FÍSICO- QUÍMICA - AULA 10- ELETRÓLISE - CONCEITO, APLICAÇÕES E EXERCÍCIOS

 OI , GALERA !!!

TÍPICO ASSUNTO QUE A GENTE NUNCA SABE SE SERÁ PEDIDO. 

DE QUALQUER FORMA, DÊ SUA ESPIADINHA ....

https://x-xquimica.com.br/fisico-quimica-aula-10-eletrolise-conceito-aplicacoes-e-exercicios/

imagem: Brasil Escola UOL

COBRE EM PRATA; PRATA EM OURO !!!

OI GALERA!!!
VIDEO BEM LEGAL, MOSTRANDO COMO OS ÍONS SE DESLOCAM, FAZENDO UMA MOEDA DE COBRE FICAR PRATEADA E DEPOIS DOURADA!

CÁLCULOS DE ELETRÓLISE

ALÔ PESSOAL!


Semana que vem tem química no ENEM !
Um dos assuntos que costuma cair é Eletrólise, na parte que se refere à quantidade de massa depositada ou a corrente que foi utilizada.
Vamos ver exercícios que abordam esses dois aspectos.
Primeiro lembre que Eletrólise é a reação de oxi redução que é provocada pela corrente elétrica, ou seja, não é espontânea como uma pilha.
A função do gerador é "injetar" elétrons no circuito através do seu polo negativo e "aspirar" esses elétrons através do polo positivo.
Para isso é preciso lembrar de :


CONSTANTE DE FARADAY = CARGA ELÉTRICA DE UM MOL DE ELÉTRONS E VALE 96500 COULOMB.
A MASSA DE UMA SUBSTANCIA QUE SOFRE ELETRÓLISE É DIRETAMENTE PROPORCIONAL Á QUANTIDADE DE ELÉTRONS QUE ATRAVESSA A SOLUÇÃO


 I = Q/T ONDE I = INTENSIDADE DE CORRENTE ELÉTRICA- MEDIDA EM ÀMPERE
Q = QUANTIDADE DE ELÉTRONS MEDIDA EM COLOUMB
T= TEMPO CORRSPONDENTE À PASSAGEM DOS ELÉTRONS.( em segundos)


Nesta postagem vamos ver os cálculos das massas envolvidas.
Em outra postagem estudaremos o processo da eletrólise.


1- Qual a quantidade de metal depositada pela passagem de 0,8 faraday / mol  através de uma solução de prata ? Dado Ag = 108 u


para depositar 1 mol precisa de 0,8 F
1 mol = 108 -->;  108 g -------->; 1 F
                              x   g --------> 0,8 F  ---------> x = 108. 0,8= 86,4 g de prata depositadas








2- Na eletrólise de uma solução aquosa de sulfato férrico, quantos gramas de ferro metálico são libertados por 9.650 coulombs?
O que importa no sulfato férrico é o ferro cuja massa é 56 g/ mol
1 mol de ferro usa 96500 C
56 g -------> 96500C
X g -------->  9650 C
                                X = 56 . 9650/96500 = 5,6 g de ferro metálico.




3- Calcule a massa de obre metálico depositada por uma corrente elétrica de 1,93 A que atravessa uma solução de sulfato cúprico durante 10 minutos. Cu = 63,5 u
 passe o tempo para segundos = 10 minutos = 600 s
Q = i.t
Q = 1,93 x 600 = 1158C


Na eletrólise do sulfato de cobre:
CuSO4   temos a deposição de cobre no catodo segundo a equação:
Cu+² +  2 e-  ---------------> Cu
            2x96500C---------> 63,5 g
            1158C -------------> x g   ------------------- x = 0,381 g de cobre




4-   (UERJ) - O magnésio, graças a sua leveza, é usado na indústria espacial e aeronáutica, em aparelhos óticos e equipamentos em geral. As ligas de magnésio, muito resistentes, são empregadas na fabricação de motores e fuselagens de aviões. A maior parte deste metal é produzida pela eletrólise ígnea do cloreto de magnésio obtido da água do mar. Ao passarmos uma corrente elétrica de carga de 19.300 C através de cloreto de magnésio fundido, são produzidas massas de magnésio metálico e de gás cloro, em gramas, respectivamente iguais a:
A) 2,4 e 3,55 

B) 2,4 e 7,10 

C) 4,8 e 7,10 

D) 4,8 e 14,2

Resposta: b.

Resolução: 
Segundo a lei de Faraday, 96500 C correspondem a 1 mol de elétrons. Assim:
96500 -------- 1 mol de elétrons
19300 -------- x
x = 0,2 mol de elétrons

Magnésio
Mg+2 + 2e- → Mg
24,3 g de Mg -------- 2 mols de elétrons
x -------- 0,2 mols de elétrons
x = 2,43 g

Cloro
2 Cl- → Cl2 + 2e-
71 g de Cl -------- 2 mols de elétrons
x -------- 0,2 mols de elétrons
x = 7,1 g

 5-ENEM 2010 - A eletrólise é muito empregada na indústria com o objetivo de reaproveitar parte dos metais sucateados. O cobre, por exemplo, é um dos metais com maior rendimento no processo de eletrólise, com uma recuperação de, aproximadamente, 99,9 %. Por ser um metal de alto valor comercial e de múltiplas aplicações, sua recuperação torna-se viável economicamente. Suponha que, em um processo de recuperação de cobre puro tenha-se eletrolisado uma solução de sulfato de cobre (II) (CuSO4) durante 3 h, empregando-se uma corrente elétrica de intensidade igual a 10 A. A massa de cobre puro recuperada é de, aproximadamente 

Dados: Constante de Faraday F = 96.500 C/mol; Massa molar em g/mol: Cu = 63,5. 

A) 0,02 g. 

B) 0,04 g. 

C) 2,40 g. 

D) 35,5 g. 

E) 71,0 g

Resposta: d.

Resolução:

t = 3 h = 180 min = 10800 seg
i = 10 A
Q = ?
Utilizando a fórmula abaixo, calculamos a carga:
Q = i . t
Q = 10 . 10800
Q = 108000 C

Ocorreu o seguinte no cátodo:
Cu2+ (aq) + 2e– → Cu

Portanto:
1 mol de Cu → 2 mols de e-
63,5 g ----------- 2 x 96500 C
x ----------- 108000 C
x = 35,5 g de cobre puro recuperada

fontes:
https://www.questoesdosvestibulares.com.br/2017/12/eletrolise.html
https://www.mundoeducacao.bol.uol.com.br
Química- volume 2- Feltre

PILHAS DE DANIELL - EXERCÍCIOS PASSO A PASSO

ALÔ PESSOAL!!
Semana que vem Enem!!!
E vamos para mais um assunto importante: Pilhas.
Sempre surgem dúvidas na hora de resolver os exercícios, não?
Vamos lá:

Observe as reações a seguir:


1 - Considere as semirreações com seus potenciais padrão de redução:
Cr3(aq)+3e− → Cr (s)         Eo = -0,74V
Cd2+(aq)+2e− → Cd (s)     Eo = -0,40V
a) Mostre a reação global da pilha formada e calcule sua força eletromotriz.
b) Diga quem é o cátodo e o ânodo na pilha formada.
c) Em qual sentido os elétrons se deslocarão?
d) Em quais eletrodos ocorrerá corrosão e aumento de massa?
e) Faça a representação da pilha.

RESOLUÇÃO:

Para representar a pilha você precisa saber qual eletrodo vai perder elétrons e qual eletrodo vai receber elétrons.

Porque a pilha funciona assim! Um eletrodo ( conjunto da barra metálica e a solução correspondente) vai doar os elétrons e o outro vai receber.

 

E como você vai saber qual eletrodo doa e qual eletrodo recebe?

Pelos potenciais de oxidação ou redução. Eles precisam ser dados ou estão em uma tabela. Acima, nas reações, você vê que ambas recebem elétrons: então são reações de redução. Para fazer uma pilha, um tem que oxidar e outro reduzir. Como as duas equações são de redução, pegue aquela de maior valor numérico( - 0,40 V) e essa será a sua reação de redução. A outra reação você inverte , para que ela se torne uma reação de oxidação:


Cd2+(aq)  + 2 e- → Cd  ----------> semi reação de redução                 
Cr(s)  → Cr3+(aq)+/3e−----------------> semi reação de oxidação
2Cr3+(aq)+3Cd(s)
Veja que há uma diferença de elétrons: então precisamos acertar os coeficientes das semi reações e depois somar as duas: você encontra a reação global:


3Cd2+(aq)  + /2e−  6e− → 3Cd(s)  (3x)                  
2Cr(s)  → 2Cr3+(aq)+/3e− 6e−  (x2)----------------------------------------------------------------------------
2Cr(s)+3Cd2+(aq) →  2 Cr 3+  + 3 Cd (s)  equação geral ou reação global da pi2Cr3+(aq)+3Cd(s)
 DDP= cálculo da força eletromotriz ou ddp= E maior - E menor ( de duas reações de redução, ou duas de oxidação)
DDP = - 0,40 - ( - 0,74) = - 0,40 + 0,74 = 0,34 V
b) cátodo é onde chegam os elétrons = Cd
     ânodo é de onde saem os elétrons = Cr
c) os elétrons se deslocarão de Cr para Cd ( do cromo para o cadmio)
d) o eletrodo que desgasta é o que perde elétrons = eletrodo de cromo
   o eletrodo que aumenta de tamanho é o que recebe elétrons = eletrodo de cadmio
e) representação da pilha:
e) Cr(s)/Cr2+(aq)//Cd2+(aq)/Cd(s)


Outro exercício para ajudar:


2) Com base no diagrama da pilha:

Ba0 / Ba2+ // Cu + / Cu0

E nos potenciais-padrão de redução das semi-reacões:
Ba0 → Ba2+ + 2e– E0 = –2,90 volt

Cu0 → Cu+1 + 1e– E0 = +0,52 volt  


Qual a diferença de potencial da pilha ?
Resolução:
Olhando o diagrama da pilha você pode dizer que o bário oxida, porque perde elétrons e o cobre reduz, porque ganha elétrons. Logo o eletrodo de bário é o anodo e o eletrodo de cobre é o cátodo.
Para o cálculo da ddp: E maior - E menor ou seja, + 0,52 - ( - 2,90 ) = 0,52+ 2,90= 3,42 V


E agora uma do Enem:

ENEM 2012

O boato de que os lacres das latas de alumínio teriam um alto valor comercial levou muitas pessoas a juntarem esse material na expectativa de ganhar dinheiro com sua venda. As empresas fabricantes de alumínio esclarecem que isso não passa de uma "lenda urbana", pois ao retirar o anel da lata, dificulta-se a reciclagem do alumínio. Como a liga do qual é feito o anel contém alto teor de magnésio, se ele não estiver junto com a lata, fica mais fácil ocorrer a oxidação do alumínio no forno. A tabela apresenta as semirreações e os valores de potencial padrão de redução de alguns metais:

Disponível em: www.sucatas.com. Acesso em: 28 fev. 2012 (adaptado).

Com base no texto e na tabela, que metais poderiam entrar na composição do anel das latas com a mesma função do magnésio, ou seja, proteger o alumínio da oxidação nos fornos e não deixar diminuir o rendimento da sua reciclagem?

a.Somente o lítio, pois ele possui o menor potencial de redução.

b.Somente o cobre, pois ele possui o maior potencial de redução.

c.Somente o potássio, pois ele possui potencial de redução mais próximo do magnésio.

d.Somente o cobre e o zinco, pois eles sofrem oxidação mais facilmente que o alumínio.

e.Somente o lítio e o potássio, pois seus potenciais de redução são menores do que o do alumínio

Resolução:

Veja a tabela: somente o lítio e o potássio possuem potenciais de redução menores que o alumínio ( e)


fontes: http://educacao.globo.com

http://mundoeducacao.bol.uol.com

http://brasilescola.uol.com

www.agracadaquimica.com.br

ELETRÓLISE - CONCEITO E APLICAÇÕES

ALÔ PESSOAL!!!
Chegando final de ano, Enem batendo na porta e todos correndo, atrás de assuntos pouco entendidos!!!
Eletrólise é um desses que provocam muitas dúvidas!
Vamos resolver??


Eletrólise é uma reação não espontânea provocada pelo fornecimento de energia elétrica, proveniente de um gerador (pilhas). É o inverso das pilhas.


Aplicações:


A eletrólise possui muitas aplicações na indústria química, na produção de metais, como sódio, magnésio, potássio, alumínio e etc. Também na produção de não-metais como cloro e o flúor e ainda substâncias como o hidróxido de sódio (soda cáustica) e peróxido de hidrogênio (água oxigenada) .
Galvanização é a deposição de finas películas de metais sobre peças metálicas ou plásticas.   Os mais comuns são a deposição de cromo (cromagem), níquel (niquelagem), prata (prateação), ouro (dourar), usados em grades, calotas de carros, emblemas, peças de geladeira, joias, aparelhos de som.
É utilizada também na purificação ou refino eletrolítico de muitos metais, como cobre e chumbo.
  Anodização,  é  uma oxidação forçada na superfície de um metal para que seja mais resistente à corrosão. É feita a anodização em alumínio.
Na eletrólise, usa-se eletrodos inertes (que não regem), como o carbono grafite (grafita) ou platina.
Para que a eletrólise ocorra deve haver:
- corrente elétrica contínua e voltagem suficiente para provocar a eletrólise;
- íons livres ( por fusão ou dissolução)
Existe a eletrólise ígnea e a eletrólise aquosa.


ELETRÓLISE IGNEA :
É uma eletrólise onde não há presença de água. Metais iônicos são fundidos (derretidos). Ao se fundirem, eles se ionizam formando íons. A partir desses íons, é formada a corrente elétrica.
Reação de fusão (transformação do estado físico sólido para líquido) do NaCl a 808°C:



Os eletrodos devem ser inertes. Pode ser carbono grafite ou platina.
Estes eletrodos são polarizados, um com carga negativa e o outro com carga positiva e são colocados em uma cuba com o metal NaCl já fundido (CLORETO DE SÓDIO LÍQUIDO)

Observe que no desenho há dois eletrodos carregados eletricamente, o polo positivo e o polo negativo, mergulhados em um metal fundido. A reação acima mostra a formação de íons Na+ e íons Cl-. Quando estes íons entrarem em contato com os eletrodos, o íons positivo (Na+) irá para o eletrodo negativo. O íon negativo (Cl-) irá para o eletrodo positivo.
No eletrodo negativo haverá formação de sódio metálico (Na°). No eletrodo positivo formará gás cloro (Cl2). Percebe-se a formação de bolhas.
O eletrodo positivo é chamado de ânodo e nele ocorre a reação de oxidação.
O eletrodo negativo é chamado de cátodo e nele ocorre a reação de redução.
Reações:

A reação do cátodo deve ser multiplicada por 2 para poder cancelar com a reação do ânodo, já que forma gás cloro (Cl2).

Fonte: http://alfaconnection.net

ELETRÓLISE AQUOSA


É uma eletrólise onde há a dissociação de um composto iônico em solução aquosa. O eletrodo deve ser inerte.
É necessário considerar a reação de auto-ionização da água, onde produz íon H+ e íon OH-.
O composto iônico é dissolvido em água, ocorrendo a formação de íons livres, que produzirão a corrente elétrica. Deve ser montada as quatro reações para obter a reação global desta eletrólise.

Nesta cuba eletrolítica deve haver água e o composto iônico dissolvidos. Da auto-ionização da água, formará íons H+ e íons OH-.
Se o composto for um sal, o NaCl, em contato com a água, formará o íon Na+ e o íon Cl-.
  Os íons positivos serão atraídos pelo eletrodo negativo e os íons negativos serão atraídos pelo eletrodo positivo. Cada par de íons (positivo e negativo) competirão entre si para ver qual se formará ao redor do seu respectivo eletrodo.
Existe uma tabela de facilidade de descarga elétrica, entre cátions e ânions:
Cátions:
Alcalinos
Alcalinos Terrosos
Al3+  <     H+ <   demais cátions
Ordem Crescente de Facilidade de Descarga dos Cátions


Ânions:
Ânions Oxigenados    <    OH-     <   ânions não-oxigenados   <  halogênios
Ordem Crescente de Facilidade de Descarga dos Ânions


Observando a tabela, deve-se comparar então os seguintes íons:
 - Cl- e OH-
  - H+ e Na+
De acordo com a tabela, o íon Cl- (halogênio) tem mais facilidade do que o íon OH-.
De acordo com a tabela, o íon H+ tem mais facilidade do que o íon Na+.
Então, formam-se nos eletrodos, o gás hidrogênio (H2) e o gás cloro (Cl2).
No polo (-) = H+
No polo (+) = Cl-
Reações:
 
 
Observe que forma o H2 e Cl2.
Também forma 2Na+ e 2OH-. Juntando estes dois íons, forma-se 2NaOH.

fonte:  http://www.cocemsuacasa.com.br

fonte: http://www.soq.com.br

OXIDAÇÃO E REDUÇÃO- AGENTE REDUTOR E AGENTE OXIDANTE

ALÔ PESSOAL!!!!
Entrando em assunto novo, vamos de oxidação  e redução, lembrando os conceitos fundamentais:


Oxidação é o processo químico onde há perda de elétrons.
Dessa forma o número de oxidação aumenta.
Ex: Cu (s) ------> Cu +2   + 2 e -
 nessa reação o cobre ( metal ) oxidou, perdendo dois elétrons e  tornando-se  íon cobre positivo.
No cobre  metal o número de oxidação é  zero. No íon cobre o numero de oxidação é +2.


Redução é o processo químico onde há ganho de elétrons, diminuindo o número de oxida
ção.
Ex:  Ag +1  + 1 e- ----> Ag
nessa reação a prata ( íon) reduziu, ganhando um elétron e se tornando o metal prata .
No íon prata o número de oxidação é +1. No metal prata o número de oxidação é zero.


Agente redutor é a espécie química que contém o elemento que se oxida , no caso acima o agente redutor é o cobre.


Agente oxidante é a espécie química que contém o elemento que se reduz, no caso acima o agente oxidante é a prata.


As reações de oxidação e redução ocorrem juntas, sempre uma espécie vai perder elétrons e a outra vai adquiri-los.
Chamamos isso de reações de óxido redução.
Outro exemplo:




Na prática como isso ocorre:
Uma barra de zinco é colocada em uma solução de cobre:

o que ocorre?
o zinco se oxida , se "desfaz" e uma camada de cobre metálico começa a envolver a placa restante de zinco.

CORROSÃO E PROTEÇÃO

ALÔ PESSOAL!
Hoje vamos falar sobre corrosão e as formas de proteção anticorrosiva.
Olhe a foto abaixo:

 imagem:profpc.com.br

Está vendo a ação da corrosão?
Podemos definir como uma oxidação indesejada que diminui a vida útil de produtos de aço como pontes e automóveis cuja substituição do metal corroído custa bilhões/ ano.
Imagine o tamanho da encrenca quando pensar em plataformas de petróleo submarinas,canos de água submersos, toda a fiação elétrica, vergalhões, e tudo mais onde entra aço. Para começar a história, lembre que aço é ferro com adição de carbono, uma liga metálica onde o carbono entra com 0,008 a 2,0%.
A corrosão é um processo eletroquímico e o principal responsável é a a água.Mas especificamente, o oxigênio presente na água ou no ar úmido, conforme a equação:

2Fe (s) + O2 (g)  + 4 H+ ( aq) --> 2 Fe +2 ( aq)  + 2 H2O ( l ) 

onde os íons de Fe +2 representam a " ferrugem".
Como a corrosão é um processo que ocorre naturalmente, podemos impedir  através de uma simples pintura ( de pouca durabilidade), ou de processos mais eficazes como os protetores anticorrosivos.
Para saber mais sobre o assunto, procurei a Quimatic ( www.quimatic.com.br) que através do Bruno Lima ajudou-me nas informações abaixo:

"Protetivos são utilizados pela indústria, principalmente pelos setores offshore, mineração, agroindustrial, metalúrgico, construção civil, entre outros, para proteção anticorrosiva de: peças, estruturas metálicas, máquinas e equipamentos sujeitos à oxidação.

Estes protetivos são utilizados para o armazenamento ou transporte de componentes metálicos quando precisamos de proteção anticorrosiva temporária, considerando que em algum momento desejaremos remover esta proteção para utilizar o componente novamente.

Um protetivo é basicamente formulado por ceras de petróleo, aditivos anticorrosivos e solventes. A proteção anticorrosiva ocorre pela barreira da camada impermeabilizante formada por estas ceras que, potencializada pelos aditivos anticorrosivos, impede que as intempéries ataquem a superfície metálica.

Dependendo da composição, além da proteção anticorrosiva, o protetivo serve também como lubrificante. Um produto lubrificante reduz o atrito entre dois materiais em contato e movimento relativo e isto é importante para diminuir o desgaste dos materiais. Portanto, quando conveniente, um protetivo com capacidade de proteção e lubrificação é muito útil em peças que precisam de proteção anticorrosiva e que serão depois utilizadas em atrito com outros elementos que geram desgaste eliminando inclusive assim o trabalho de remoção do produto.

Para uma noção mais exata dos produtos que eles fabricam aqui vai uma lista com as definições e aplicações de cada um: 

"

Quimatic 10 – Protetivo Não Oleoso

QUIMATIC 10 é um micro lubrificante de película seca, antiestático, de penetração rápida, que confere excelentes propriedades de lubrificação e de proteção anticorrosiva. Estas características se adequam ao uso em mecanismos delicados como cadeados, fechaduras, dobradiças, pequenas ferramentas e instrumentos de medição como paquímetros, micrômetros, calibradores, entre outros.

Quimatic 20 – Lubrificante HD (Heavy Duty)

Independente da sua excelente proteção anticorrosiva, o Quimatic 20 é requisitado pela sua excepcional função lubrificante, pois tem importante aplicação em elementos mecânicos, principalmente em almas de cabo de aço que não podem se desgastar com o atrito e muito menos sofrer oxidação. Atua também como desengripante para remoção de parafusos, porcas e outros elementos de montagem e fixação.

Quimatic 30 – Protetivo com película cerosa flexível

O Quimatic 30 é um protetivo-lubrificante de película cerosa flexível resistente à corrosão e um excelente lubrificante para componentes mecânicos, como moldes de ferramentaria, ferramentas e equipamentos de grande porte; tanques, tubulações, estruturas metálicas, correntes, eixos, cames, roldanas, nóreas, cremalheiras e outros elementos.

Indicado especialmente para armazenamento de peças e componentes em locais cobertos ou para maximizar a proteção anticorrosiva durante o transporte de peças e equipamentos embalados.

É um produto caracterizado pela sua flexibilidade resistente à dilatação da superfície protegida e pela sua forma líquida de aplicação que facilita penetração em locais de difícil acesso. Torna-se ceroso rapidamente (tixotrópico) evitando escorrimento.

Quimatic 40 – Protetivo com película cerosa espessa

A película formada pelo Quimatic 40 foi especialmente formulada para proteção anticorrosiva de quaisquer componentes metálicos expostos às intempéries, principalmente chuvas. Altamente recomendado para peças, máquinas e equipamentos expostos em ambientes externos, seja para armazenamento ou para transporte (inclusive marítimo).

Este protetivo é altamente tixotrópico (torna-se ceroso rapidamente) e resiste à variação de temperatura o que permite a sua aplicação em superfícies verticais e formação de uma espessa camada sem escorrimento.

O Quimatic 40 tem grande solicitação por empresas do setor offshore, naval, construção civil, minerador, entre outros, pois são segmentos industriais desenvolvidos em ambientes altamente corrosivos e que deixam seus componentes metálicos expostos a estas condições, seja por falta de espaço adequado para armazenamento ou inviabilidade de execução de outros métodos de proteção anticorrosiva.

 Além desses processos ainda temos a galvanização, que será nossa próxima postagem!

Até lá!

 fontes: Principios da Quimica - Peter Atkins e Loretta Jones

            Quimatic/Tapmatic