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QUÍMICA IVAULAS 28 E 30:
ELETRÓLISE
EXERCÍCIOS PROPOSTOSANUAL
VOLUME 6
OSG.: 101090/16
01. A eletrólise de uma solução aquosa de NaC� gera, no cátodo, gás hidrogênio, no ânodo gás cloro e na cuba uma solução de NaOH.
Resposta: C
02.
Na e Na
C Cede e
+ − −
− −
+ → ( )→ + ( )
1
12 1
0
2
Recebe 1e
C 1e� �
Resposta: E
03. Zn → Zn2+ + 2e–
↓ ↓1 mol 2 mols
↓ ↓ 65 g ––––––– 2 × 96500 C
∆m ––––––– 1930 C
∆m = 0,65 g
Resposta: D
04. Cátodo:
Na e NaouH e H
o+ −
+ −
+ →
+ →
1
2 2 2
( gnea)
(Aquosa)
Í
Ânodo:{2C�– + 2e– + C�
2 (Íngea ou aquosa)
Resposta: E
05. A massa de ouro produzida nesse processo é igual a própria massa molar do ouro, ou seja, 197 g.
Resposta: D
06. Cálculo da carga (Q) que passa pelo circuito = 0,52 × 193000/52 = 1930 CCálculo do tempo (T) = Q/i = 1930/15,2 = 127 s ou 2 min
Resposta: B
07. Cálculo da carga:Q = i · t = 3,5 · 35 · 60 = 7350 CCálculo da massa de ouro depositada:Au3+ + 3e → Au3 mol de elétrons → 1 mol de ouro3 · 96500 C → 197 g 7350 C → m
m = 5 g
Resposta: B
08. Em uma solução aquosa de sulfato de lítio encontram-se as seguintes espécies:Li+, H+, SO
42–, OH– e H
2O
Levando em conta a ordem de prioridade de descarga, ocorrem as seguintes reações nos dois eletrodos:Catodo (–): 2H
2O + 2e → H
2 + 2OH–
Anodo (+): H2O → 2H+ + 1/2O
2 + 2e
No fi nal temos a produção de gás hidrogênio no cátodo e gás oxigênio no ânodo.
Resposta: D
OSG.: 101090/16
Resolução – Química IV
09. De acordo com a semirreação catódica: Ag+ + 1e → Ag é possível afi rmar que:Massa de prata depositada = 100 × 108 = 10800 gCusto = 10800 × $2,10 = $22.680
Resposta: A
10.
A e A
C gC m
m
o
� �3
10
3
3 965 00 27965 30 24 36 00
30 24
+ −+ →↓ ↓
×× × ×
= ×
——–——( ) —
×× ×
= ≅→
→{ ⇒ =
36 27
3233 280 0 233
1 0 233150
34
m g ton
cuba toncubas m
m
. ,
,,995 ton
Resposta: A
11. O esquema I corresponde a uma pilha (espontânea) e o II corresponde a uma eletrólise (não espontânea). Na eletrólise há conservação de energia elétrica em energia química, enquanto na pilha ocorre o contrário. Todas as reações que se processam nos dois dispositivos são do tipo redox.
Resposta: D
12.
Ag NOAgOH ou H O
oAg e Ag
OH e H O
aq
O
32
2 2
1
2 2 12
( )
:
:
+
−
+ −
− −°
− + →
⊕ → + +
○
De acordo com a estequiometria: VH3 = 2 × VO
2
1 mol O2 nas CNTP (32 g) → 22,4 L
(8 g) → VO2
V L V LO H2 25 6 11 2= → =, ,
Resposta: E
13.
Ag NOAgOH ou H O
oAg e Ag
oOH e H O O
aq32
2 2
1
2 2 12
( )
:
:
+
−
+ −
− −
− + →
⊕ → + +
○
Substâncias produzidas: AgO2
{
Resposta: C
14. A) Falsa. A��(no cátodo) e O
2 (no ânodo).
B) Verdadeira. Bauxita é rica em A�2O
3.
C) Verdadeira. Reação de deslocamento espontânea.D) Verdadeira. É um metal.E) Verdadeira. Passivação é um processo redox espontâneo onde o metal é protegido da corrosão por uma película de óxido do
próprio metal.
Resposta: A
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Resolução – Química IV
15. A) Verdadeira. Eletrólise ígnea exige que o composto iônico seja fundido.B) Verdadeira. C�– → C�
2 processo de oxidação.
C) Verdadeira. k+ → k processo de redução.D) Falsa. k é altamente reativo em meio aquoso (k + H
2O → kOH + 1/2H
2).
E) Verdadeira. Cu + C�2 → CuC�
2.
Resposta: D
16. Eletrólise em série: Carga que passa na primeira cuba = carga que passa na segunda cuba.Na primeira cuba: Q = 0,0686 × 2/63,5 = 0,0022FNa segunda cuba: Massa de ouro = 0,0022 × 197/3 = 0,140 g
Resposta: A
17. Se 20 kWh produzem 1 kg A�200 kWh produzem 10 kg A��
Assim, o consumo mensal é 100 kWh, com 200 kWh dá para manter funcionando durante 2 meses.
Resposta: B
18. (
°
Cu2+ + 2e– → Cu
2F → 63,5g custo: 2
63 50 031
Fg,
,=
(
°(Ni2+ + 2e– → Ni
2F → 59 g custo: 2
590 034
Fg
= ,
(
°(Cr3+ + 3e– → Cr
3F → 52 g custo: 3
520 050
Fg
= ,
Conclusão: Cu < Ni < Cr.
Resposta: C
19.
AgNoAgNO e sal cujoc tion x m
3 3
+− +
á é
1ª Célula: 2ª Célula:
Ag e Ag
F gq g
q F
+ + − →
∴ ={1
1 1081 08
0 01
� �—— ,
,
X m me x+ + →→
→∴ ≅ → = +
−
�m F g
F gm Nox197
0 01 0 6573 3
, ,
Resposta: D
20. Cálculo da carga = 150 × 10–3 × 2 × 60 = 18 CCálculo do número de elétrons = 18/1,6 × 10–19 = 11,25 × 1019 = 1,12 × 1020 elétrons.
Resposta: B
21. Área do cubo = 1 cm2
Altura da película de Ag = 5 ·10–4 cm
i = 1 A
dAg
= 10,5 g/cm3
MAg
= 108 g/mol
1 F = 105C/mol
∆T = ?
OSG.: 101090/16
Resolução – Química IV
1° Passo: Cálculo da MAg
MAg
= dAg
· VAg
= 10 5
5 103
4 3, gcm
cm⋅ ⋅ − ⇒ MAg
= 52,5 · 10–4g
2° passo: Cálculo da carga que passou pelo circuito:
Semireação: (
°(Ag+ + 1e– → Ag
↓ ↓
10 10852 5 10
5
4C gq g
—— , ⋅ −
q C q i t t s= ≅ → = ⋅ ⇒ = =525108
4 864 86
14 86,
,,∆ ∆
Resposta: E
22. A anodização tem como objetivo aumentar a espessura da camada passivadora, e com isso torna o alumínio, por exemplo, mais resistente à corrosão. Nesse processo eletrolítico, o alumínio funciona como ânodo. O fluxo de elétrons é em direção ao cátodo.
Resposta: B
23. I. Falsa. A eletrodeposição é feita por eletrólise, logo não é espontânea.II. Falsa. O Zinco é metal de sacrifício ou ânodo de sacrifício.III. Verdadeira. De acordo com a lei de Faraday, a massa de uma substância eletrodepositada é diretamente proporcional à carga que
passa pelo circuito.
Resposta: E
24. 3 mol e– → mol A�↓ ↓↓ ↓
⋅ = ⋅{3 96500 272 7
28 950––––––––
gq g
q C,
Resposta: B
25. (
°(Ni2+ + 2e– → Ni Q i t
Q
Q C
= ⋅
= ⋅ ⋅
=
50 10 193
9 65
3
,
2 mol → 1 mol
↓ ↓
2 96500 599 65
⋅{ C gC m
––––––––,
m mg= 2 95,
Resposta: C
26. Ocorre simplesmente a eletrólise da água:
H O H O2 2 212
→ +
Para cada 2 mols e– → 1 mol H2
↓ ↓
2 96500 22 49650
22
112⋅
∴
=
C LC VH
V LH
——
,,
De acordo com a estequiometria da reação:
V VO VOL
LH2 2112
20 56
2 2= ⇒ = =,
,
Resposta: D
OSG.: 101090/16
Resolução – Química IV
27. (
°(Ag+ + 1e– → Ag
96500 1084825
5 4
C gC m
m g
——{
= ,
Resposta: D
28. Aplica-se a Lei de Faraday na estequiometria dessa eletrólise, para o cálculo do volume de gás cloro produzido.
Resposta: C
29. Cálculo da carga = 48250 CCálculo do nox = 48250 × 207/96500 × 25,875 = 4
Resposta: D
30.
Cu2+
0,64 g x
Ag+
Cu e CuF gq g
q F
Ag e Ag
F g m
2 0
0
22 63 5
0 640 02
1
1 108 2
+ −
+ −
+ →
{ ∴ =
+ →∴ =
— ,— ,
,
— ,,
, —
17
0 02
g
F m
Resposta: E
Raul: 11/05/16 – Rev.: LSS10109016 - pro - Aulas 28 a 30 - Eletrólise