- Durante a eletrólise de uma solução aquosa de NaCl com eletrodos inertes, passa-se uma corrente de
por 2,00 horas. Sabendo que ocorre a formação de gás
no ânodo, determine:
a) O número de mols de
formados.
b) O volume de
(CNTP).
c) A massa de NaOH formada na solução.
(R.: a)
; b)
; c)
)
a) O número de mols de
b) O volume de
c) A massa de NaOH formada na solução.
(R.: a)
Passo 1
O enunciado dá uma eletrólise de solução aquosa de NaCl com eletrodos inertes, em que passa uma corrente elétrica
durante
. Pede-se:
a) o número de mols de formados;
b) o volume desse nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP);
c) a massa de formada na solução.
a) o número de mols de
b) o volume desse
c) a massa de
Informações relevantes dadas ou padrão que usaremos:
- Corrente elétrica:
. - Tempo:
. - No ânodo ocorre a formação de
(reação anódica típica: oxidação de a ). - Constante de Faraday (carga por mol de elétrons):
. - Volume molar nas CNTP (0 °C, 1 atm):
. - Vamos relacionar carga elétrica, número de mols de elétrons e estequiometrias das semi-reações para encontrar as quantidades pedidas.
Passo 2
Cálculo da carga elétrica total que passou pela célula: a relação é
onde
é a carga em coulombs (
),
é a corrente em ampères (
) e
é o tempo em segundos (
). Vou converter o tempo para segundos e aplicar a fórmula.
Passo 3
Converter tempo e calcular
:
Explicação rápida: um ampère é um coulomb por segundo, então multiplicando corrente pelo tempo obtemos a carga total que passou.
Passo 4
Converter carga em número de mols de elétrons: pela definição da constante de Faraday,
onde
é o número de mols de elétrons e
é a constante de Faraday (
). Isto vem da ideia: cada mol de elétrons carrega
coulombs.
Passo 5
Aplicando a fórmula:
Interpretação: passaram aproximadamente
mol de elétrons durante a eletrólise.
Passo 6
Analisar a semi-reação do ânodo (formação de
). A oxidação do íon cloreto é
Isto significa que para cada mol de
formado são liberados
mol de elétrons. Logo, a relação entre mols de elétrons e mols de
é:
Passo 7
Calcular os mols de
:
Explicação didática: como são necessários 2 elétrons para produzir 1 molécula de
(no balanço estequiométrico), dividimos o total de mols de elétrons por 2. Arredondamos para três algarismos significativos, compatível com os dados do enunciado.
Passo 8
Volume de
nas CNTP: usar o volume molar
. A relação é
Assim,
Comentário: o volume molar nas CNTP é um valor tabulado que diz que 1 mol de gás ideal ocupa
nessas condições.
Passo 9
Agora a produção de
na solução: analisar a semi-reação do cátodo em solução aquosa de NaCl. A reação típica de redução da água é
Isto mostra que para cada
mol de elétrons consumidos obtém-se
mol de
, ou seja, em média 1 mol de elétrons corresponde a 1 mol de
. Os íons
presentes permanecem na solução e formam
com os
produzidos. Portanto:
Explicação: cada elétron “gerado” ou “consumido” na semi-reação do cátodo corresponde, de acordo com a estequiometria, a um
formado; esse
associa-se ao
para dar
.
Passo 10
Calcular a massa de
: primeiro o número de mols,
Agora a massa usa a massa molar de
. Tomando uma massa molar aproximada tabelada
(valor usado para o cálculo; pode variar ligeiramente conforme tabelas),
Comentário prático: se usar
o resultado fica
; a pequena diferença vem de arredondamentos e do valor da massa molar adotado. O procedimento em prova é sempre mostrar como se chegou ao número e citar qual massa molar foi usada.
Resposta
a)
b)
c)
b)
c)