Dissertativa 16 - 2ª Fase - Dia 1 - Unesp 2026

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Questão 16

Dissertativa

A bauxita é o principal minério de alumínio. A partir desse minério, obtêm-se diversos compostos de alumínio, dentre eles o hidróxido de alumínio, $A l {(OH)}_{3}$ , a partir do qual se obtém o sulfato de alumínio, $A l_{2} {({SO}_{4})}_{3}$ . O principal uso desse sulfato ocorre nas estações de tratamento de água (ETA). Outro composto obtido a partir do $A l {(OH)}_{3}$ é a alumina, $A l_{2} O_{3}$ , a partir da qual é obtido o alumínio metálico, $A l$ , por eletrólise ígnea. O esquema resume essas informações.

a) Escreva a equação balanceada da reação química que ocorre entre hidróxido de alumínio e ácido sulfúrico produzindo sulfato de alumínio e água. Qual é a função desse sal nas estações de tratamento de água?

b) Represente a distribuição eletrônica em camadas do íon $A l^{3 +}$ . Considerando a constante de Faraday igual a ${9,65 x 10}^{4} C / mol$ , calcule a quantidade de carga elétrica, expressa em coulombs, necessária para produzir 54 kg de alumínio metálico pela eletrólise ígnea da alumina.

Resolução:

a) A reação entre o hidróxido de alumínio e o ácido sulfúrico é uma reação de neutralização ácido-base.

$2 Al {(OH)}_{3} + 3 H_{2} {SO}_{4} \to {Al}_{2} {({SO}_{4})}_{3} + 6 H_{2} O$

O sulfato de alumínio é utilizado nas estações de tratamento de água (ETA) para formar hidróxidos gelatinosos de alumínio, capazes de formar partículas coloidais em suspensão. Esse processo favorece a floculação, a decantação e a posterior filtração, contribuindo para a remoção de impurezas da água.

A distribuição eletrônica em camadas do íon ${Al}^{3 +}$ é:
K = 2 ; L = 8.

Para calcular a carga elétrica necessária à produção de 54 kg de alumínio metálico, determina-se inicialmente a quantidade de matéria correspondente:
$n (Al) = 54 000 g / 27 g \cdot {mol}^{- 1} = 2 000 mol$ .

Na eletrólise ígnea, cada mol de Al³⁺ necessita de três mols de elétrons para ser reduzido a alumínio metálico, conforme a semirreação:
${Al}^{3 +} + 3 e ⁻ \to Al$ .

Logo, a quantidade de elétrons envolvida é:
$n (e ⁻) = 3 \times 2 000 = 6 000 mol .$

Utilizando a constante de Faraday $(F = 9, 65 x 10^{4} C \cdot {mol}^{- 1})$ , a carga elétrica necessária é:
$Q = n \cdot F = 6 000 \times 9, 65 \times 10^{4} = 5, 79 \times 10^{8} C$ .

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