4  Cu + ZnSO 4 ou Zn + Cu 2+^  Zn 2+^ + Cu 2 elétrons Zn^0 Zn^0 TEMPO solução aquosa de CuSO 4 Com o passar do tempo verificamos que a solução fica com menos CuSO 4 , um pouco de ZnSO 4 e a placa de zinco é recoberta por uma camada de cobre. Daniell percebeu que estes elétrons poderiam ser transferidos do Zn para os íons Cu2+^ por um fio condutor externo e, este movimento produzir uma CORRENTE ELÉTRICA. E isto seria possível montando um esquema do tipo representado a seguir.

elétrons elétrons

ânions cátions

Zn^0

ponte

salina Cu^0

Zn SO2-

SO

2- 2+

Cu^ 2+^ Cu

SO

2-

Zn

2

SO

2-

4 4 (^4 ) 4 4 Prof. Agamenon Roberto ELETROQÍMICA^4 Para a pilha de Daniell teremos, no início, o seguinte esquema:

ânodo:

pólo negativo

da pilha, onde

ocorre a oxidação

• elétrons elétrons ânions cátions

cátodo:

pólo positivo

da pilha,

onde

ocorre a redução

Zn^0 ponte salina Cu^0 Zn 2+ SO 2- Cu 2+ SO 2- Cu 2+ SO 2- Zn 2

SO 2-

Zn

0 /

Zn

2+ // Cu 2+ /

Cu 0

Para a pilha de Daniell teremos, após um tempo de funcionamento, o seguinte esquema:

ânodo:

pólo negativo

da pilha,

onde

ocorre a oxidação

• elétrons elétrons ânions cátions

cátodo:

pólo positivo

da pilha,

onde

ocorre a redução

Zn^0 ponte salina Cu^0 Zn 2+ Zn 2

Zn 2+ Zn 2+ Zn 2+ Zn^ 2+ SO 2- SO2- Cu 2+ SO 2- 2- SO 4 Zn 0 / Zn 2+ // (^) Cu 2+ / Cu 0 4

Prof. Agamenon Roberto ELETROQÍMICA^5 Exercícios:

1. As relações existentes entre os fenômenos elétricos e as reações químicas são estudadas: a) na termoquímica. b) na eletroquímica. c) na cinética química. d) no equilíbrio químico. e) na ebuliometria.
2. Observando a pilha Co, Co 2+^ // Au 3+, Au. a) Quais as semi-reações? b) Qual a reação global? c) Quem sofre oxidação? d) Quem sofre redução? e) Qual o eletrodo positivo ou cátodo? f) Qual o eletrodo negativo ou ânodo? g) Qual o sentido do fluxo de elétrons pelo fio? h) Que eletrodo será gasto? i) Qual dos eletrodos terá a sua massa aumentada? j) Que solução concentra? k) Que solução dilui?
3. Na reação química expressa pela reação
4. 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 eletroquímica Mg(s) / Mg2+(aq) // Fe2+(aq) / Fe(s): 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.

DIFERENÇA DE POTENCIAL (d.d.p.)

Os metais que fazem parte de uma reação de óxido-redução têm uma tendência a ceder ou receber elétrons. Essa tendência é determinada pelo potencial de eletrodo (E), medido em volts (V). Quanto maior for a medida do potencial de oxidação, maior é a tendência do metal ceder elétrons. Quanto maior for a medida do potencial de Zn + (^) Cu^2

Cu (^) + (^) Zn^2

redução, maior é a tendência do metal ganhar elétrons. Podemos afirmar que houve: a) oxidações do Zn e do Cu. b) reduções do Cu 2+^ e do Cu. 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.

4. Na célula eletroquímica A l / A l 3+^ // Fe 2+^ / Fe podemos afirmar que: a) O alumínio sofre redução. b) O ferro é o ânodo. c) Os elétrons fluem, pelo circuito externo, do alumínio para o ferro. d) A solução de A l 3+^ irá se diluir. e) No eletrodo de ferro, a barra de ferro sofre corrosão. Este potencial, em geral, é medido nas seguintes condições: 1 atm, 25 oC e solução 1 mol/L Sendo assim, nestas condições, chamado de potencial normal de eletrodo (E 0 ). Este potencial é medido tomando-se como referencial um eletrodo de hidrogênio, que tem a 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.

Cu 2++ 2 e- (^) Cu E 0 red =^ +^ 0,34^ V A reação global da pilha e sua d.d.p. serão:

Prof. Agamenon ELETROQÍMIC www.agamenonquimica.co^7 1 2 3 4 Zn Mg^ Cu água

3. Considere as seguintes semi-reações e os potenciais normais de redução: Ni 2+^ + 2 e – Ni E 0 = – 0,25 V Au 3+^ + 3 e –^ Au E 0 = + 1,50 V o potencial da pilha formada pela junção dessas duas semi-reações é: a) + 1,25 V. b) – 1,25 V. c) + 1,75 V. d) – 1,75 V. e) + 3,75 V.
4. (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: O 2 (g) + 4 e- + 4 H+(aq)  2 H 2 O (^) (l) E = 0,816 V Fe3+^ (aq) + e-^ Fe2+^ (aq) E = 0,77 V 2 H+(aq) + 2 e- H2(g) E = - 0,42 V Com base nessas informações, podemos afirmar que o ácido ascórbico deve ser capaz de: a) reduzir o íon Fe3+. b) oxidar o íon Fe2+. c) oxidar o O 2. d) reduzir a água. e) oxidar o íon H+.

EXPERIÊNCIAS

ELETRODO DE SACRIFÍCIO

(REAÇÃO DE OXI-

REDUÇÃO)

Eletrodo de sacrifício é nome dado a um metal utilizado para evitar a corrosão de outro. Os eletrodos de sacrifício são muito empregados para evitar, principalmente, a corrosão de peças e estruturas de ferro. MATERIAL:  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.

PROCEDIMENTO:

TUBO 1:Coloque o prego em água suficiente para cobri-lo até a metade. Este tubo será usado como referencial de comparação 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 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. Deixe o sistema em repouso por 10 dias e ao final desse período construa e complete a tabela abaixo: Nº do tubo Aparência inicial Aparência final 1 2 3 4 Responda:

1. Qual o metal que sofreu oxidação nos tubos 2, 3 e 4? Escreva a equação que representa essa semi- reação. O “Fe” é oxidante ou redutor? tubo sofreu oxidação semi-reação agente

o Zinco Cobre Sulfato de zinco (^) Sulfato de cobre Prof. Agamenon ELETROQÍMIC www.agamenonquimica.co^9

2. Qual ou quais metais protegeram o ferro da oxidação? Zn e Mg
3. Qual ou quais metais aceleraram a oxidação do ferro? Cu
4. Entre Zn, Mg e Cu, qual deve ter o potencial de redução maior que o do Fe? Justifique sua resposta. Cu. Como o Fe sofreu oxidação, isso indica que o (tipo aquário para peixes) contendo uma solução de sulfato de cobre e o eletrodo de cobre. Unimos os dois eletrodos por um fio condutor contendo uma lâmpada (observe o esquema abaixo). 0 oxi do Cu é menor que o do Fe e, conseqüentemente, maior que o do Fe.
5. Procure, na tabela de potenciais-padrão, os valores de cada metal e verifique se suas respostas anteriores são coerentes com os valores encontrados. Sim. Veja a tabela.
6. Dentre os metais Zn, Mg e Cu, qual o melhor para ser utilizado como eletrodo de sacrifício para o ferro? O Mg, por ter o maior E^0 de todos. PILHAS ELETROQUÍMICAS MATERIAL:  Eletrodos de zinco e cobre.  Soluções de sulfato de zinco e sulfato de cobre.  Vela de filtro.  Fios de cobre.  Lâmpada.  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

2º EXPERIMENTO:

Limpe duas lâmpadas, uma de zinco outra de cobre. Enfie metade de cada uma em um limão ou laranja, de tal modo que as lâminas não se toquem. Encoste sua língua, simultaneamente, nas extremidades das duas lâminas; você irá sentir um pequeno choque devido à diferença de potencial entre as lâminas. Essa “pilha de limão” pode também acionar um relógio digital, conforme o esquema abaixo.

E

Zinco Cobre 7: Limão Relógio digital

C x+ + x e- C

Prof. Agamenon ELETROQÍMIC www.agamenonquimica.co^1

ELETRÓLISE

Pode-se dizer que eletrólise é o fenômeno de decomposição de uma substância pela ação de uma CORRENTE ELÉTRICA. A eletrólise ocorre com soluções onde existam íons ou com substâncias iônicas fundidas. Uma fonte de energia faz passar uma corrente elétrica pelo recipiente contendo a solução, ou a Podemos dividir a eletrólise em ÍGNEA e AQUOSA. A ELETRÓLISE ÍGNEA é a que ocorre com a substância iônica na fase líquida (fundida). No pólo negativo (cátodo) os cátions recebem elétrons (sofrem redução) e descarregam. No pólo positivo (ânodo) os ânions perdem elétrons (sofrem oxidação) e descarregam. substância fundida, provocando a reação química e

liberando as espécies finais nos eletrodos. A^

x- - x e- A

GERADOR ânodo cátodo Na eletrólise o pólo negativo é o cátodo e o pólo positivo o ânodo. Exemplo: Eletrólise ígnea do CLORETO DE SÓDIO No estado fundido teremos os íons sódio (Na1+) e cloreto (C l 1–).

ânions

cátions Pólo negativo:

2 Na

Pólo positivo:

2 C l

• (^) - Reação global:

2 Na+^ +

e-

e-

e-

2 Na

C l 2

2 Na

Exercícios:

1. As reações de eletrólise só ocorrem em sistemas que contenham em movimento. Nessas transformações há consumo de energia

. Completam-se corretamente, respectivamente, com: a) átomos e luminosa. b) moléculas e luminosa. c) moléculas e térmica. d) átomos e elétrica. e) íons e elétrica.

2. 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.

2 C l -^ -^2 e-^ C l 2

2 Na C l 2 Na + C l 2

Exercícios:

1. 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.
2. 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. elétro elétro

pilhas (^) chave

• +^ ulfato desolução sre cob^ de Prof. Agamenon ELETROQÍMIC www.agamenonquimica.co^1 Exercícios:

1. 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 H 2 e I 2. pilhas solução e) há formação de I 2 no cátodo.
2. 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) Escreva a equação global. EXPERIENCIAS ELETRÓLISE EM MEIO AQUOSO DO HC l , NaC l 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. Para eletrodos deve usar preferencialmente grafite (eletrodo bastante inerte). O grafite ou carvão pode ser obtido das pilhas secas (pilhas velhas). Para fazer o eletrodo faça um furo na extremidade do bastão de grafite (broca bem fina, 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 com a solução esteja isolado (encapado). As soluções a serem usadas:
3. HC l (aq) 1 mol/ L.
4. NaC l (aq) 1 mol / L.
5. NaOH (aq) 1 mol / L.  Indique os produtos formados em cada eletrólise.  Observação: Use sempre água destilada.

COBREAÇÃO

Material  Bateria conectada aos dois fios.  Sulfato de cobre.  Chave  Frasco transparente. Procedimento No frasco, prepare uma solução de CuSO 4 o mais concentrada possível. A seguir, prenda a chave ao fio ligado ao pólo negativo da bateria, introduzindo-a na solução. Finalmente, introduza a ponta do outro fio (pólo positivo) na solução:

m = k’’. E Prof. Agamenon ELETROQÍMIC www.agamenonquimica.co^1 m = k’. i. t Observe a cor da solução no início e no fim do processo e o que corre na chave. Resolva as questões: a) Descreva o que ocorreu com o fio imerso na solução. b) Descreva o que ocorreu com a chave. c) A concentração de Cu 2+^ sofreu alguma

SEGUNDA LEI DE FARADAY

A massa, m, de uma substância, formada ou transformada numa eletrólise, é diretamente proporcional ao equivalente-grama, E, dessa substância. E podemos afirmar que: alteração? d) Supondo que na cobreação da chave tenha

• m A E (^) A =- mB EB = k’’ ocorrido a deposição de 0,64g de cobre, após um tempo de 30 minutos. Determine a quantidade de corrente, em ampères, que circulou nesse processo. (Cu = 64g / mol)

ESTEQUIOMETRIA DA ELETRÓLISE

Michael Faraday formulou duas leis que regem o aspecto quantitativo da eletrólise, relacionando a Associando as duas leis, teremos: m (^) = k. E. Q ou m (^) = k. E. i. t Para qualquer substância, quando a massa eletrolisada (m) é igual ao equivalente-grama (E), a carga elétrica que atravessa o circuito, é igual a 96500 C. Substituindo estes valores na expressão acima: massa (m) formada ou transformada, com a carga elétrica que atravessa o circuito e o equivalente-grama

E = k^. E . 96500 k

das substâncias obtidas nos eletrodos.

. m (^) = E^.^ Q^ ou m (^) = E.^ i^.^ t PRIMEIRA LEI DE FARADAY A massa, m, de uma substância, formada ou transformada numa eletrólise, é diretamente Exemplos:

proporcional à carga elétrica, Q, que atravessa o circuito. m (^) = k’. Q Como a carga que percorre o circuito é dada pelo produto da intensidade de corrente elétrica, em

1. Uma solução de cloreto de prata é eletrolisada durante 965 segundos por uma corrente elétrica de 1 ampèr (A). Qual a massa de prata depositada no cátodo? Dado: Ag = 108 g / mol ampères, pelo tempo da passagem da corrente elétrica, em segundos, a primeira lei de Faraday pode ser escrita da seguinte forma: E (^) = 108 = 108g 1 i (^) = 1 A t = 965 s m (^) = 108.^1.^965 96500 m (^) = 104220 96500 m (^) = 1,08 g

Prof. Agamenon ELETROQÍMIC www.agamenonquimica.co^1 m (^) = 3,16 g

m + = 10,78 g

Prof. Agamenon ELETROQÍMIC www.agamenonquimica.co^1 Exercícios:

1. Numa célula eletrolítica contendo solução aquosa de nitrato de prata flui uma corrente elétrica de 5,0A durante 9650 segundos. Nessa experiência, quantos gramas de prata metálica são obtidos? Dado: Ag = 108 g/mol a) 108 g. b) 100 g. c) 54,0 g. d) 50,0 g. e) 10,0 g.
2. 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) + 1. b) + 2. c) + 3. d) + 4. e) + 5.
3. Eletrolisa-se uma solução de CuC l 2 , durante 32 minutos, com uma corrente de 5A, obtém-se nas CNTP, o cloro num volume em mL, de: a) 1114. b) 1400. c) 1920. d) 1600. e) 9650.
4. 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) 32,16 A. b) 3,0 A. c) 6,2 A. d) 4,3 A. e) 31,3 A.