PRÉ-VESTIBULAR QUÍMICA PROF. EMANUEL

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1 ELETRÓLISE E LEIS DE FARADAY PRÉ-VESTIBULAR QUÍMICA PROF. EMANUEL 1) Segundo as previsões do prof. Labouriau, até 2000, o alumínio e suas ligas suplantariam o ferro, que é mais pesado e mais facilmente oxidável. O alumínio é produzido, industrialmente, a partir da bauxita, um óxido de alumínio hidratado impuro. Após a purificação, a bauxita é convertida em alumina, Al 2 O 3, a qual é fundida e hidrolisada em células que usam ânodos de grafite, C(graf), e vasilhas forradas de aço carbono como cátodo. Esse processo pode ser representado pela equação abaixo. 2) A eletrólise de soluções aquosas de NaCl é de grande interesse industrial, pois permite a obtenção de três insumos importantes: cloro, hidrogênio e hidróxido de sódio. O primeiro é empregado principalmente na produção do PVC (policloreto de vinila); o segundo, na hidrogenação de óleos e gorduras; e o último, principalmente na indústria de papel. Considere que a reação a seguir seja a única que ocorre durante a eletrólise aquosa do NaCl. A seguir, apresentam-se as reações de redução do Al 3+ e, para efeito de comparação, do Fe 2+, e seus respectivos potenciais elétricos padrão (E ). Julgue os itens subsequentes, relativos ao texto e às reações apresentadas. ( ) A quantidade máxima de alumínio que pode ser obtida a partir de g de Al 2 O 3 e de um eletrodo de grafite de 100 g é superior a 400 g. ( ) A maior suscetibilidade do ferro à oxidação, se comparada à do alumínio, citada no texto, pode ser explicada com base no maior potencial elétrico padrão de redução do Fe 2+ em relação ao Al 3+. ( ) Considerando-se que a constante de Coulomb seja igual a C/mol, é correto afirmar que, para se produzir 10 kg de alumínio metálico por hora, a partir da eletrólise da alumina, a corrente elétrica a ser empregada em uma célula deve ser maior que A, assumindo-se um processo 100% eficiente. Gab: E E E Supondo que a constante de Faraday seja igual a C/mol, julgue os itens abaixo: ( ) A partir da eletrólise de uma solução de NaCl, de acordo com a reação apresentada, em uma célula eletrolítica operando a corrente constante, é necessário aplicar uma corrente superior a 40 A para se produzirem 71,0 g de Cl 2 (g) por hora. ( ) Segundo as Leis de Faraday para a eletrólise, a força eletrostática entre os eletrodos será proporcional ao produto das massas de Na e Cl acumuladas em cada eletrodo, dividido pelo quadrado da distância que os separa. ( ) A partir de 10,0 L de uma solução de NaCl 2,0 mol/l, é possível obter mais de g de Cl 2. ( ) Quando a reação apresentada atinge o equilíbrio químico, o processo de eletrólise, inicialmente espontâneo, apresenta uma diferença de potencial positiva. ( ) Na presença de um indicador ácido-base como, por exemplo, a fenolftaleína, é possível concluir que a solução resultante da eletrólise do NaCl será rosa. ( ) O gás hidrogênio produzido será obtido no cátodo, e o gás cloro no ânodo. E E E C C 3) O combustível necessário a viagem de retorno a Terra e um dos grandes desafios dos que propõem a colonização de Marte. Uma opção consiste na conversão do

2 CO 2 da atmosfera de Marte em CH 4 por meio da reação de Sabatier, apresentada a seguir. Por ser um gás muito leve, o H 2 poderia ser facilmente transportado até Marte, ao passo que a água, outro produto da reação, poderia ser eletrolisada, para a produção de oxigênio. A partir das informações acima, e considerando que a constante defaraday seja C/mol, julgue os itens abaixo. ( ) Se a eletrolise da água for realizada com uma corrente constante igual a 10,0 A e a reação apresentar 100% de eficiência, será superior a 5,0 g a quantidade de oxigênio formado no período de uma hora. ( ) A quantidade de CH 4 (g) gerada, por meio da reação de Sabatier, a partir de 1,0 kg de H 2 (g) e igual a 2,0 kg, considerando-se 100% de rendimento. ( ) Na equação química acima o carbono reduz enquanto o hidrogênio oxida. Gab: E C C 4) As baterias de íons lítio (Li-íon) e de lítio-polímero (Li-Po) são as mais empregadas em celulares. Nas baterias Li-íon, os íons Li+ migram do anodo para o catodo através de um eletrólito líquido, muito bem encapsulado em recipiente metálico, o que restringe forma e tamanho do dispositivo. Nas baterias Li-Po, a migração ocorre através de um polímero, uma espécie de eletrólito seco, o que resulta em mais versatilidade de forma e tamanho das baterias. Considerando essas informações e assumindo que, durante a operação de uma bateria Li-íon, a única reação de redução verificada seja a de íons Co +3 a Co +2, julgue os itens que se seguem. ( ) Caso uma bateria Li-íon opere por uma hora, à corrente constante de 5,0 A, será superior a 10,0 g a massa de íons Co3+ reduzidos durante a operação. ( ) Em condições normais de funcionamento, um aparelho celular que consome 50 ma poderá funcionar ininterruptamente por 50 horas, se estiver ligado à bateria Li- Po, mostrada acima. ( ) Os polímeros são materiais constituídos pela união de um número elevado de pequenas moléculas, denominadas monômeros, por meio de interações de van der Waals. C E 5) Pesquisadores brasileiros vêm desenvolvendo uma bateria de sódio 100% nacional, que será o diferencial dos veículos elétricos concebidos pelo Programa Itaipu Binacional. Além de ser três vezes mais leve que a bateria de chumbo, ela é composta por matérias-primas abundantes na natureza e é totalmente reciclável. Na bateria de sódio, o compartimento do catodo é preenchido com níquel metálico, cloreto de sódio e um eletrólito líquido, e o anodo é preenchido com sódio metálico. A reação da célula, na descarga, é 2Na + NiCl 2 2NaCl + Ni. Com base nas informações e na tabela acima, e considerando a constante de Faraday igual a 9, C/mol, julgue os itens. ( ) O potencial elétrico padrão da bateria de sódio é igual a 5,2 V. ( ) No processo de carga de uma bateria de sódio, se ela for alimentada, por 10 horas, por uma corrente de 3,0 A, a quantidade de Na formado pela redução do NaCl será superior a 1,0 mol. Gab: E C 6) As reações de oxirredução podem ter contribuído para o surgimento da vida na Terra, por meio da produção de

3 energia. Atualmente, essas reações desempenham papel fundamental na produção de energia, estando presentes em diversos dispositivos, como, por exemplo, em baterias de marca-passo cardíaco, nas quais são utilizados um eletrodo de lítio e outro de iodo. O funcionamento dessas baterias baseiase em semirreações de redução. Na tabela a seguir, apresentam-se essas semirreações e seus respectivos potenciais padrão de redução (E ). 8) As células a combustível constituem uma importante alternativa para a geração de energia limpa. Quando o combustível utilizado é o hidrogênio, o único produto da reação é o vapor de água. Nesse caso, as semirreações que ocorrem são: H 2 2 H e O H e 2 H 2 O Considerando-se essas informações, é CORRETO afirmar que a equação da reação global do processo descrito é Com relação às informações acima, julgue os itens a seguir. ( ) A reação galvânica que produz energia para a bateria do marca-passo é 2Li(s) + I 2 (s) 2Li + (aq) + 2I - (aq), a qual estabelece diferença de potencial igual a +3,58 V. ( ) Para que a célula da bateria de marca-passo trabalhe no sentido eletrolítico, uma fonte de energia externa deve ser acoplada ao sistema, de tal forma que o Li(s) seja o agente oxidante e, portanto, o fluxo de elétrons ocorra do eletrodo de iodo para o eletrodo de lítio. E 7) A indústria eletroquímica moderna produz atualmente milhões de toneladas de substâncias químicas. A semirreação 2Cl (l) Cl 2 (g) + 2e mostra a formação de cada molécula quando elétrons passam pelo circuito, na eletrólise. A partir dessa informação, é correto afirmar que o tempo necessário para produzir 560 ml de gás cloro (um mol da substância gasosa corresponde a um volume de 22,4 litros) que se forma com passagem de corrente com intensidade igual a 19,3 A, considerando-se a constante de Faraday igual a C, é de a) 8 minutos e 20 segundos. b) 6 minutos e 15 segundos. c) 4 minutos e 10 segundos. d) 2 minutos e 5 segundos a) 2 H + + 1/2 O 2 H 2 O b) 2 H + + 1/2 O 2 + 2e H 2 O c) 1/2 H 2 + 1/2 O 2 + H + + e H 2 O d) H 2 + 1/2 O 2 H 2 O 9) 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) (CuSO 4 ) durante 3 h, empregando-se uma corrente elétrica de intensidade igual a 10A. A massa de cobre puro recuperada é de aproximadamente Dados: Constante de Faraday F = C/mol; Massa molar em g/mol: Cu = 63,5. a) 0,02g. b) 0,04g. c) 2,40g. d) 35,5g.

4 e) 71,0g. 10) A prateação pelo processo galvânico é de grande utilidade, tendo em vista que com um gasto relativamente pequeno consegue-se dar uma perfeita aparência de prata aos objetos tratados. A massa de prata (em gramas), depositada durante a prateação de uma pulseira de bijuteria, na qual foi envolvida uma carga equivalente a 4.825C, corresponde aproximadamente a: a) 54 g b) 27 g c) 10,8 g d) 5,4 g e) 1,08 g 11) A massa de sódio depositada, quando se passa uma corrente de 15 A numa amostra de NaCl fundido durante 20,0 minutos, é: Dado: carga de 1 mol de elétrons = 96500C a) 42,9 g b) 6,62 g c) 4,29 g d) 66,2 g e) 10,9 g 12) A produção industrial de alumínio pela eletrólise da bauxita fundida é um processo industrial que consome grande quantidade de energia elétrica. A semi-reação de redução do alumínio é dada por: Al e- Al Para se produzirem 2,7 g de alumínio metálico, a carga elétrica necessária, em coulombs, é: b) c) d) e) ) Considerando a massa atômica do níquel igual a 59 u, qual a massa de níquel obtida no cátodo a partir de uma solução de cloreto de níquel II, submetida a uma corrente elétrica de 20 A durante 2 horas? Gab: 44,02g 14) Qual o tempo, em horas, durante o qual deverá passar uma corrente de 9,65 A através de uma solução de cloreto de ferro II FeCl 2 para que se depositem 10,08g de ferro metálico? Gab: 1 hora 15) A eletrólise de solução aquosa saturada de cloreto de sódio produz hidróxido de sódio e cloro. Na tabela abaixo, estão relacionadas as massas dessas substâncias produzidas anualmente por três fábricas: Massa (10 3 toneladas) Fábrica NaOH Cl a) Para cada eletrodo, escreva a equação da semi-reação que nele ocorre. Dê também a equação global. b) Com os dados acima é possível verificar a Lei das proporções definidas (Lei de Proust)? Justifique. Dados: M(NaOH) = 40 g/mol e M(Cl 2 ) = 71 g/mol Gab: a) a) 9650

5 b) Como a proporção entre NaOH e Cl2 se mantém constante, pode-se dizer que a lei de Proust é obedecida.