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Eletrólise em série

A eletrólise em série é feita ligando-se várias cubas eletrolíticas com os eletrodos alternados e sendo todas mantidas por um único gerador.

Esquema geral de eletrólise em série
Esquema geral de eletrólise em série
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A eletrólise geralmente é estudada em Eletroquímica como sendo um sistema que contém uma cuba ou célula eletrolítica (um recipiente) com uma substância líquida ou em solução, na qual ficam mergulhados dois eletrodos (o cátodo ou polo negativo e o ânodo ou polo positivo). Tais eletrodos ficam conectados a um gerador (pilha ou bateria) que, ao ser ligado, conduz eletricidade de um eletrodo a outro por meio do líquido, originando reações de oxirredução que transformam a energia elétrica em energia química.

No entanto, quando a eletrólise é aplicada em indústrias, na prática não se usa apenas uma cuba eletroquímica com dois eletrodos; mas sim vários tanques enormes ligados em série, como mostrado na imagem inicial. Além disso, usa-se apenas um gerador com capacidade suficiente para atender a todos esses tanques, pois se fosse usado um gerador para cada tanque, o prejuízo econômico inviabilizaria a produção industrial.

No texto Aspectos Quantitativos da Eletrólise foi mostrado que por meio da fórmula da carga elétrica (Q = i . t) e por meio da relação da constante de Faraday (96500 C) com as massas molares das substâncias e com as semirreações catódica e anódica balanceadas, é possível determinar a massa da substância que foi transformada ou obtida numa cuba eletrolítica.

Isso também pode ser feito no caso da eletrólise em série. Mas há dois fatores que devem ser levados em consideração:

1. Visto que o gerador é um só para todas as cubas eletrolíticas, o tempo (t) e a intensidade da corrente elétrica (i) serão os mesmos para todas as cubas. Portanto, a carga elétrica (Q) também será a mesma para todas as células;

2. A massa obtida ou transformada em cada célula será diferente, visto que as substâncias contidas em cada uma são distintas. Isso acontece porque, por exemplo, o íon Zn2+ exige o dobro de elétrons que o íon Ag1+. Essas massas podem ser calculadas por meio de regras de três ou diretamente pela fórmula abaixo:

m = __M . Q__
          q . 96500

Em que:

M = massa molar de cada substância;
Q = carga elétrica do sistema;
q = cargas dos íons, por exemplo, se o íons forem Ag1+, o valor de q será 1.  

Veja um exemplo de como realizar esse tipo de cálculo:

Exemplo: Há três cubas eletrolíticas ligadas em série, contendo respectivamente AgNO3, CuSO4 e ZnCℓ2. Sabendo-se que na primeira cuba foram depositadas 108 g de prata metálica, pode-se concluir que foram depositados também:

a)31,75 g de cobre metálico.

b)65,4 g de zinco metálico.

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c)63,5 g de cobre metálico.

d)108 g de cobre metálico.

e)108 g de zinco metálico.

(Massas atômicas: Ag = 108; Cu = 63,5; Zn = 65,4).

Resolução:

A partir da massa encontrada na primeira cuba eletrolítica podemos descobrir a carga elétrica do sistema, que é a mesma para todas as cubas:

Ag+ + 1e-→ Ag
          ↓      ↓
       1 mol  1 mol

1mol . 96500 C ----- 108 g (massa molar)
                        Q ----- 108 g (massa obtida)
                        Q =  96500 C

Com esse valor em mãos, podemos descobrir as massas dos outros metais. Isso pode ser feito por meio de regra de três ou pela fórmula que foi dada anteriormente:

  • Por regra de três:

2ª Cuba eletrolítica:                                       3ª Cuba eletrolítica:

Cu2+ + 2e-→ Cu                                                         Zn+2 + 2e-→ Zn
           ↓      ↓                                                                      ↓         ↓
       2 mol  1 mol                                                              2 mol      1 mol 
2. 96500 C ----- 63,5 g                                                2. 96500 C ----- 65,4 g
96500 C---------- mCu                                                                      96500 C---------- mZn
          mCu = 31, 75 g                                               mZn = 32,7 g

  • Pela fórmula: m = __M . Q__
                                   q . 96500

2ª Cuba eletrolítica:                                        3ª Cuba eletrolítica:

mCu = (63,5). (96500)                                    mZn = (32,7). (96500)
     2 . 96500                                                            1 . 96500
mCu = 31, 75 g                                                            mZn =32,7 g

Portanto, a alternativa correta é a letra “a”.


Por Jennifer Fogaça
​Graduada em Química
 

Escritor do artigo
Escrito por: Jennifer Rocha Vargas Fogaça Escritor oficial Brasil Escola

Gostaria de fazer a referência deste texto em um trabalho escolar ou acadêmico? Veja:

FOGAçA, Jennifer Rocha Vargas. "Eletrólise em série"; Brasil Escola. Disponível em: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/eletrolise-serie.htm. Acesso em 21 de julho de 2024.

De estudante para estudante


Videoaulas


Lista de exercícios


Exercício 1

(ITA-SP) Uma cuba eletrolítica com eletrodos de cobre e contendo solução aquosa de Cu(NO3)2 é ligada em série com outra provida de eletrodos de prata e contendo solução aquosa de AgNO3. Este conjunto de cubas em série é ligado a uma fonte durante certo intervalo de tempo. Neste intervalo de tempo, um dos eletrodos de cobre teve um incremento de massa de 0,64 g. O incremento de massa em um dos eletrodos da outra célula deve ter sido:

(Massas molares: Cu = 64 g/mol; Ag = 108 g/mol)

a) 0,32 g

b) 0,54 g

c) 0,64 g

d) 1,08 g

e) 2,16 g

Exercício 2

(PUC-SP-mod.) Duas células eletrolíticas foram ligadas em série. A primeira continha uma solução aquosa de CuSO4(aq) e a segunda uma solução aquosa de um sal metálico desconhecido. Verificou-se que, enquanto 1,272 g de cobre foi depositado na primeira célula, ocorreu a deposição de 3,420 g do metal desconhecido no cátodo da segunda célula. Sabe-se que o número de oxidação do íon metálico desconhecido é +2. Tendo em conta os dados apresentados, pede-se o número de mol de elétrons que passou pelas células e a massa atômica do metal desconhecido, respectivamente:

a) 0,02 mol de elétrons e 87 u.

b) 1,0 mol de elétrons e 108 u.

c) 0,04 mol de elétrons e 171 u.

d) 0,5 mol de elétrons e 171 u.

e) 0,06 mol de elétrons e 78 u.

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