quimica biologica

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Química
Eletroquímica
Profa Luciana Moreno
1
Saúde
Química Biológica
Eletroquímica
2
é o fluxo de elétrons que transitam por um material condutor. Esse fluxo de elétrons realiza certo trabalho, como acender uma lâmpada, movimentar um motor, etc.
Definições
Queda d’água
Vapor
combustíveis
Reações de oxi-redução
Pilhas e baterias: energia elétrica “transportável”
Produzem pequenas quantidades
5
Eletroquímica – transferência de elétrons
Energia química Energia elétrica
 processo espontâneo - Pilha ou célula galvânica
 (pilhas e baterias)
Energia elétrica Energia química
 processo não espontâneo - Eletrólise
(fabricação de alumínio, cloro, hidróxido de sódio, purificação 
de cobre e eletrodeposição)
 
Oxidação: perda de elétrons ( aumento de Nox) 
Redução: ganho de elétrons ( diminuição de Nox)
Reação de oxi-redução: há transferência de elétrons
Perdeu 1 elétron
oxidou
Ganhou 1 elétron
reduziu
Reações de oxi-redução
Agente oxidante: provoca a OXIDAÇÃO (e se reduz)
Agente redutor: provoca a REDUÇÃO (e se oxida)
Reações de oxi-redução
POR
GRO
Perde elétrons
Oxida
Agente Redutor
Ganha elétrons
Reduz
Agente Oxidante
8
Para algumas reações, a mudança do NOX não é tão evidente.
Regras para assinalar os números de oxidação:
O somatório dos números de oxidação deve ser a carga da molécula (0) ou do íon.
Os átomos de elementos livres têm NOX zero (ex: Fe, Zn, H2, O2, Cl2).
Metais dos grupos 1A, 2A e o Al, têm NOX +1, +2 e +3, respectivamente.
H e F em compostos têm NOX +1 e -1, respectivamente.
Oxigênio em compostos tem NOX -2 (ex: H2O). Exceção em peróxidos (ex: H2O2).
Geralmente, elementos do grupo 7A, 6A e 5A têm NOX -1, -2 e -3, respectivamente. 
9
Zn(s)  2 HCl(aq)  ZnCl2(aq)  H2(g)
Exemplo de reação de oxi-redução
11
Qual o NOX dos elementos nos compostos abaixo:
NO2
NaCl
Au
CuO
KMnO4
HSO4 
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A bateria de níquel-cádmio (NiCd) emprega a seguinte reação redox para gerar eletricidade: Cd(s)  NiO2(s)  2H2O(l)  Cd(OH)2(s)  Ni(OH)2(s). Identifique as substâncias que são oxidadas e reduzidas e indique os agentes oxidante e redutor.
Cd: sofre oxidação  agente redutor
NiO2: sofre redução agente oxidante
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Identifique as substâncias que são oxidadas e reduzidas e indique os agentes oxidante e redutor.
Al: sofre oxidação  agente redutor
MnO4  : sofre redução agente oxidante
Uma vantagem das reações de oxirredução espontâneas é que podem ser usadas para gerar eletricidade. Para isso basta montar um aparato denominado PILHA.
Pilhas são dispositivos eletroquímicos que transformam reações químicas em energia elétrica.
 
15
Células Voltaicas- Pilhas
A energia liberada numa reação redox espontânea pode ser usada para realizar um trabalho elétrico.
Esta tarefa é realizada através de uma pilha voltaica (ou galvânica), um dispositivo no qual a transferência de elétrons ocorre através de uma via externa, em vez de diretamente entre os reagentes presentes no mesmo recipiente de reação.
Exemplo de uma reação redox espontânea:
Quando uma placa de zinco (Zn) é colocada em uma solução contendo íons Cu2. A medida que a reação ocorre, a coloração azul dos íons diminui e o cobre metálico (Cuo) se deposita na superfície do zinco. Ao mesmo tempo, o Zn começa a se dissolver (passa a Zn 2). Estas transformações são sumarizadas pela equação:
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Átomos de
Zn metálico
Íons Cu2 em
solução
Átomos de
Cu metálico
Íons Zn2 em
solução
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Pilha de Daniell
Eletrodo de zinco
Eletrodo de cobre
ZnSO4
CuSO4
Zn (S)
+
Zn+2(aq)
Zn(s) → Zn +2(aq) + 2 e
 Equilibrio dinâmico
Zn +2(aq) + 2 e → Zn(s)
+
Cu+2(aq)
Cu (S)
Cu(s) → Cu +2(aq) + 2 e
 Equilibrio dinâmico
Cu +2(aq) + 2 e → Cu(s)
Soluções em contato através de disco de vidro poroso
Nomenclatura Eletroquímica 
ELETRODOS: São as partes metálicas que estão em contato com a solução dentro de uma célula eletroquímica.
ANODO (polo negativo): eletrodo onde há “geração de elétrons”
CATODO (polo positivo): eletrodo que recebe os elétrons
ELETRÓLITOS: soluções que CONDUZEM a corrente elétrica.
CÉLULA ELETROQUÍMICA: Todo sistema formado por um circuito externo que conduza a corrente elétrica e interligue dois eletrodos que estejam separados e mergulhados num eletrólito.
Ddp: diferença de potencial: “força” que move os elétrons de um polo a outro. É medida em volts (V).
Funcionamento da pilha de Daniell
Funcionamento da pilha de Daniell
ANODO (polo negativo)
CATODO (polo positivo)
Compartimento do anodo
(ocorre oxidação)
Compartimento do catodo
(ocorre redução)
Catodo
Anodo
Fluxo de elétrons
Barreira porosa ou
ponte salina
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 ↓ Placa de zinco
 ↑ [Zn +2]
↑ Placa de cobre
 ↓ [Cu +2]
Ponte salina – permite a 
 migração de íons - carga +
 e – em equilíbrio.
- Pilha de cobre e zinco, com 
KCl na ponte salina
Migração de Cl-1 para eletrodo Zn 
– aumento de íons Zn+2
Migração de K+1 para eletrodo Cu
– diminuição de íons Cu+2
4-
5-
Quais são as alternativas corretas?
6-
Pilha de Leclanché
Pilha Alcalina
Pilha de mercúrio
Pilha de Níquel Cadmio
Baterias
SABENDO MAIS...
Depois que a pilha comum para de funcionar (descarrega) ela pode ser recarregada e voltar a funcionar novamente?
Não, ela volta a funcionar durante algum tempo, porque a baixa temperatura faz com que o gás amônia seja removido, o que não significa que ela foi recarregada. 
Não. Porque a pilha de Leclanché não é recarregável (semi-reação de redução irreversível). A pilha cessa seu funcionamento quando todo o dióxido de manganês é consumido.
Se colocarmos uma pilha gasta na geladeira ela é recarregada?
Será que a pilha comum dura mais se intercalar períodos de uso e de repouso?
SABENDO MAIS...
Sim. Pois ao utilizar continuamente a pilha, os gases formados: hidrogênio e gás amônia impedem o fluxo de cargas elétricas fazendo com que a corrente caia. Retirando a pilha do aparelho, após um certo tempo ela irá funcionar, pois as bolhas gasosas formadas serão desfeitas.
37
Fem de Pilhas
Os processos químicos que constituem qualquer célula voltaica são espontâneos.
Pode-se comparar o fluxo de elétrons numa célula voltaica ao fluxo de água numa queda d’água. A água flui espontaneamente por causa da diferença na energia potencial. Igualmente, os elétrons fluem do anodo para o catodo devido à diferença de energia potencial.
Catodo
Anodo
Alta energia
potencial
Baixa energia
potencial
Fluxo de elétrons
↑ potencial padrão de redução-
diminui a capacidade de doar elétrons
↑ potencial padrão de oxidação-
diminui a capacidade de receber elétrons
Fatores que influenciam a DDP
Natureza dos metais que formam a pilha
A temperatura da pilha
Eletrodo Padrão de hidrogênio
Para determinar a força eletromotriz dos eletrodos metálicos, utilizamos o eletrodo padrão de hidrogênio.
Como sabemos o hidrogênio é um gás, para conduzir a corrente elétrica utilizamos um eletrodo inerte de platina
O hidrogênio fica detido na superfície da platina.
41
Reação espontâneo – eletrodo mais reativo para o menos reativo
Força eletromotriz > 0
Ecel  Ered (catodo)  Ered (anodo)
Ecel  Eoxi (anodo)  E oxi (catodo)
42
Potenciais-padrão de redução em água a 25 C
Semi-reação de redução
Ered
Aumenta a capacidade de reeber elétrons
Aumenta a capacidade de doar elétrons
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7- Um célula voltaica é baseada nas seguintes semi-reações:
In(aq)  In3(aq)  2e
Br2 (l)  2e  2Br (aq)
A fem padrão para essa célula é 1,46 V. Usando os dados da tabela anterior, calcule Ered para a redução de In3 a In.
Oxidação  anodo
Redução  catodo
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8- Usando os potenciais-padrão de redução da tabela anterior, calcule a fem padrão para a célula voltaica da seguinte reação:
Cr2O7 2(aq)  14H (aq)  6I (aq)  2Cr3(aq)  3I2(s)  7H2O (l)
Cr2O7 2(aq)  14H  (aq)  6e  2Cr3(aq)  7H2O (l)
6I (aq)  3I2 (s)  6e 
Oxidação  anodo
Redução  catodo
Como o potencial elétrico mede a energia potencial por carga elétrica, os
potenciais-padrão de redução são propriedades intensivas  não variam
com o coeficiente estequiométrico.
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9- Usando os potenciais-padrão de redução da tabela anterior, calcule a fem padrão para a célula voltaica da seguinte reação:
2Al (s)  3I2 (s)  2Al3(aq)  6I (aq)
2Al (s)  2Al3(aq)  6e
3I2 (s)  6e  6I (aq)
Oxidação  anodo
Redução  catodo
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10- Considere os potenciais-padrão de redução abaixo:
Ce4(aq)  e  Ce3(aq) 	Ered  1,61 V
Sn4(aq)  2e  Sn2(aq) 	Ered  0,15 V
Escreva a reação global para uma célula voltaica e calcule Ecel.
Ce4(aq)  e  Ce3(aq) 	Ered  1,61 V
Oxidação  anodo
Redução  catodo
Numa reação espontânea, a reação de redução será aquela que apresentar o maior potencial-padrão de redução. A outra será reação de oxidação (inverte tudo).
Sn2(aq)  Sn4(aq)  2e 	“Eox” 0,15 V
É preciso igualar o número de elétrons
2Ce4(aq)  2e  2Ce3(aq) 	Ered  1,61 V
2Ce4(aq)  Sn2(aq)  2Ce3(aq)  Sn4(aq) Ecel  1,46 V
 2
47
11- Considere os potenciais-padrão de redução abaixo:
Ag(aq)  e  Ag(s) 	Ered  0,80 V
Ni2(aq)  2e  Ni(s) 	Ered  0,25 V
Escreva a reação global para uma célula voltaica e calcule Ecel.
Ag(aq)  e  Ag(s)		Ered  0,80 V
Oxidação  anodo
Redução  catodo
Ni(s)  Ni2(aq)  2e 		“E oxi” 0,25 V
É preciso igualar o número de elétrons
2Ag(aq)  2e  2Ag(s) 	“Eoxi” 0,80 V
2Ag(aq)  Ni(s)  2Ag(s)  Ni2(aq) Ecel  1,05 V
 2
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12- Considere os potenciais-padrão de redução abaixo:
Fe2(aq)  2e  Fe(s)		Ered  0,44 V
Mg2(aq)  2e  Mg(s)		Ered  2,37 V
Sabendo que os íons estão numa solução cuja concentração é de 1,0 mol/L, escreva a reação global para uma célula voltaica, faça a representação esquemática da célula e calcule Ecel.
Fe2(aq)  2e  Fe(s)				0,44 V
Mg(s)  Mg2(aq)  2e 		2,37 V
Redução: maior Ered 
Oxidação: menor Ered 
Oxidação  anodo
Redução  catodo
Mg(s)  Fe2(aq) Mg2(aq)  Fe(s)		1,93 V
Mg(s)/Mg2(aq, 1,0 mol/L) // Fe2(aq, 1,0 mol/L)/Fe(s)
3Fe2(aq)  6e  3Fe(s)				0,44 V
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13- Considere os potenciais-padrão de redução abaixo:
Fe2(aq)  2e  Fe(s)		Ered  0,44 V
Al3(aq)  3e  Al(s)		Ered  1,66 V
Sabendo que os íons estão numa solução cuja concentração é de 1,0 mol/L, escreva a reação global para uma célula voltaica, faça a representação esquemática da célula e calcule Ecel.
Fe2(aq)  2e  Fe(s)				0,44 V
Al(s)  Al3(aq)  3e 				1,66 V
2Al(s)  3Fe2(aq) 2Al3(aq)  3Fe(s)			1,22 V
Al(s)/Al3(aq, 1,0 mol/L) // Fe2(aq, 1,0 mol/L)/Fe(s)
 3
 2
2Al(s)  2Al3(aq)  6e 				1,66 V
2Au3(aq)  6e  2Au(s)				 1,50 V
50
14- Considere os potenciais-padrão de redução abaixo:
Co2(aq)  2e  Co(s)		Ered  0,28 V
Au3(aq)  3e  Au(s)		Ered  1,50 V
Sabendo que os íons estão numa solução cuja concentração é de 1,0 mol/L, escreva a reação global para uma célula voltaica, faça a representação esquemática da célula e calcule Ecel.
Au3(aq)  3e  Au(s)				1,50 V
Co(s)  Co2(aq)  2e 				0,28 V
3Co(s)  2Au3(aq) 3Co2(aq)  2Au(s)		1,78 V
Co(s)/Co2(aq, 1,0 mol/L) // Au3(aq, 1,0 mol/L)/Au(s)
 2
 3
3Co(s)  3Co2(aq)  6e 				 0,28 V
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Energia Livre e Reações Redox
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15- Empregue os valores de potenciais-padrão tabelados para determinar se as reações abaixo são espontâneas sob condições padrão.
Cu(s)  2 H(aq)  Cu2(aq)  H2 (g)
Cl2 (g)  2 I (aq)  2 Cl (aq)  I2 (s)
a)
b)
53
Corrosão
As reações de corrosão são reações redox espontâneas em que um metal é atacado por uma substância de seu ambiente, sendo convertido em produto indesejado.
Para quase todos os metais, a oxidação é um processo termodinamicamente favorável no ar, à temperatura ambiente.
Quando a oxidação de um objeto metálico não é inibida, pode causar a destruição do objeto.
A oxidação pode formar uma camada de óxido isolante que protege o metal de oxidação adicional.
Ex: a oxidação do alumínio (Al) forma uma camada protetora de óxido de alumínio na superfície do metal que é impermeável ao O2 e a H2O.
O magnésio metálico (Mg) é protegido de forma similar, bem como algumas ligas metálicas, por exemplo, o aço inoxidável. 
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Corrosão do Ferro
A corrosão do ferro causa um impacto econômico significativo  cerca de 20% do ferro produzido anualmente nos EUA é empregado para repor objetos de ferro descartados por causa da ferrugem.
A corrosão do ferro requer tanto O2 quanto H2O. Pode ser acelerada por outros fatores, como pH: presença de sais e contato com outros metais menos oxidáveis.
Catodo: O2(aq)  4H(aq)  4e  2H2O(l) 	Eored  1,23 V
Anodo: Fe(s)  Fe2 (aq)  2e				Eored  0,44 V
Fe oxidado na região
anôdica do metal
Elétrons da oxidação da
ferro migram para a
região catódica
Fe2 oxidado a Fe3,
forma ferrugem (Fe2O3)
O2 reduzido na
região catódica
Gota d’água
55
Prevenção da Corrosão do Ferro
Ferro é comumente revestido por uma camada de tinta ou por outo metal como estanho (Sn) ou zinco (Zn) para proteger sua superfície contra a corrosão.
A proteção com tinta ou Sn é simplesmente uma forma de prevenir que o O2 e a H2O entra em contato com a superfície do metal. Uma vez que o revestimento é rompido, a corrosão terá início.
Ferro galvanizado, Fe revestido com uma fina camada de Zn, usa o princípio de eletroquímica para proteger o Fe da corrosão, mesmo depois que a camada de revestimento seja rompida.
Fe2 (aq)  2e  Fe (s) 		Eored  0,44 V
Zn2 (aq)  2e  Zn (s)		Eored  0,76 V
Mais facilmente oxidado
Mais facilmente reduzido
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Proteção catódica do ferro
O metal (anodo) de sacrifício deverá ter maior potencial de corrosão que o ferro, ou seja, maior tendência a sofrer oxidação (menor Eored).
Ag(aq)  e  Ag(s) 	 0,799 V
Cu2(aq)  2e  Cu(s)	 0,337 V
Pb2(aq)  2e  Pb(s)	 0,126 V
Fe2(aq)  2e  Fe(s)	 0,440 V
Cr3(aq)  3e  Cr(s)	 0,740 V
Zn2(aq)  2e  Zn(s)	 0,763 V
Mn2(aq)  2e  Mn(s)	 1,18 V
Mg2(aq)  2e  Mg(s)	 2,37 V
Ered 
O mais eficiente dentre esses
57
Proteção catódica de um cano de ferro para água
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Eletrólise
Células voltaicas são baseadas em reações redox espontâneas que geram uma corrente elétrica.
Porém, é possível usar a corrente para causar uma reação redox não-espontânea. 
Processos que empregam uma fonte externa de energia elétrica são chamadas de reações de eletrólise e ocorrem em células eletrolíticas.
Uma células eletrolítica consiste de dois eletrodos em uma solução ou em sal fundido.
Uma bateria ou outra fonte de energia elétrica atua como uma bomba de elétrons. Tal como nas células voltaicas, o eletrodo no qual ocorre a redução é chamado o catodo, o eletrodo e no qual ocorre a oxidação é chamado o anodo.
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Anodo
Catodo
Fonte elétrica
NaCl fundido
Célula eletrolítica
60
 Para efetuar o processo de eletrólise 
 
 íons livres no sistema 
Fusão de uma 
substância 
iônica
Dissociação ou ionização
de certas substâncias em
meio aquoso
Obter substâncias que não são encontradas na natureza
Cloro, iodo, soda cáustica e outros 
61
Eletrólise ígnea 
Obtenção de metais IA, IIA, Al e VIIA na forma de substâncias simples 
2 Na(s) + 1 Cl2 (g) → 2 NaCl (s) ∆H= - 642,4 Kj/mol
Processo espontâneo – libera energia
Para inverter esse processo
passagem de um estado de maior estabilidade (substância iônica) para outro 
menos energético (mais energético)
 2NaCl (l) → 2 Na(s) + Cl2 (g) ∆H = + 642,4 Kj/mol 
eletrólise ígnea → fase líquida na ausência de água
62
Célula ou cuba eletrolítica
suporta altas temperaturas
Dois eletrodos inertes (grafita ou platina)
Ânodo – ligado ao 
polo positivodo gerador
(oxidação)
cátodo – ligado ao 
polo negativo do gerador
(redução)
Na+(l) + 1e → Na (s)
Depositado na superfície do cátodo, 
recolhido em um reservatório
2 Cl- (l) → 2 e + Cl2 (g)
Borbulha no ânodo, recolhido
Em um tubo de vidro
2NaCl (l) → 2 Na +(l) + 2 Cl- (l) 
2 Na+(l) + 2e → 2 Na (s) 
2 Cl- (l) → 2 e + Cl2 (g)
2NaCl (l) → 2 Na(s) + Cl2 (g) 
∆E=-4,07 não é espontâneo
63
Eletrólise em meio aquoso
 - temperaturas mais baixas 
MgCl2 (s) ↔ Mg+2 (aq) + 2Cl- (aq)
2 H2O(l) ↔ H3O+ (aq) + OH-(aq)
Quanto mais reativo (eletropositivo) for o metal, maior será sua força para doar 
elétrons e menos a aceitação para receber.
Au +3 > Pt +2 > Hg +2 > Ag +1 > Cu +2 > Ni +2 > Cd +2 > Pb +2 > Fe +2 > Zn +2 > Mn +2 > H3O+ > Al +3 > 
Mg +2> Na + > Ca +2 > Ba+2 > Ba +2> K +> Li + > Cs + 
Descarga de cátions
Quanto maior a eletronegatividade do ânion, maior a tendência de atrair 
elétrons e menor sua capacidade de doar
Ânions não oxigenados e HSO4- > OH- > ânions oxigenados e F-
 
64
Eletrólise – NaCl em H2O
Ânions – Cl- e OH- OH- é mais reativo – Cl - descarrega primeiro no ânodo.
Cátions – Na+ e H3O+ Na + é mais reativo - H3O+ descarrega primeiro no cátodo.
2 NaCl (aq) → 2 Na+ (aq) + 2 Cl- (aq)
4 H2O (l) → 2 H3O+ (aq) + 2 OH- (aq)
2 Cl- (aq) → Cl2 (g) + 2e
2 H3O+ + 2e → 2 H2O (l) + H2(g) 
2 NaCl (aq) + 2 H2O(l) → H2 (g) + Cl2 (g) + 2 Na+(aq) + 2 OH- (aq)
Anodo de
níquel
Objeto de aço
Fonte elétrica
Anodo
Catodo
65
Galvanoplastia
Na galvanoplastia, emprega-se a eletrólise para depositar uma fina camada de um metal (eletrodo) em outro metal a fim de melhorar a beleza ou a resistência à corrosão.
Exemplos incluem a galvanização de níquel ou cromo sobre aço e galvanoplastia de um metal precioso como a prata para um menos caro.
Reações que podem ocorrer no anodo:
Porém, quanto menor o Eored, mais fácil
ocorre a oxidação.
2H2O(l)  O2(aq)  4H(aq)  4e	Eored  1,23 V
Ni (s)  Ni2 (aq)  2e		Eored  0,28 V
Reações que podem ocorrer no catodo:
Porém, quanto maior o Eored, mais fácil
ocorre a redução.
2H2O(l)  2e  H2(g)  2OH(aq) 	Eored  0,83 V
Ni2 (aq)  2e  Ni (s)	 	Eored  0,28 V
66
Refino do Cobre
No anodo:
Cu(s)  Cu2(aq)  2e
No catodo:
Cu2(aq)  2e  Cu(s)
Solução de CuSO4 (Cu+2)
67
Estequiometria da Eletrólise
Primeira Lei de Faraday
A massa (m) de uma substância que é depositada numa eletrólise é diretamente proporcional à carga (Q) que atravessa o circuito.
Como a carga (Q) que percorre o circuito é o produto da intensidade da corrente elétrica em ampères (A) pelo tempo da passagem da corrente elétrica em segundos (s), a equação pode ser reescrita como:
68
Segunda Lei de Faraday
A massa (m) de uma substância que é depositada numa eletrólise é diretamente proporcional ao equivalente-grama (E) dessa substância.
Assim, associando as duas leis:
Para qualquer substância, quando a massa eletrolisada (m) é igual ao equivalente-grama (E), a carga elétrica que atravessa o circuito é igual a 96.500 C. Substituindo os valores:
Para um cátion MX:
69
Uma solução aquosa de íons Cu2 é eletrolisada em uma célula eletrolítica de eletrodos inertes durante 90 minutos por uma corrente de 5,0 A. Qual a quantidade de Cu metálico produzida? (MACu  63,5 g/mol)
70
Uma solução aquosa de íons Ag é eletrolisada em uma célula eletrolítica de eletrodos inertes durante 1 h por uma corrente de 10 A. Qual a quantidade de Ag metálico produzida? (MAAg  108 g/mol)
71
Numa célula eletrolítica, contendo solução aquosa de nitrato de prata (AgNO3), flui uma corrente elétrica de 5,0 A durante meia hora. Quantos gramas de prata metálica são obtidos? (MAAg  108 g/mol)
72
Calcule a massa de alumínio produzida em 1,00 h pela eletrólise de AlCl3 fundido se a corrente elétrica é de 10,0 A. (MAAl  27 g/mol)
73
A semi-reação de formação do magnésio metálico com a eletrólise de MgCl2 fundido é: Mg2(aq)  2e  Mg(s). Responda: a) Qual a massa de Mg formada com a passagem de uma corrente de 60,0 A por um período de 4,00 103 s? b) Quantos segundos seriam necessários para produzir 50,0 g de magnésio se acorrente for de 100 A? (MAMg  24,3 g/mol)
a)
b)
74
Cubas eletrolíticas ligadas em série, realizam depósitos proporcionais aos equivalentes químicos das espécies depositadas. Duas cubas eletrolíticas ligadas em série contêm, respectivamente, solução aquosa de Cu+2 e solução aquosa de Au+. Após a passagem de uma corrente elétrica I durante um tempo t, foi obtido um depósito de 20 g de cobre na primeira cuba. Determine quantos gramas de ouro se depositaram na segunda cuba. Dados: (MACu  63,5 g/mol e MAAu  197 g/mol) 
1ª Cuba
2ª Cuba