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1 Profª Loraine Jacobs DAQBI paginapessoal.utfpr.edu.br/lorainejacobs

2 CORRENTE ELÉTRICA Pode ser produzida por: Geradores elétricos : Transformam energia mecânica em energia elétrica. Pilhas e baterias: Transformam energia química em energia elétrica.

3 É o ramo da química que trabalha com o uso de reações químicas espontâneas para produzir eletricidade e com o uso da eletricidade para forçar as reações químicas não-espontâneas acontecerem. Estudo da interação da eletricidade com as reações químicas.

4 TÉCNICAS ELETROQUÍMICAS Procedimentos baseados na eletroquímica; Permitem que equipamentos monitorem concentrações, ph de soluções, etc. Utilizadas também para monitoramento cardíaco e cerebral.

5 Equações de Oxi-Redução Entendimento de Reações Eletroquímicas Conceitos de Oxidação e Redução Conceitos de Agente Oxidante e Agente Redutor

6 CONCEITOS DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO Reações de Oxidação ou Redução Envolvem perda ou ganho de elétrons Reações iônicas Átomo cede definitivamente elétrons para o outro. Na * Cl.. Na + [:Cl:].. -

7 CONCEITOS DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO Reações de Oxidação ou Redução Sódio Perda de Elétrons Oxidação Cloro Ganho de Elétrons Redução Na * Cl.. Na + [:Cl:].. -

8 CONCEITOS DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO Com as informações do exemplo temos: Oxidação: É a perda de elétrons em uma reação química; Redução: É o ganho de elétrons em uma reação química. Reações de Oxi-Redução : São àquelas onde há troca de elétrons entre os compostos participantes. São estas trocas de elétrons explicam as reações eletroquímicas.

9 CONCEITOS DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO Agente Oxidante e Agente Redutor Agente Oxidante: É o elemento que provoca a oxidação; é aquele que sofre redução. Agente Redutor: É o elemento que provoca a redução; é aquele que sofre oxidação.

10 CONCEITOS DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO Semi-Reações Utilizadas para facilitar o balanceamento de reações de oxi-redução: Maneira conceitual de representação pois não há elétrons livres; Espécie oxidada e reduzida formam o par redox Mg 2+ /Mg

11 CONCEITOS DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO Semi-Reações de Oxidação e Redução Semi-reação de Oxidação: Elétrons perdidos sempre aparecem do lado direito da flecha. Par redox: Mg 2+ /Mg Semi-reação de Redução: Elétrons ganhos sempre aparecem do lado esquerdo da flecha. Par redox: O 2 /O 2- Semi-reações somadas expressam a reação redox completa.

12 CONCEITOS DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO Semi-Reações de Oxidação e Redução Ex: Reação de solução de prata com fio de cobre

13 CONCEITOS DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO Semi-Reações de Oxidação e Redução Ex: Reação de solução de prata com fio de cobre O que está ocorrendo? O fio de cobre inicialmente liso apresenta franjas brancas A solução de Ag (incolor) apresenta coloração azul Solução azul Indica a presença de íons Cu 2+

14 CONCEITOS DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO Semi-Reações de Oxidação e Redução Ex: Reação de solução de nitrato de prata com fio de cobre O que está ocorrendo? Cu(s) Cu 2+ (aq) + 2 e - Ag + (aq) + 1 e - Ag(s)

15 CONCEITOS DE OXIDAÇÃO E REDUÇÃO Semi-Reações de Oxidação e Redução Ex: Reação de solução de nitrato de prata com fio de cobre Equação global Reação de oxi-redução Cu(s) Cu 2+ (aq) + 2 e - 2 Ag + (aq) + 2 e - 2 Ag(s) Cu(s) + 2 Ag + (aq) Cu 2+ (aq) + 2 Ag(s)

16 Células Eletroquímicas Corrente (fluxo de elétrons) é produzida por reação química espontânea ou usada para forçar uma reação química não espontânea. Células Galvânicas ou Voltaicas São células onde ocorrem reações químicas espontâneas para produção de corrente elétrica.

17 Células Galvânicas Estrutura Dois eletrodos, ou condutores metálicos, que fazem contato elétrico com o conteúdo da célula; Ânodo(-): Eletrodo onde ocorre a oxidação Elétrons entram na solução. Cátodo (+): Eletrodo onde ocorre a redução Elétrons saem da solução. Eletrólito: meio condutor iônico dentro da célula Íons: Partículas carregadas que se movimentam em solução

18 Se um fio conecta as semicélulas nenhuma voltagem é medida. O fio não transporta íons e, portanto, não fecha o circuito. Se o fio é substituído por uma ponte salina, a liberação de íons em ambas as extremidades da ponte fecha o circuito. Há circulação de corrente e a voltagem da célula pode ser medida. ELETROQUÍMICA Células Galvânicas

19 Pilha de Daniell Tempo Tempo

20 Pilha de Daniell Semi-Reações Zn - Semi-reação de oxidação: Znº Zn e - Cu Semi-reação de redução: Cu e - Cuº Reação Global: Znº + Cu 2+ Zn 2+ + Cuº

21 Pilha de Daniell Montagem e Funcionamento Porcelana porosa Passagem dos íons Zn 2+ e SO 4 2-

22 Pilha de Daniell Após tempo de funcionamento Reação até o términos dos reagentes Reação reversível Equilíbrio: V = 0

23 Pilha de Daniell Ponte Salina A função da ponte salina é permitir a movimentação de íons de um copo para outro (nos dois sentidos).

24 Terminologia para as células galvânicas Representa o que ocorre nos dois eletrodos Diagrama de célula Pilha de Daniell Zn (s) Zn 2+ (aq)(1m) Cu 2+ (aq) (1M) Cu (s) Quando houver ponte salina Pilha de Daniell Zn (s) Zn 2+ (aq) (1M) Cu 2+ (aq) Cu (s) (1M)

25 Terminologia para as células galvânicas Representa o que ocorre nos dois eletrodos Diagrama de célula Genericamente temos Ânodo eletrólito do ânodo eletrólito do cátodo cátodo Condições Padrão de Célula: Eletrólito: 1mol/L ou (1M) Temperatura: 25ºC Pressão: 1atm

26 Potenciais da Célula Medidas de Potencial da célula Voltímetro Vermelho (+) e Preto (-) Baterias comuns Conectando os polos corretamente Potencial positivo Invertendo os polos Mesmo valor porém com sinal negativo Como funciona para uma célula eletroquímica?

27 Potenciais da Célula Medidas de Potencial da célula Cobre Ferro Ferro Prata Cobre Prata

28 Potenciais da Célula Medidas de Potencial da célula Observa-se correlação entre os potenciais Sugere o estabelecimento de um eletrodo padrão Referência para os demais potenciais de eletrodo Facilidade na previsão e determinação de potenciais de célula

29 O eletrodo de Hidrogênio Eletrodo Padrão de Hidrogênio (EPH) Não envolve sólido redutor Condutor metálico inerte para fornecer ou remover elétrons Pt mais utilizada Potencial de Eletrodo = Zero volts Notação: Pt(s) H 2 (g, 1atm) H + (aq) (1M) Potencial da célula é dado pela outra semi-reação envolvida

30 O eletrodo de Hidrogênio Eletrodo Padrão de Hidrogênio (EPH)

31 Potencial Padrão de Redução Todos os eletrodos devem estar nas condições padrão (1atm, 25ºC, 1M) EPH conectado ao terminal positivo Presença de potenciais positivos e negativos Mostram a tendência para redução e oxidação Valores positivos EPH atua como ânodo Valores negativos EPH atua como cátodo

32 Tabela de Potenciais-Padrão de Redução

33 Potencial Padrão de Redução Diferença entre os potenciais medidos com EPH e o eletrodo metálico. Valores positivos Adquire elétrons Agente Oxidante Valores Negativos Cede Elétrons Agente Redutor

34 Potencial Padrão da Célula ( Eº) ou Força Eletro Motriz (FEM) Diferença entre os potenciais-padrão dos dois eletrodos. Eº = Eº(cátodo) Eº(ânodo) ou Eº = Eº red Eº ox Ex: Pilha de Daniell Zn (s) Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) Cu (s) Eº = Eº (Cu 2+, Cu)- Eº(Zn 2+, Zn)

35 Potencial Padrão da Célula ( Eº) ou Força Eletro Motriz (FEM) ) ( ) ( ) ( 2 ) ( 2 ) ( 2 2 ) ( Zn Zn g H aq Zn aq H Zn g H e aq H e aq

36 Previsão da Espontaneidade das Reações de Oxi-Redução Eº negativo Reação não espontânea Eº positivo Reação espontânea

37 Previsão da Espontaneidade das Reações de Oxi-Redução Reação: Zn + FeCl 2 Zn 2+ + Fe 0 é espontânea?

38 Previsão da Espontaneidade das Reações de Oxi-Redução Reação: 2NaCl + Br 2 2NaBr + Cl 2 é espontânea?

39 Potenciais de Célula e Energia Livre Gº n = número de mols de elétrons Gº =-nfeº onde: F = constante de Faraday (9, C.mol -1 ) Eº = potencial-padrão da célula (V) Conversão 1V.C = 1J Unidade de Gº

40 Potencial Padrão e as constantes de Equilíbrio Em Equilíbrio Químico vimos que: Gº = -RTlnK Para eletroquímica vimos que o valor pode ser calculado por: Gº = -n.f.eº Desta forma teremos que RTlnK = -nfeº ou lnk = nfeº/rt A constante de equilíbrio pode ser calculada através da combinação do potencial-padrão das semi-reações de interesse.

41 Calcule a K a 25ºC para a seguinte reação: Dados: AgCl(s) Ag + (aq) + Cl - (aq) F = 9, C.mol -1; ; R = 8,314 J.mol -1.K -1 AgCl(s) + e - Ag (s) + Cl - (aq) Eº = +0,22V Ag + (aq) + e - Ag (s) Eº = +0,80V

42 A equação de Nernst - Mede a variação do potencial de uma célula de acordo com sua composição. Em equilíbrio químico vimos que G muda durante a reação (variação de concentração de produtos e reagentes) até atingir o equilíbrio onde seu valor é zero. Em situações fora do equilíbrio temos que: G = Gº + RTlnQ porém, temos que G = -nfe e Gº = -n.f.eº, desta forma: -nfe = -n.f.eº + RTlnQ (simplificando por nf) E = Eº -(RT/nF).lnQ Assim podemos medir a variação de potencial de acordo com as concentrações dos componentes da célula.

43 Calcule o potencial (E) de uma célula de Daniell na qual as concentrações de íons Zn 2+ é 0,1mol.L -1 e Cu 2+ é 0,001mol.L -1 Dados: F = 9, C.mol -1; ; R = 8,314 J.mol -1.K -1 Cu 2+ (aq) + Zn (s) Zn 2+ (aq) + Cu (s) Eº = +1,10V n = 2

44 Condições Não Padrão Potencial de Célula (E) e a Energia Livre G n = número de mols de elétrons F = constante de Faraday (9,65C.mol -1 ) E = potencial da célula (V) G =-nfe onde: Conversão 1V.C = 1J Unidade de G

45 Baterias

46 Células Primárias Pilhas ou baterias de uso único Não recarregáveis Energia mais cara do que a energia elétrica Vantagem Mobilidade Pilha de Leclanché (Pilha seca) Pilhas alcalinas

47 Pilha Seca Pilha de Leclanché

48 Pilha Seca Pilha de Leclanché

49 Pilha Alcalina Tampa positiva aço blindado Eletrólito hidróxido de potássio/água Recipiente - aço Rótulo de filme plástico metalizado Cátodo dióxido de manganês, carbono Ânodo zinco em pó Separador tecido não trançado Coletor de corrente pino de latão Suporte metálico Cobertura da célula interna - aço Arruela metálica Selo - náilon Tampa aço laminado

50 Pilha Alcalina Troca do NH 4 Cl (ácido) por KOH ou NaOH (básico) 50% mais energia KOH /NaOH melhor condutor menor resistência à movimentação de carga

51 Cátodo Ânodo Células Secundárias Pilhas ou baterias recarregáveis Níquel cádmino ou ni-cad - NiO(OH)(s) + H 2O(l) + e Ni(OH) 2 (s) + OH - - Cd(s) + 2 OH (aq) Cd(OH) (s) + 2 e 2 - O Níquel é convertido de NiO(OH) em Ni(OH) 2 no cátodo. (aq) Os materiais do cátodo e do ânodo são separados por um isolante por toda a bateria. O coletor positivo está em contato com diversos cátodos a base de níquel. O cádmio é oxidado no ânodo na bateria ni-cad O coletor negativo está em contato com diversos ânodos de cádmio. A bateria é projetada para ter uma maior capacidade para os eletrodos negativos do que para os positivos

52 Células Secundárias Pilhas ou baterias recarregáveis Baterias de armazenamento de chumbo-ácido Ânodo Cátodo Placas negativas grades de chumbo preenchidas com chumbo esponjoso Ânodo Pb(s) + HSO Placas negativas (aq) PbSO 4 (s) + H (aq) + 2 e (aq) + HSO4 (aq) + 2 e PbSO 4 grades de chumbo preenchidas com PbO 2 Cátodo PbO 2 (s) + 3 H (s) + 2 H 2O(l) Solução de ácido sulfúrico

53 CORROSÃO

54 Corrosão Processo espontâneo Contato do metal com um eletrólito Reações Anódicas e Catódicas Frequente na natureza Necessita da presença de água para ocorrer H 2 O(l) +2e - H 2(g) + 2OH - (aq) em ph 7 Eº = -0,41V Forma uma pilha de corrosão

55 Ferrugem Reação anódica (oxidação): Fe Fe e Reação catódica (redução): 2H 2 O + 2e H 2 + 2OH - Neste processo, os íons Fe 2+ migram em direção à região catódica, enquanto os íons OH direcionam-se para a anódica. Assim, em uma região intermediária, ocorre a formação do hidróxido ferroso: Fe OH Fe(OH) 2

56 Ferrugem Meio com baixo teor de oxigênio: 3Fe(OH) 2 Fe 3 O 4 + 2H 2 O + H 2 Meio com alto teor de oxigênio: 2Fe(OH) 2 + H 2 O + 1/2O 2 2Fe(OH) 3 2Fe(OH) 3 Fe 2 O 3.H 2 O + 2H 2 O Produto final da corrosão: Fe 3 O 4 (coloração preta) Fe 2 O 3.H 2 O (coloração alaranjada ou castanho-avermelhada).

57 Ferrugem Aceleram o processo de corrosão do ferro: Presença, no ar, de CO 2, SO 2 e outras substâncias ácidas, pois deslocam a reação catódica para a direita (princípio de LeChatelier); Ambientes salinos (mar e suas vizinhanças), pois aumentam a condutividade elétrica entre os pólos da pilha; visto em tanques de gasolina enterrados nos postos, à beira-mar, etc.

58 Corrosão do Eletrodo em Pilhas Fe 2+ (aq) + 2e - Fe (s) Eº = -0,447 Cu 2+ (aq) + 2e - Cu (s) Eº = 0,342 Processo semelhante ao da ferrugem! Formação de Fe(OH) 2 e posterior formação de Fe 2 O 3.H 2 O

59 Proteções Contra Corrosão Ânodos Galvânicos ou Proteção por Corrente Impressa Visam minimizar os efeitos da corrosão Ânodos Galvânicos(Ânodo ou Metal de Sacrifício) - Espontânea Utilizada na proteção de metais com grandes áreas superficiais (navios, encanamentos, tanques em postos de combustíveis. Proteção por Corrente Impressa (Galvanização) Não Espontânea Utilizada na proteção de metais com áreas superficiais pequenas (pregos, parafusos, etc.).

60 Metal de Sacrifício Junto ao metal que se deseja proteger é colocado um metal com maior potencial de oxidação. Mais utilizados Zn (Eºoxi = 0,76) e Mg (Eºoxi = 2,37) Por serem oxidados mais facilmente, em contato com o agente oxidante transferem seus elétrons para o Fe (Eºoxi = 0,44) fazendo com que este se reduza e mantenha suas características.

61 Galvanização Processo de recobrimento de metais com outro metal, usando eletricidade (eletrólise) Mais utilizados: Zn (Eºoxi = 0,76) - Zincagem Cr (Eºoxi = 0,74) Cromagem

62 Galvanização Zincagem Processo não espontâneo onde o Zn é depositado sobre a barra de ferro através de corrente elétrica.

63 Galvanização Cromagem Realizada da mesma forma da Zincagem, onde o Cr é depositado diretamente na peça, em alguns casos onde o processo não é feito corretamente verifica-se descascamento da película e observa-se ferrugem. Cromatização Utilizada após a zincagem, neste caso o material é protegido por um filme de óxido de Cr(III) ou Cr(VI) (passivação) para aumentar sua resistência a oxidação e melhorar sua aparência.

64 Peça Cromada ELETROQUÍMICA Peça Cromatizada

65 Passivação Proteção realizada através de filmes ou óxidos metálicos Alumínio Proteção pelo Al 2 O 3 Ao entrar em contato com O 2 do ar o Alumínio se oxida formando imediatamente uma película de Al 2 O 3 que protege a superfície do material da continuação do processo oxidativo. Ferro e Aço Não podem ser protegidos desta forma pois seus óxidos são porosos, permitindo a passagem de oxigênio e a continuidade da oxidação. Além de zincado e cromatizado o aço pode ser recoberto por um filme de estanho(latas de conserva).

66 ELETRÓLISE

67 Reações redox com G positivo não ocorrem espontaneamente, no entanto, a aplicação de uma corrente elétrica pode fazer com que esta reação ocorra. Eletrólise: Processo de forçar uma reação ocorrer na direção não espontânea. Célula Eletrolítica: É a célula eletroquímica onde ocorre a eletrólise.

68 Células Eletrolíticas Estrutura Dois eletrodos, ou condutores metálicos, que fazem contato elétrico com o conteúdo da célula; Ânodo(+): Eletrodo onde ocorre a oxidação Elétrons saem célula eletrolítica Cátodo (-): Eletrodo onde ocorre a redução Elétrons entram na célula eletrolítica Eletrólito: meio condutor iônico dentro da célula Íons: Partículas carregadas que se movimentam em solução Diferente das pilhas, os eletrodos estão no mesmo compartimento e fazem uso de apenas um eletrólito.

69 Células Eletrolíticas Estrutura

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72 IMPORTANTE O gerador não pode criar nem destruir elétrons; ele apenas injeta elétrons no circuito por seu pólo negativo e aspira igual número de elétrons por seu pólo positivo.

73 IMPORTANTE Se na célula não existir um eletrólito, a corrente elétrica não irá passar; Existindo um eletrólito, cada um de seus íons migrará para o eletrodo de sinal contrário ao seu e lá irá perder ou ganhar elétrons; esse fato causará: - passagem de corrente elétrica - alterações químicas nos íons.

74 IMPORTANTE Com a existência do eletrólito ainda precisaremos de: corrente elétrica contínua e a voltagem suficiente para provocar a eletrólise; os íons com liberdade de movimento : seja por fusão (eletrólise ígnea); seja por dissolução em um solvente ionizante, que, em geral, é a água (eletrólise em solução).

75 ELETRÓLISE ÍGNEA

76 Eletrólise Ígnea Ocorre em ausência de água (H 2 O), tendo apenas o eletrólito fundido. NaCl (808ºC) Fundido Íons com liberdade Passagem de corrente elétrica Movimentação das Cargas Cátodo (-): Na + + 1e - Na (Cátion sempre no cátodo) Ânodo (+): Cl - Cl + 1e - (Ânion sempre no ânodo)

77 Eletrólise Ígnea Potencial para Eletrólise O potencial da fonte deverá ser sempre maior do que o potencial da reação inversa para que ocorra a eletrólise Na eletrólise de NaCl temos Na + + 1e - Na Eº = -2,71 e ½ Cl 2 + 1e - Cl - Eº = +1,36 Eº = 4,07V para reação espontânea A energia fornecida pela fonte deverá ser maior do que 4,07V para que a eletrólise ocorra.

78 IMPORTANTE Os eletrodos usados devem apresentar grande resistência ao calor, aos eletrólitos presentes e à passagem da corrente elétrica. Um eletrodo que, nessas condições, não sofre alteração alguma é chamado de eletrodo inerte; Mais comuns : grafite e platina. Caso não tenhamos um eletrodo inerte, teremos um eletrodo ativo ou reativo.

79 IMPORTANTE Reações secundárias Comuns após a eletrólise Ex: o sódio poderá pegar fogo se exposto ao ar; o sódio e o cloro poderiam recombinar-se, etc. Necessidade de construção de células eletrolíticas específicas para cada tipo de eletrólise.

80 Célula Eletrolítica NaCl

81 ELETRÓLISE EM SOLUÇÃO

82 Eletrólise em Solução Ocorre em presença de água (H 2 O), resultados diferentes da eletrólise ígnea pois, há também a ionização da água; Utilizando o NaCl temos que: H 2 O H + + OH NaCl Na + + Cl Entre Na + e H + o pólo negativo prefere descarregar o H + ; Entre Cl e OH o pólo positivo prefere descarregar o Cl ; Este comportamento de descarga dos íons é dada pela própria tabela dos potenciaispadrão de eletrodo fila das tensões eletrolíticas.

83 Prioridade de Descarga

84 Eletrólise em Solução

85 Eletrólise em Solução

86 Eletrólise em Solução Divide-se em: Eletrólise com eletrodos Inertes Eletrólise com eletrodos Reativos

87 Eletrólise em Solução com Eletrodos Inertes Apenas soluto e solvente sofrerão eletrólise Ex: Eletrólise do HCl em solução Segundo a tabela de prioridade de descarga, temos que:

88 Eletrólise em Solução com Eletrodos Inertes Ex: Eletrólise do HCl em solução

89 Eletrólise em Solução com Eletrodos Inertes Ex: Eletrólise do HCl em solução Neste caso há eletrólise apenas do soluto

90 Eletrólise em Solução com Eletrodos Inertes Ex2: Eletrólise do H 2 SO 4 em solução Segundo a tabela de prioridade de descarga, temos que:

91 Eletrólise em Solução com Eletrodos Inertes Ex2: Eletrólise do H 2 SO 4 em solução

92 Eletrólise em Solução com Eletrodos Inertes Ex2: Eletrólise do H 2 SO 4 em solução Neste caso há eletrólise apenas do solvente

93 Eletrólise em Solução com Eletrodos Inertes Ex3: Eletrólise do FeSO 4 em solução Segundo a tabela de prioridade de descarga, temos que:

94 Eletrólise em Solução com Eletrodos Inertes Ex3: Eletrólise do FeSO 4 em solução Neste caso há eletrólise do solvente E do soluto

95 Eletrólise em Solução com Eletrodos Reativos Eletrodo participa do processo de eletrólise Ex: Eletrólise do H 2 SO 4 em solução, com eletrodo de Cu Pólo - Descarga do H +. Pólo + Retirar elétrons do SO 2-4 ou do OH - (se eletrodo inerte) Neste caso há a opção do próprio ânodo Cu (s) Sendo a oxidação Cu (s) mais fácil, ela será, sem dúvida, a que ocorrerá

96 Eletrólise em Solução com Eletrodos Reativos Ex: Eletrólise do H 2 SO 4 em solução, com eletrodo de Cu Neste caso temos:

97 Eletrólise em Solução com Eletrodos Reativos Ex: Eletrólise do H 2 SO 4 em solução, com eletrodo de Cu IMPORTANTE: Reação não espontânea, forçada por corrente elétrica

98 Eletrólise Dada a célula eletrolítica e suas semi-reações abaixo, responda: Qual será o gás produzido em A Qual será o gás produzido em B Escreva a reação global do processo e diga se o meio ao final da eletrólise estará ácido, básico ou neutro.

99 Rendimento do Processo de eletrólise Faraday - Íons de metal são depositados no estado sólido quando uma corrente elétrica passa por uma solução salina do metal. Prata (Ag) se deposita quando utilizamos sal de prata (AgNO 3 ) 1 mol de elétrons deposita 1 mol de prata

100 Rendimento do Processo de eletrólise O Cobre (Cu) se deposita quando utilizamos um sal de cobre (Cu(NO 3 ) 2 ) 2 mols de elétrons depositam 1 mol de cobre

101 Rendimento do Processo de eletrólise A unidade mais comumente usada para expressar a velocidade de fluxo de uma corrente elétrica é o ampère (A), que se refere ao número de coulombs (carga) que passa por um ponto por unidade de tempo. Desta informação podemos tirar que Q(C) = i(a).t(s)

102 Rendimento do Processo de eletrólise Milikan (1909) Carga do elétron 1, C 1 mol de elétrons 6, Assim: 6, , C = 9, C (constante de Faraday) Com isto podemos calcular a quantidade de metal depositado em um processo eletrolítico.

103 Rendimento do Processo de eletrólise Qual a massa de cobre depositada quando um processo eletrolítico é realizado em uma solução de CuSO 4(aq) com uma carga de 9650C? (massa molar Cu: 64g/mol) Um processo eletrolítico onde ocorre oxidação de Zn a Zn 2+, transcorre durante 30min e utiliza uma corrente de 0,53A. Qual a massa de Zn oxidada durante este processo? (massa molar Zn: 65g/mol) Uma peça recebeu um banho de Ag por eletrólise. Sabendo que neste processo Ag + se reduz a Ag e a carga envolvida neste processo foi de 0,01faraday, que massa de prata se depositou sobre a peça? (massa molar Ag: 108g/mol)

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