Eletrólise

Considere a seguinte célula eletroquímica, alimentada por uma bateria que libera 1,93 A de corrente.



A respeito dessa célula, são feitas as seguintes afirmações:

I – Haverá a galvanização da barra de ferro.

II – A reação que ocorre no catodo é expressa por Zn²+ (aq) + 2 e⁻ → Zn (s)

III – A massa do eletrodo de cobre reduz em 6,4 g após 5000 segundos.

IV – A reação global da pilha é Zn (s) + Cu²⁺(aq) → Zn²⁺ (aq) + Cu (s)

Das afirmações acima, estão corretas

A) apenas I, II e IV.
B) apenas I e III.
C) apenas II.
D) apenas II, III e IV.
E) I, II, III e IV

GABARITO A


Pessoal, postei a questão completa,devido as regras do fórum, e o comentário completo, pois achei bem proveitoso e pode ajudar alguns colegas. Entretando, minha dúvida mesmo é referente a redução do zinco e não da barra de ferro (destaquei em negrido) se puderem me explicar melhor esse caso de eletólise...
Abraços.



COMENTÁRIO DO PROFESSOR 

Primeiramente, vamos desenhar o fluxo de elétrons no sistema. Veja que o fluxo de elétrons é determinado pela bateria. Os elétrons saem do polo negativo da bateria, atravessam o circuito, a célula eletrolítica, e entram pelo polo positivo dele. 


Assim, podemos concluir que a redução acontecerá no eletrodo de ferro e a oxidação no eletrodo de cobre.
 O eletrodo de cobre se oxida. Porém, no caso do eletrodo de ferro, somente o que se pode oxidar é aquele metal que está na forma de cátion, que é o íon Zn²⁺ (aq) presente na solução. 



Assim, podemos analisar as afirmações.
 I – De fato, haverá um depósito de zinco sobre a barra de ferro. Afirmação correta.

 II – Exatamente isso, como vimos acima. Afirmação correta.

 III – Vamos utilizar a lei de Faraday, usando o fato de que o número de mols de elétrons é igual a 2 vezes o número de mols de cobre produzidos, porque cada cobre perde 2 elétrons ao se oxidar.


 Então, a massa de cobre que sofre oxidação é:


Afirmação incorreta.

 IV – Vamos somar as duas reações para obter a reação global.


Afirmação correta.

Estou acostumado a ver soluções em que uma das placas perde elétrons e a solução é do mesmo caráter da placa. Por exemplo, se a placa é de zinco, a solução poderia ser de ZnSO4, uma vez que os íons SO4²- não participam da reação. Em uma placa convencional de zinco numa solução e cobre na outra, o zinco perde elétrons para o cobre, provocando sua corrosão. Isso faz com que a solução fique com excesso de cargas positivas e a outra solução fica menos concentrada em íons de cobre (tendendo, portanto, ao acúmulo de cargas negativas). É necessariamente por isso que se usa a ponte salina, pois se assim não fosse, a reação cessaria. Tal evento não ocorre porque há uma compensação entre cargas positivas e negativas da ponte salina com a solução. No caso do seu exercício, quem está perdendo elétrons é o cobre e o ferro está ganhando esses elétrons por parte da solução de ZnSo4. De acordo com a tabela de reatividade, o zinco é mais reativo do que o ferro e isto quer dizer que poderia haver maior dificuldade para a transição dos íons de Fe²+ (se a solução fosse de FeSO4) para a barra de ferro. Então suponho que a presença do zinco em solução seja para esta finalidade, pois ele também irá reagir. Na bateria provavelmente terá uma solução de CuSO4, a fim de repor os elétrons da placa de cobre para que o circuito se mantenha fechado. Penso que a solução da bateria faria o papel de ponte salina, evitando a corrosão completa da placa de cobre e equilibrando excesso de cargas negativas na solução. Vejo que sua pergunta já faz uma semana, mas não sei se você já conseguiu uma resposta convincente. Se sim, compartilhe aí conosco.