Eletrólise

Eletrólise

Aspectos quantitativos

Millikan (à esquerda) descobriu a carga do elétron e, a partir desse e de outros dados colhidos,
Faraday (à direita) criou as leis da eletrólise.

Aspectos quantitativos

1 mol e–

96500 C

1 Faraday

Exemplo 1
Considere uma galvanoplastia em que uma peça foi revestida de prata. Ao final desse processo eletrolítico, a quantidade de carga usada para que os íons Ag+ se reduzissem a Ag foi de 0,05 faraday. Sabendo que a massa molar da prata é igual a 108 g/mol, qual foi a massa de prata depositada nesse processo?
Ag+

+

e–

1 mol
1F
0,05 F

Ag
1 mol
108 g x x = 5,4 g

Exemplo 2
Digamos que estamos efetuando a eletrólise da solução aquosa de sulfato de níquel II (NiSO4), aplicando uma corrente elétrica igual a 0,10 A por 386 segundos. Qual será a massa de níquel que será obtida no cátodo?
Dado: Ni = 58,7 g/mol
0,10 C x Ni2+

+

- 1s
- 386 s

2e–

2 mol
2.96500 C
38,6 C

x = 38,6 C
Ni
1 mol
58,7 g x x = 0,01174 g

Exemplo 3
Temos três cubas eletrolíticas ligadas em série e submetidas a uma corrente de 5 A por um tempo de 32 minutos e 10 segundos. Na primeira cuba, temos uma solução de CuSO4; na segunda, temos uma solução de
FeCl3; e na terceira, temos uma solução de AgNO3.
Determine quais são as massas de cada um dos metais depositadas nos eletrodos das três cubas. (Massas molares:
Cu = 63,5 g/mol, Fe = 56 g/mol, Ag = 108 g/mol).
32 min e 10 s = 1930 s
5C
x

- 1s
- 1930 s

x = 9650 C

Exemplo 3
Cu2+

Fe3+

Ag+

+

2e–

2 mol
2.96500 C
9650 C
+
3e–

3 mol
3.96500 C
9650 C
+
e–

1 mol
96500 C
9650 C

Cu
1 mol
63,5 g x Fe
1 mol
56 g x Ag
1 mol
108 g x x = 3,175 g

x = 1,867 g

x = 10,8 g