Química · 11.ª–12.ª classe

Exercícios resolvidos de pilhas e eletrólise

  • 10 min de leitura
  • 7 exemplos resolvidos
  • 6 exercícios com solução
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Resposta curta

Nos exercícios de pilhas, calcule a fem com E°(cátodo) − E°(ânodo) e escreva o esquema com o ânodo à esquerda. Nos de eletrólise, calcule a carga Q = I × t, os mols de eletrões Q ÷ F e, a partir deles, a massa ou o volume. Abaixo há sete exercícios resolvidos e seis propostos, do nível básico ao de exame.

Resumo da teoria necessária

Antes de resolver, tenha à mão estas ideias. Cada uma tem artigo próprio no MeuGuia, para quem precisar de rever a teoria.

PilhaEletrólise
Reaçãoespontâneanão espontânea (imposta por fonte externa)
Ânodooxidação, polo −oxidação, polo +
Cátodoredução, polo +redução, polo −

Fórmulas essenciais

E°(pilha) = E°(cátodo) − E°(ânodo) (potenciais de redução) Q = I × t n(e-) = Q ÷ F F ≈ 96 500 C/mol n(substância) = n(e-) ÷ z m = n × M Nernst (25 °C): E = E° − (0,059 ÷ n) × log Q

Potenciais padrão de redução usados neste artigo, em volt: Mg2+/Mg −2,37; Al3+/Al −1,66; Zn2+/Zn −0,76; Fe2+/Fe −0,44; Pb2+/Pb −0,13; H+/H2 0,00; Cu2+/Cu +0,34; Ag+/Ag +0,80. Massas molares em g/mol: Zn 65; Cu 63,5; Ag 108; Na 23; Au 197. Volume molar em PTN: 22,4 L/mol.

Estratégia de resolução

  1. Leia o enunciado e decida: é uma pilha (produz corrente) ou uma eletrólise (consome corrente)?
  2. Escreva as semirreações e identifique o ânodo (oxidação) e o cátodo (redução).
  3. Se pede tensão, aplique a fórmula da fem; se pede massa ou tempo, siga Q, n(e-), n(substância), m.
  4. Verifique o resultado: sinal da fem, unidades, tempo em segundos, ordem de grandeza.

Exercícios resolvidos (nível básico)

Exercício 1 — Esquema e fem de uma pilha de zinco e prata

Enunciado: Escreva o esquema, a reação global e a fem padrão da pilha Zn/Ag.

Resolução:

  1. Zinco tem o menor potencial (−0,76 V): ânodo. Prata (+0,80 V): cátodo.
  2. Ânodo: Zn → Zn2+ + 2e-. Cátodo: 2Ag+ + 2e- → 2Ag.
  3. Global: Zn + 2Ag+ → Zn2+ + 2Ag.
  4. E° = 0,80 − (−0,76) = 1,56 V.

Resposta: Zn(s) | Zn2+(aq) || Ag+(aq) | Ag(s); E° = 1,56 V. Verificação: 1,56 − 0,80 = 0,76, que é o módulo do potencial do zinco.

Exercício 2 — Posso guardar a solução de sulfato de cobre num balde de ferro?

Enunciado: Um agricultor quer guardar uma solução de CuSO4 (usada em tratamentos de plantas) num recipiente de ferro. Será boa ideia?

Resolução:

  1. Reação possível: Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu. Fe oxida-se (ânodo), Cu2+ reduz-se (cátodo).
  2. E° = 0,34 − (−0,44) = 0,78 V, positivo.
  3. A reação é espontânea.

Resposta: não é boa ideia: o ferro é atacado e deposita-se cobre na parede do recipiente. Verificação: a fem é positiva, logo a reação ocorre sem ser preciso fornecer energia.

Exercícios resolvidos (nível intermédio)

Exercício 3 — Massas trocadas numa pilha

Enunciado: Numa pilha de Daniell passam 0,30 mol de eletrões pelo circuito. Calcule a massa de zinco consumida e a de cobre depositada.

Resolução:

  1. Zn → Zn2+ + 2e-: n(Zn) = 0,30 ÷ 2 = 0,15 mol; m = 0,15 × 65 = 9,75 g.
  2. Cu2+ + 2e- → Cu: n(Cu) = 0,15 mol; m = 0,15 × 63,5 = 9,525 g.

Resposta: consomem-se 9,75 g de Zn e depositam-se cerca de 9,53 g de Cu. Verificação: os mols são iguais (0,15) porque a razão na equação global é 1 : 1.

Exercício 4 — Produtos da eletrólise de CuCl₂(aq)

Enunciado: Preveja os produtos e escreva a reação global da eletrólise de uma solução de CuCl2 com elétrodos inertes.

Resolução:

  1. Cátodo (−): Cu2+ + 2e- → Cu (o cobre reduz-se mais facilmente do que a água).
  2. Ânodo (+): 2Cl- → Cl2 + 2e-.
  3. Os eletrões trocados (2) já são iguais; somam-se as duas semirreações.

Resposta: Cu2+ + 2Cl- → Cu + Cl2; cobre no cátodo e cloro no ânodo. Verificação: a soma elimina os eletrões e conserva carga e átomos.

Exercício 5 — Tempo de deposição de cobre

Enunciado: Quanto tempo é preciso, com uma corrente de 2,0 A, para depositar 0,635 g de cobre?

Resolução:

  1. n(Cu) = 0,635 ÷ 63,5 = 0,010 mol.
  2. Cu2+ + 2e- → Cu: n(e-) = 0,020 mol.
  3. Q = 0,020 × 96 500 = 1 930 C.
  4. t = 1 930 ÷ 2,0 = 965 s.

Resposta: 965 s (16 min 5 s). Verificação: 2,0 A × 965 s = 1 930 C; 1 930 ÷ 96 500 = 0,020 mol de eletrões.

Exercícios de exame

Exercício 6 — Cubas em série

Enunciado: Duas cubas em série contêm AgNO3 e CuSO4. Na primeira depositam-se 5,4 g de prata, com uma corrente de 2,5 A. Calcule a massa de cobre depositada na segunda e a duração da eletrólise.

Resolução:

  1. n(Ag) = 5,4 ÷ 108 = 0,050 mol; com z = 1, n(e-) = 0,050 mol.
  2. Mesma carga na segunda cuba: n(Cu) = 0,050 ÷ 2 = 0,025 mol.
  3. m(Cu) = 0,025 × 63,5 = 1,5875 g.
  4. Q = 0,050 × 96 500 = 4 825 C; t = 4 825 ÷ 2,5 = 1 930 s.

Resposta: depositam-se cerca de 1,59 g de cobre e a eletrólise dura 1 930 s (32 min 10 s). Verificação: 2,5 × 1 930 = 4 825 C.

Exercício 7 — Gases na eletrólise da água

Enunciado: Numa eletrólise da água passa uma corrente de 2,0 A durante 1 930 s. Calcule os volumes de H2 e de O2 libertados, em PTN.

Resolução:

  1. Q = 2,0 × 1 930 = 3 860 C; n(e-) = 3 860 ÷ 96 500 = 0,040 mol.
  2. Cátodo: 2H+ + 2e- → H2: n(H2) = 0,040 ÷ 2 = 0,020 mol; V = 0,020 × 22,4 = 0,448 L.
  3. Ânodo: 2H2O → O2 + 4H+ + 4e-: n(O2) = 0,040 ÷ 4 = 0,010 mol; V = 0,010 × 22,4 = 0,224 L.

Resposta: 0,448 L de H2 (448 mL) e 0,224 L de O2 (224 mL). Verificação: a razão dos volumes é 0,448 ÷ 0,224 = 2, como na equação 2H2O → 2H2 + O2.

Erros frequentes

  • Subtrair na ordem errada (ânodo menos cátodo) e obter uma fem negativa numa pilha que funciona.
  • Usar minutos na fórmula Q = I × t. O tempo tem de estar em segundos.
  • Esquecer a água na eletrólise de soluções: o sódio, o potássio e o cálcio não se depositam em solução aquosa.
  • Trocar o sinal dos polos ao passar da pilha para a eletrólise.
  • Não dividir pelo z ao passar de mols de eletrões para mols de substância.
  • Arredondar cedo: guarde os valores intermédios e arredonde apenas o resultado final, ao número de algarismos significativos dos dados.

Exercícios propostos com solução

Tente resolver primeiro no caderno; depois confira.

1Exercício 1

Calcule a fem padrão da pilha Mg/Cu.

Ver solução

O cobre é o cátodo (+0,34 V) e o magnésio o ânodo (−2,37 V). E° = 0,34 − (−2,37) = 2,71 V.

2Exercício 2

Escreva o esquema, a reação global e a fem da pilha Al/Ag.

Ver dica

Iguale os eletrões: 3 prata por cada alumínio.

Ver solução

Esquema: Al(s) | Al3+(aq) || Ag+(aq) | Ag(s). Global: Al + 3Ag+ → Al3+ + 3Ag. E° = 0,80 − (−1,66) = 2,46 V.

3Exercício 3

Na eletrólise do NaCl fundido passam 9 650 C. Calcule a massa de sódio e o volume de Cl2 em PTN.

Ver solução

n(e-) = 9 650 ÷ 96 500 = 0,10 mol. n(Na) = 0,10 mol, m = 0,10 × 23 = 2,3 g. n(Cl2) = 0,10 ÷ 2 = 0,050 mol, V = 0,050 × 22,4 = 1,12 L.

4Exercício 4

Quer-se dourar um pendente depositando 1,97 g de ouro a partir de uma solução de Au3+, com uma corrente de 1,5 A. Qual é o tempo necessário?

Ver solução

n(Au) = 1,97 ÷ 197 = 0,010 mol. Au3+ + 3e- → Au: n(e-) = 0,030 mol. Q = 0,030 × 96 500 = 2 895 C. t = 2 895 ÷ 1,5 = 1 930 s.

5Exercício 5

Diga, justificando com a fem, se as reações são espontâneas: (a) Zn + Pb2+ → Zn2+ + Pb; (b) Cu + Zn2+ → Cu2+ + Zn; (c) Ag + Fe2+ → Ag+ + Fe.

Ver solução

(a) Cátodo Pb (−0,13), ânodo Zn (−0,76): E = −0,13 + 0,76 = +0,63 V, espontânea. (b) Cátodo Zn (−0,76), ânodo Cu (+0,34): E = −0,76 − 0,34 = −1,10 V, não espontânea. (c) Cátodo Fe (−0,44), ânodo Ag (+0,80): E = −0,44 − 0,80 = −1,24 V, não espontânea.

6Exercício 6

Calcule a fem da pilha de Daniell para [Zn2+] = 1,0 mol/L e [Cu2+] = 0,0010 mol/L, a 25 °C, com Q = [Zn2+] ÷ [Cu2+]. (Só se o programa incluir Nernst.)

Ver solução

Q = 1,0 ÷ 0,0010 = 1 000; log Q = 3. E = 1,10 − (0,059 ÷ 2) × 3 = 1,10 − 0,0885 = 1,0115 ≈ 1,01 V.

Perguntas frequentes

Como estudar este tema com exercícios?

Resolva primeiro sem consultar a solução, depois compare passo a passo. Alterne entre pilha (fem, esquema) e eletrólise (Faraday). Refaça os que errou, mudando os dados, até acertar sem ajuda.

Que tipo de exercícios saem nos exames?

Em geral: identificar ânodo e cátodo, escrever semirreações e esquema, calcular a fem com uma tabela de potenciais, prever produtos de eletrólise e calcular massa, tempo ou volume com as leis de Faraday. Confirme o formato no programa em vigor.

Onde posso rever a teoria?

Nos artigos do MeuGuia sobre pilha eletroquímica, força eletromotriz, esquema de uma pilha, eletrólise e massa depositada, e no capítulo de Eletroquímica do manual da sua classe.

Preciso de decorar a tabela de potenciais?

Normalmente não: o exame fornece-a. O importante é saber usá-la: o menor potencial de redução é o ânodo, e a fórmula é cátodo menos ânodo.

Resumo

  • Pilha: reação espontânea, produz corrente; eletrólise: corrente força a reação.
  • Em qualquer célula, ânodo = oxidação e cátodo = redução.
  • E°(pilha) = E°(cátodo) − E°(ânodo); positivo significa espontânea.
  • Faraday: Q = I × t, n(e-) = Q ÷ F, depois divida por z e multiplique por M.
  • Converta sempre o tempo para segundos e verifique as unidades.

Onde aprofundar

  • O manual de Química da 11.ª/12.ª classe e o programa oficial (INIDE / Ministério da Educação de Angola) — confirme a edição em vigor.
  • A obra aberta OpenStax Chemistry (em inglês), capítulo de eletroquímica, com problemas adicionais.
  • Provas e exames de anos anteriores, se a sua escola os disponibilizar.

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