Leis de Faraday
Gaiola de Faraday
Num corpo neutro, as cargas elétricas positivas e negativas distribuem-se pelo corpo.
Se eletrizarmos o corpo, as cargas em excesso repelem-se mutuamente e concentram-se na periferia do corpo, na sua superfície exterior.
Passado um curto tempo inicial após a eletrização, o corpo fica em equilíbrio eletrostático, não havendo movimentos de cargas elétricas a nível macroscópico.
Estes fatos comprovou experimentalmente Michael Faraday ao encerrar-se no interior de uma gaiola condutora, onde verificou não haver manifestação de fenómenos elétricos no seu interior.
Uma gaiola de Faraday, para além de ser condutora, não necessita ser contínua, podendo ser constituída por uma rede metálica. Desta configuração lhe veio o nome de gaiola. A verificação do seu comportamento elétrico pode ser feita colocando pêndulos elétricos nas suas paredes interiores e exteriores e eletroscópios no seu interior. Não havendo cargas elétricas no seu interior, verifica-se que, ao eletrizar a gaiola por contato com um gerador eletrostático, os pêndulos exteriores se desviam das paredes, acusando a sua eletrização, enquanto os interiores permanecem imóveis, assim como as folhas dos eletroscópios, comprovando a não existência de cargas elétricas no interior da gaiola.
Duas leis de Faraday sintetizam as observações experimentais.
1ª lei de Faraday
- Nos condutores em equilíbrio a eletricidade é distribuída apenas na superfície externa ; no seu interior não há traço de eletricidade.
2ª lei de Faraday
- No equilíbrio elétrico a força elétrica no interior dos condutores completamente fechados e desprovidos de corpos eletrizados é nula.
A gaiola de Faraday foi adotada para proteger instrumentos e aparelhos de grande sensibilidade colocados no seu interior. Também serve para garantir a segurança de instalações perigosas como paióis e locais de preparação de explosivos. A proteção de edifícios contra descargas atmosféricas é outra aplicação da gaiola. Devido a esta função de proteção, a gaiola também é conhecida como écran eletrostático.
Conclusão
Ao findar a resolução deste trabalho, concluo que eletrólise é um processo não espontâneo de descarga de íons, baseado na conversão de energia elétrica em energia química.
A eletrólise ígnea: a palavra ígnea vem do latim, ígneos, que significa ardente, inflamado. A eletrólise ígnea é feita em um recipiente, chamado de célula ou cuba eletrolítica, constituído de modo a suportar temperas bastante elevadas, pois o ponto difusão das substancias iônicas normalmente é muito alto.
A eletrolise em meio aquoso: quando uma sustância qualquer, Ax By, libera íons em meio aquoso, seja por dissociação, ou por ionização, obtemos um sistema constituído dos íons dessa substancia, e dos íons resultantes da alto-ionização da água, apesar de ocorrer em escala muito pequena (de cada 555 milhões de moléculas da água, apenas 1 reioniza) possibilita duas alternativas de íons para se descarregarem no cátodo e no ânodo.
Michael Faraday (1791-1867): físico-químico, inglês, responsável por uma série de descobertas importantes, formulou duas leis que regem a parte quantitativa dos fenômenos ligados a eletrólise.
Primeira lei de Faraday:
Durante uma eletrólise, a massa de uma substância
liberada em qualquer um dos eletrodos, assim como a
massa da substância decomposta, é diretamente
proporcional à quantidade de eletricidade que passa pela
solução.
m = k.Q
Segunda lei de Faraday:
Quando uma mesma quantidade de eletricidade atravessa
diversos eletrólitos, as massas das espécies químicas
liberadas nos eletrodos, assim como as massas das
espécies químicas decompostas, são diretamente
proporcionais aos seus equivalentes químicos.
m = k.E
Portanto, associado às duas leis:
m = E.i.T/96500
E = Mol / nox
m = massa em gramas e = equivalente eletroquímico i =
intensidade da corrente t = tempo em segundos
EXERCÍCIOS
01- Durante uma eletrólise, a única reação que ocorreu no
catodo foi a deposição de certo metal. Observou-se que a
deposição de 8,81 gramas de metal correspondeu à
passagem de 0,300mols de elétrons pelo circuito. Qual
das opções a seguir contém o metal que pode ter sido
depositado?
Dados: Massas atômicas
Ni = 58,71; Zn = 65,37; Ag = 107,87; Sn = 118,69;
Pb = 207,19
a) Ni.
b) Zn.
c) Ag.
d) Sn.
e) Pb.
02- O cobre com elevado grau de pureza é obtido pelo
método eletrolítico que consiste na eletrólise de solução
de sulfato cúprico e ácido sulfúrico. Utiliza-se cobre impuro
como ânodo e cobre puro como cátodo e regula-se
convenientemente a voltagem de forma que, no cátodo
ocorra apenas a redução
Cu+2
(aq) + 2e- → Cu(s)
A quantidade de elétrons, em mols, necessária para a
obtenção de 254g de cobre puro é
a) 8,5
b) 8,0
c) 5,5
d) 4,0
e) 2,0
03- (UFRN/2001) Niquelação é o processo de deposição
eletrolítica de níquel numa superfície metálica, com a
finalidade de protegê-la contra a corrosão. Esse
procedimento consiste em mergulhar, em uma solução
contendo íons Ni2+, a peça a ser recoberta, e conectá-la,
como cátodo, a uma corrente contínua e constante,
medindo o tempo.
Após a passagem de 50mA de corrente elétrica por uma
peça, durante 193 segundos, a massa de níquel metálico
depositada será:Massa Molar: Ni = 58,7 g/mol
a) 5,8 mg
b) 2,9 g
c) 2,9 mg
d) 5,8 g
04- (UFES/2001) A "cromação" é um exemplo de
eletrodeposição, no qual uma fina camada de cromo é
depositada sobre outro metal. O eletrólito é preparado
dissolvendo-se óxido de cromo (CrO3) em ácido sulfúrico
diluído. A eletrólise, então, reduz o Cr(VI) em solução a
cromo metálico. A equação que representa o processo é:
CrO3(aq) + 6 H+
(aq) + 6e- Cr(s) + 3H2O(ℓ)
Calcule a massa de Cr (s) que pode ser produzida em um
dia em uma célula eletrolítica operando continuamente a
105 amperes (C/s).
a) 83,56 × 104 g/dia
b) 83,56 × 105 g/dia
c) 83,56 × 106 g/dia
d) 83,56 × 107 g/dia
05- Para a deposição eletrolítica de 11,2 gramas de um
metal cujo o peso atômico é 112, foram necessários
19300coulombs. Portanto, o número de oxidação do metal
é:
Dados: F = 96.500 C
a) + 1
b) + 2
c) + 3
d) + 4
e) + 5
06- "Uma corrente de 0,100 ampere atravessa uma
solução aquosa que contém íons níquel. Após 32 minutos
e 10 segundos verifica-se no cátodo um depósito de
0,0587g de níquel."
Quantos moles de átomos de níquel se formaram?
Dado: Ni = 58,7
a) 1,00×10-3
b) 1,50×10-2
c) 2,00×10-3
d) 2,00×10-2
e) 1,00×10-2
07- Dentro de um béquer, dois eletrodos inertes de platina
estão imersos em uma solução de cloreto de cobre II em
água. Esses eletrodos são então ligados a uma bateria
externa, o que provoca a eletrólise da solução.
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VESTIBULAR – 2009
Acerca do sistema assim montado, assinale o que for
correto.
a) Ocorre a liberação de cloro gasoso no cátodo.
b) Ocorre a formação de óxido de cobre (II) em um dos
eletrodos e de ácido clorídrico gasoso no outro.
c) Não ocorre reação de oxidação-redução.
d) Ocorre a deposição de cobre no catodo.
08- (UFPR-2002) O elemento químico alumínio é o
terceiro mais abundante na Terra, depois do oxigênio e do
silício. A fonte comercial do alumínio é a bauxita, um
minério que, por desidratação, produz a alumina, Aℓ2O3. O
alumínio metálico pode então ser obtido pela passagem de
corrente elétrica através da alumina fundida, processo
que, devido ao seu elevado ponto de fusão (2050°C),
requer um considerável consumo de energia. Acrescentese
ainda o alto custo envolvido na extração do alumínio de
seu óxido e tem-se um processo energeticamente muito
dispendioso. Somente a partir de 1886, quando Charles
Hall descobriu que a mistura de alumina com criolita
(Na3AℓF6) fundia a 950°C, o que tornava o processo de
obtenção de alumínio menos dispendioso, foi possível a
utilização desse elemento em maior escala.
A figura adiante representa o dispositivo
empregado para a extração do alumínio pela passagem de
corrente elétrica.
As semi-reações que ocorrem são:
I - Aℓ3+
(fund) + 3e- → Aℓ(liq)
II - 2 O2-
(fund) + C(s) → CO2(g) + 4e-
Com base nas informações acima, é correto afirmar:
(01) A fusão dos minérios é necessária para permitir o
deslocamento dos íons para os respectivos eletrodos.
(02) A reação II indica que o cátodo é consumido durante
o processo.
(04) A redução do alumínio ocorre no eletrodo de aço.
(08) O processo de obtenção do alumínio metálico é uma
eletrólise.
(16) A soma dos menores coeficientes estequiométricos
inteiros na reação total de obtenção do alumínio é 20.
(32) A produção de uma lata de refrigerante (13,5 g de
alumínio) absorve 0,500 mol de elétrons.
09- (UFRS-2001) Um estudante apresentou um
experimento sobre eletrólise na feira de ciências de sua
escola. O esquema do experimento foi representado pelo
estudante em um cartaz como o reproduzido abaixo.
Em outro cartaz, o aluno listou três observações que
realizou e que estão transcritas abaixo.
I - Houve liberação de gás cloro no eletrodo 1.
II - Formou-se uma coloração rosada na solução próxima
ao eletrodo 2, quando se adicionaram gotas de solução de
fenolftaleína.
III - Ocorreu uma reação de redução do cloro no eletrodo
1.
Quais observações são corretas?
a) Apenas I. d) Apenas I e II.
b) Apenas II. e) I, II e III.
c) Apenas III.
10- Sabendo que o cobalto pode ceder elétrons
espontaneamente para os íons Au3+ e considerando a
pilha Co0/Co2+//Au3+/Au0, responda as seguintes
perguntas:
a) Qual é a reação global do processo? Quais são as
semi-reações?
b) Quem se oxida? Quem se reduz?
c) Qual é o eletrodo positivo ou catodo? Qual é o negativo
ou anodo?
d) Em que sentido fluem os elétrons pelo fio?
e) Qual dos eletrodos é corroído? Qual deles tem sua
massa aumentada?
f) Qual das duas soluções se dilui? Qual delas se
concentra?
g) Qual a ddp da pilha?
Dados: Co2+ + 2e- → Co0 E0 = -0,28 v
Au3+ + 3e- → Au0 E0 = + 1,50 v
11- (UNESP/2003) As baterias dos automóveis são cheias
com solução aquosa de ácido sulfúrico. Sabendo-se que
essa solução contém 38% de ácido sulfúrico em massa e
densidade igual a 1,29g/cm3, pergunta-se:
a) Qual é a concentração do ácido sulfúrico em mol por
litro [massa molar do H2SO4 = 98 g/mol]?
b) Uma bateria é formada pela ligação em série de 6
pilhas eletroquímicas internas, onde ocorrem as
semireações representadas a seguir:
pólo negativo:
Pb + SO4
2- → PbSO4 + 2e- Eº = +0,34 V
pólo positivo (+):
PbSO4 + 2H2O → PbO2 + SO4
2- + 4H+ + 2e- Eº = -1,66V
Qual a diferença de potencial (voltagem) dessa bateria?
12-(UFC/2000) O grande avanço tecnológico dos
equipamentos eletrônicos portáteis foi acompanhado
proporcionalmente pelo desenvolvimento das fontes de
energia elétrica de pequeno porte. Isto somente foi
possível, através da utilização das reações químicas de
transferência de elétrons para desenvolver as baterias
(células) de dimensões proporcionais às dos respectivos
equipamentos. Por exemplo, as baterias (células) de
mercúrio, que são usadas em relógios, calculadoras e
microcâmeras fotográficas, utilizam as seguintes reações
químicas:
Zn(s) + 2OH-
(aq) → ZnO(s) + H2O(ℓ) + 2e-; Eº=0,76V
HgO(s) + H2O(ℓ) + 2e- → Hg(ℓ) + 2OH-
(aq); Eº=0,855V
a) Considerando o processo descrito, identifique as
reações anódica e catódica da célula de mercúrio, e os
agentes redutor e oxidante.
b) Descreva a reação total e calcule a voltagem padrão
(Eº) da célula de mercúrio.
