Exercícios sobre a eletrólise da água (com gabarito resolvido)
A eletrólise da água é um processo fundamental tanto para o estudo da Química quanto para o desenvolvimento de tecnologias sustentáveis, como a produção do hidrogênio verde.
Confira os exercícios com gabarito resolvido, nos quais o estudante poderá revisar os conceitos principais — como reações de oxidação e redução, estequiometria, eficiência energética e proporções entre os gases produzidos — aplicados em situações reais e experimentais. Ideal para alunos do Ensino Médio e pré-vestibulares, o conteúdo ajuda a consolidar a compreensão desse tema essencial da eletroquímica por meio de explicações passo a passo.
Questão 1
Hidrogênio verde é considerado o combustível do futuro, sendo produzido principalmente pela eletrólise da água. Nesse processo, uma corrente elétrica é utilizada para decompor a água em seus elementos constituintes. Em uma célula de eletrólise, considere as seguintes afirmações:
I. No cátodo, ocorre a redução dos cátions, resultando na liberação de gás hidrogênio.
II. No ânodo, ocorre a oxidação dos ânions, resultando na liberação de gás oxigênio.
III. A quantidade de gás hidrogênio produzida é sempre o dobro, em volume, da quantidade de gás oxigênio produzida, nas mesmas condições de temperatura e pressão.
É correto o que se afirma em:
a) I, apenas.
b) II, apenas.
c) I e II, apenas.
d) II e III, apenas.
e) I, II e III.
Resposta: alternativa E.
Afirmação I (Correta): O cátodo (polo negativo) é onde ocorre a redução. Na eletrólise da água em meio ácido ou neutro, a semi-reação catódica é 2 H2O(l) + 2 e⁻ → H2(g) + 2 OH⁻(aq) ou a redução de H+ em meio ácido, resultando na liberação de gás hidrogênio (H2).
Afirmação II (Correta): O ânodo (polo positivo) é onde ocorre a oxidação. A semi-reação anódica é 2 H2O(l) → O2(g) + 4 H+(aq) + 4 e⁻ ou a oxidação de OH⁻ em meio básico, resultando na liberação de gás oxigênio (O2).
Afirmação III (Correta): Pela equação global balanceada, 2 H2O(l) → 2 H2(g) + O2(g), para cada 2 moléculas de H2O, são produzidos 2 mols de H2 e 1 mol de O2. Portanto, o volume de H2 produzido é o dobro do volume de O2.
Questão 2
A Estação Espacial Internacional (ISS) utiliza um sistema de suporte de vida que inclui a eletrólise da água para repor o oxigênio respirável para a tripulação. A reação global do processo é: 2 H2O(l) → 2 H2(g) + O2(g). Para manter uma tripulação de astronautas, que consomem em média 2,4 kg de oxigênio total por dia, a massa de água que deve ser eletrolisada diariamente é, aproximadamente:
(Dados: Massas molares (g/mol): H = 1, O = 16)
a) 2,7 kg
b) 3,6 kg
c) 4,8 kg
d) 5,4 kg
e) 6,0 kg
Resposta: alternativa A.
Calcular o número de mols de O2 necessários:
Massa molar do O2 = 32 g/mol.
Massa de O2 consumida = 2,4 kg = 2400 g.
Usar a estequiometria da reação:
Pela equação global: 2 H2O(l) → 2 H2(g) + O2(g).
Para produzir 1 mol de O2, são necessários 2 mols de H2O.
Portanto, para 75 mols de O2, são necessários x mols de H2O:
Calcular a massa de H2O:
Massa molar da H2O = 18 g/mol.
Questão 3
Um estudante montou um experimento caseiro de eletrólise da água utilizando uma fonte de 9 V, dois eletrodos de grafite e uma solução aquosa de sulfato de sódio (Na2SO4) como eletrólito. Ao final do experimento, ele coletou 120 mL de gás oxigênio em um dos eletrodos. Considerando que essa coleta foi feita sob condições ambientes e que o gás se comporta idealmente, o volume do outro gás coletado, nas mesmas condições, será de:
a) 60mL
b) 120mL
c) 240mL
d) 480mL
e) 960mL
Resposta: alternativa C.
Identificar os gases nos eletrodos:
O sulfato de sódio (Na2SO4) é um eletrólito inerte. Seus íons (Na+ e SO4²⁻) não sofrem descarga em preferência aos íons da água.
No cátodo (polo negativo), ocorre a redução da água, produzindo gás hidrogênio (H2).
No ânodo (polo positivo), ocorre a oxidação da água, produzindo gás oxigênio (O2).
Aplicar a relação volumétrica:
Pela equação global: 2 H2O(l) → 2 H2(g) + O2(g).
A proporção molar é 2 mols de H2 : 1 mol de O2.
Pela Lei de Avogadro, a proporção de volumes é a mesma: 2 volumes de H2 : 1 volume de O2.
Então o volume de H2 deve ser o dobro: 120 mL × 2 = 240 mL.
Questão 4
A eficiência de um processo de eletrólise é crucial para a viabilidade econômica da produção de hidrogênio. Em uma célula eletrolítica industrial, uma corrente de 100 A é aplicada por 1 hora. Considerando que a eficiência do processo é de 90% e que 1 mol de elétrons corresponde a 96500 C, a massa de hidrogênio produzida é de aproximadamente:
(Dado: Massa molar do H2 = 2 g/mol)
a) 1,7 g
b) 3,4 g
c) 7,5 g
d) 17,0 g
e) 34,0 g
Resposta: alternativa B.
Calcular a carga total (Q) fornecida:
Q = Corrente (I) × Tempo (t)
I = 100 A
t = 1 hora = 3600 s
Q = 100 A × 3600 s = 360.000 C
Calcular a carga efetivamente utilizada (considerando a eficiência):
Carga Efetiva = Q × Eficiência
= 360.000 C × 0,90
= 324.000 C
Calcular os mols de elétrons (n e⁻) envolvidos:
Relacionar os mols de elétrons com a massa de H2:
A semi-reação de redução para produzir H2 é: 2 H+(aq) + 2 e⁻ → H2(g).
Portanto, para produzir 1 mol de H2, são necessários 2 mols de e⁻.
Calcular a massa de H2:
Aproximadamente 3,4 g.
Questão 5
Em um laboratório, foram realizados testes com diferentes soluções eletrolíticas para a eletrólise da água. O objetivo era identificar qual solução permitia a melhor condução de corrente elétrica sem interferir nas semi-reações de descarga dos íons da água. Qual das alternativas abaixo apresenta um eletrólito adequado para esse fim e justifica corretamente a escolha?
a) HCl - pois seus íons são mais facilmente oxidados e reduzidos que os íons da água.
b) NaCl - pois os íons Na⁺ e Cl⁻ não sofrem descarga, permitindo a eletrólise da água.
c) CuSO₄ - pois o cobre metálico será depositado no cátodo, aumentando a eficiência.
d) NaOH - pois fornece íons que movimentam a carga, mas a descarga ocorre nos íons H+ e OH⁻ da água.
e) CH3COOH - por ser um ácido fraco, não interfere no pH da solução.
Resposta: alternativa D.
O eletrólito ideal para a eletrólise da água deve ser iônico para conduzir corrente, mas seus íons não devem ser descarregados (oxidados ou reduzidos) no lugar dos íons provenientes da água.
NaOH (base forte) e H2SO4 (ácido forte) são eletrólitos clássicos para esse fim. Eles se dissociam completamente, fornecendo íons (Na+ e OH⁻ no caso do NaOH) que conduzem a corrente. No entanto, o potencial de descarga do íon Na+ é muito baixo em água, então a descarga preferencial no cátodo é a dos íons H+ (ou a redução da própria água). No ânodo, a descarga é dos íons OH⁻. Dessa forma, o eletrólito não interfere nas semi-reações desejadas, que são as da água.
Questão 6
A relação estequiométrica entre os gases produzidos na eletrólise da água foi fundamental para a determinação da fórmula molecular da água nos primórdios da Química. Em um experimento, utilizando-se uma corrente constante, foram coletados 6 mols de gás hidrogênio. A quantidade de matéria (em mols) de elétrons que atravessou a cuba eletrolítica durante esse processo foi:
a) 1 mol
b) 6 mols
c) 12 mols
d) 18 mols
e) 24 mols
Resposta: alternativa C.
Escrever a semi-reação de produção do H2:
A reação que ocorre no cátodo é: 2 H+(aq) + 2 e⁻ → H2(g).
Esta equação mostra que para cada 1 mol de H2 produzido, são consumidos 2 mols de elétrons.
Aplicar a relação estequiométrica:
Foram produzidos 6 mols de H2.
Portanto, a quantidade de elétrons = 6x2= 12 elétrons.
Questão 7
Um fabricante de equipamentos para eletrólise afirma que seu novo eletrocatalisador pode reduzir o potencial mínimo necessário para a decomposição da água de 1,23 V para 1,10 V. Essa redução no potencial necessário é vantajosa porque:
a) Aumenta a massa de água decomposta por mol de elétrons.
b) Diminui a quantidade de gases produzidos na mesma carga elétrica fornecida.
c) Reduz o consumo energético do processo, mantendo a mesma taxa de produção.
d) Permite a utilização de fontes de tensão menos potentes, sem alterar a eficiência.
e) Altera a estequiometria da reação, produzindo mais hidrogênio que oxigênio.
Resposta: alternativa C.
O potencial teórico mínimo para a eletrólise da água (1,23 V) é determinado pela termodinâmica. Valores mais altos na prática são necessários devido a fenômenos que constituem as perdas de energia.
Um eletrocatalisador eficiente reduz essa sobretensão, diminuindo o potencial total (de 1,23 V para 1,10 V no exemplo) necessário para que a reação ocorra a uma determinada taxa (corrente).
Pela equação Energia = Potencial (V) × Carga (Q), se a carga (Q) necessária para produzir uma certa massa de gás é fixa (Lei de Faraday), uma redução no Potencial (V) aplicado resulta diretamente em uma redução no consumo de Energia.
Continue praticando com exercícios sobre eletrólise (com gabarito).
ALVES, Gustavo. Exercícios sobre a eletrólise da água (com gabarito resolvido). Toda Matéria, [s.d.]. Disponível em: https://www.todamateria.com.br/exercicios-sobre-a-eletrolise-da-agua-com-gabarito-resolvido/. Acesso em:
