Química - Livro 4-232-234

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QUÍMICA Capítulo 7 Eletroquímica232
Como essa impureza aparece no ânodo do dispositivo, ela é chamada de lama anódica Como as impurezas do cobre
são principalmente prata e ouro, é possível vender a lama anódica por um bom preço. Os íons Cu2+(aq) são os únicos que
vão para a solução aquosa Portanto, no cátodo, a única espécie que eletrodeposita sobre o eletrodo é o cobre metálico,
purificado Logo, esse processo de eletrólise é também um processo de purificação do cobre O cobre metálico purificado
é principalmente utilizado como matéria prima para a produção de fiação elétrica.
No polo positivo, pode-se colocar metais como cobalto, cromo, níquel e muitos outros No eletrodo do polo negativo,
deve-se colocar um objeto que se deseja galvanizar por eletrodeposição (o zinco não é um metal adequado para se fazer
galvanizações por eletrodeposição, pois sua galvanização deve ser feita em banho de zinco fundido, como visto anterior
mente neste capítulo). Com a eletrólise, o metal do ânodo funciona como eletrodo ativo, e converte-se em íons dissolvidos
em solução. Os mesmos íons metálicos descarregam no cátodo, sobre o material que se deseja galvanizar, formando uma
camada fina, uniforme e altamente resistente sobre o objeto que se deseja proteger Portanto, é por eletrodeposição que
os objetos de ferro recebem o banho de cromo (cromação), ou o banho de níquel (niquelação).
Obtenção do alumínio
Diferentemente do ferro, cuja forma metálica é obtida em altos-fornos, o alumínio é obtido industrialmente por eletrólise
ígnea de seu minério (bauxita) purificado na forma de seu óxido (Al2O3 purificado, chamado de alumina).
Uma vez purificado, o Al2O3 é colocado em uma cuba eletrolítica com criolita (Na3AlF6). A criolita é um fundente, ou seja,
atua para que o Al2O3 sofra fusão em temperaturas mais baixas. Com essa fusão, acontece a dissociação, dada pela equação:
l l l l
l
 → +∆ + -A O (s) 2A ( ) 3O ( )
2 3 Na A F
3 2
3 6
Com os íons devidamente dissociados, ocorre condução de corrente dentro da cuba. Assim, a eletrólise ígnea é dada
pelas seguintes semirreações:
Meia-reação de redução / cátodo / polo negativo: 2 Al3+ (l) + 6 e- → 2Alº (l)
Meia-reação de oxidação / ânodo / polo positivo: 3O2- (l) → 6 e- +
3
2
O2(g)
Reação global: 2 Al3+ (l) + 302- (l) → 2Alº (l) +
3
2
O2(g)
Como os eletrodos são de grafite, no polo positivo ocorre a reação representada pela equação:
C(gr) + O2 → CO2(g)
Dessa forma, o eletrodo de C(gr) do polo positivo sofre desgaste e deve ser periodicamente trocado.
Devido ao fato de que a energia elétrica é bem mais cara do que o carvão (usado em altos-fornos para obter ferro
metálico), o alumínio tem um custo mais elevado do que o ferro, mesmo sendo mais abundante.
Eletroquímica quantitativa
Em 1832, o brilhante cientista inglês Michael Faraday começou a estudar fenômenos eletroquímicos de forma quan-
titativa, relacionando grandezas em leis de grande relevância para o estudo da eletricidade na Química. Depois de todo
o estudo feito neste capítulo sobre a Eletroquímica, não será difícil compreender o aspecto quantitativo do problema.
Veja alguns exemplos de descargas de cátions.
l l
+ →
+ →
+ →
+ -
+ -
+ -
Na e Na
Ca 2e Ca
A 3e A
0
2 0
3 0
De forma genérica, pode-se escrever que a descarga de um metal Me de valência v é dada pela seguinte meia-reação:
+ →+ -Me ve Mev 0
Pela proporção estequiométrica, tem-se:
1 mol de Me : v mols de e-
A carga de 1 mol de elétrons é uma das constantes mais importantes da Química, e pode ser calculada da seguinte forma:
( )= ⋅ ⋅ ⋅








≅-Q 6,02 10 1,6 10 C 96500 C
1 mol de elétrons
23 19
carga elementar
�  
F
R
E
N
T
E
 3
233
À carga de 1 mol de elétrons, dá-se o nome de 1 faraday (símbolo F). Portanto:
1 faraday (1 F) é a carga de 1 mol de elétrons e vale,
aproximadamente, 96 500 C
Assim:
MMe : vF
mMe : Q
A massa do metal Me eletrodepositada ou corroída em um eletrodo pelo qual passa uma carga Q é dada por:
= ⋅ ⋅ ⋅m 1
F
M
v
i t
Me
Me
em que i é a corrente que circula pelo dispositivo, e t é o tempo de funcionamento da bateria.
Quando se tem cubas eletrolíticas em série, a carga que atravessa todas elas é a mesma. Portanto:
QI = QII = ... = QN
Como = ⋅ ⋅ = ⋅ ⋅Q
m
M
v F n v F
N
N
N
N N N
, então, para cubas eletrolíticas em série, tem-se que o produto do número de mols
eletrodepositados em cada cuba pela valência do que eletrodepositou é constante.
nI ⋅ vI = nII ⋅ vII = ... = nN ⋅ vN
Cuba I Cuba II
Bateria
+–
...
...
Cuba N
Fig. 28 Cubas eletrolíticas em série.
Exercícios resolvidos
7 Para a eletrólise ígnea de um composto cujo cátion é o íon alumínio, determine a massa de alumínio metálico obtida
para uma corrente contínua de 2 A durante um dia completo.
Dado: MAl = 27 g/mol
Resolução:
A descarga do íon alumínio pode ser representada pela meia-reação: Al3+ + 3 e- → Al0
Portanto:
1 mol de Al: 3 mols de e-
27 g de Al: 3F = 3 ⋅ 96 500 C
mAl : Q = i ⋅ t
Assim:
= ⋅ ⋅ ⋅ ⋅ ∴ =m 1
96500
27
3
2 24 3600 m 16,12 g
A Al l
A corrente de 2 A é o dobro da que circula pelos os da rede elétrica residencial em nosso país e, mesmo após um
dia inteiro de funcionamento, a massa de alumínio metálico obtida foi de apenas 16 g Isso mostra que, na prática, o
processo de eletrólise é extremamente lento e requer uma energia enorme. Por esse motivo o alumínio é tão caro,
mesmo sendo um dos metais mais abundantes do planeta Sua metalurgia requer muita energia elétrica Para que o
Brasil possa produzir alumínio em quantidades que alimentem as nossas indústrias, cerca de 10% da energia elétrica
brasileira é dispendida para essa nalidade É por isso que a reciclagem de alumínio tem um papel econômico pri-
mordial, já que traz uma economia de 95% em relação à produção desse metal
QUÍMICA Capítulo 7 Eletroquímica234
1 UFRRJ O que é feito com as baterias usadas de celular?
Quase nada – cerca de 1 % – vai para a reciclagem, graças aos poucos consumidores que depositam as baterias usadas
nos escassos postos de coleta apropriados
HAKIME, Raphael. Lixo telefônico. In: "Revista Superinteressante", edição 243, setembro, 2007.
A qualidade de vida das futuras gerações depende de cuidados que as pessoas devem ter no presente. Um exemplo
é a forma como são descartadas as pilhas e baterias. As baterias de celulares são pilhas de níquel-cádmio, que são
muito fáceis de serem recarregadas. O ânodo desta pilha é constituído de cádmio metálico (Cd), o cátodo apresenta
óxido de níquel IV (NiO2) e o eletrólito é uma solução de hidróxido de potássio (KOH).
Dados:
Cd(OH)2(s) + 2 e  Cd(s) + 2 OH (aq)
NiO2(s) + 2 H2O + 2 e
-  Ni(OH)2(s) + 2 OH
-(aq)
a) Quais são os agentes redutor e oxidante existentes nessa pilha?
b) Qual é a reação global dessa pilha?
Revisando
8 Uma célula eletrolítica fechada, usada para a produção de uma mistura gasosa de H2 e O2, possui dois eletrodos
inertes, imersos em uma solução diluída de NaOH. No volume livre de 4,5 L, acima da solução, há uma válvula com um
manômetro, indicando 1 atm A temperatura da célula é mantida constante em 27 ºC. No início da eletrólise, a válvula
é fechada, sendo fornecida à célula uma corrente constante de 30 A. Qual é o intervalo de tempo necessário para
que a leitura do manômetro atinja 2,64 atm?
Resolução:
Para a eletrólise do NaOH(aq) com eletrodos inertes, a preferência de descarga dos íons resulta nas seguintes meias-
reações:
Polo positivo / ânodo: → + +- -2OH 2e H O 1
2
O a
2 2
Polo negativo / cátodo: + → +- -2H O 2e H 2OH
2 2
Portanto, a reação global é dada por:
→ +H O H 1
2
O
2 2 2
Pela equação de Clapeyron, tem-se:
∆P ⋅ V = ∆n(g) ⋅ R ⋅ T ∴ 1,64 ⋅ 4,5 = ∆n(g) ⋅ 0,082 ⋅ 300
∴ 7,38 = ∆n(g) ⋅ 24,6 ∴ ∆n(g) = 0,3 mol
Pela proporção dos gases produzidos e da carga utilizada para tal, tem-se:
1,5 mol de gases +




H
1
2
O
2 2
: 2 mols de e-
Assim:
1,5 mol de gases : 2 ⋅ 96 500 C
0,3 mol de gases : i ⋅ t
Logo:
⋅ = ⋅ ⋅ ∴ = ∴ =30 t 0,3
1,5
2 96500 t
1286,7s
60 s/min
t 21,4 min