Eletrólise
Eletrólise é o processo químico no qual uma reação de oxirredução é provocada pela corrente elétrica de forma não espontânea. A reação de oxirredução é aquela em que há transferência de elétrons entre os átomos do sistema.
Eletrólise Ígnea: é o nome que se dá a uma reação química provocada pela passagem de corrente elétrica através de um composto iônico fundido.
Eletrólise Aquosa: é o nome de uma reação química provocada pela passagem de corrente elétrica por meio de uma solução aquosa.
A eletrólise é um fenômeno de oxirredução, sendo assim, o total de elétrons perdidos no pólo positivo deve ser igual ao total de elétrons recebidos no pólo negativo.
Mecanismo da eletrólise
Eletrólise Aquosa
Concorrência de íons
Neste caso, a cuba eletrolítica contém dois tipos de cátions e dois tipos de ânions. Sendo assim, surgem as questões: qual o cátion a ser descarregado preferencialmente no cátodo? Qual o ânodo a ser descarregado preferencialmente no ânodo? A estas questões daremos o nome de concorrência dos íons.
Com relação aos cátions: A grande maioria dos cátions (quase todos) sofre eletrólise em meio aquoso. Apenas os cátions de elementos das colunas 1A, 2A e alumínio (Aℓ) não são descarregados em meio aquoso.
Cátions da 1A, 2A e Aℓ não sofrem eletrólise aquosa.
Nesse caso, o H+ (aq) será eletrolisado produzindo gás hidrogênio:
2 H+ (aq) + 2 e– ⇆ H2(g)
Com relação aos ânions: A grande maioria dos ânions não sofre eletrólise em meio aquoso. Poucos ânions, ou seja, apenas os ânions não oxigenados (F– , Cl – , Br– , I– , S–2 …) sofrem eletrólise aquosa.
Cl – , Br– , I– , S–2 sofrem eletrólise aquosa. Os demais ânions, principalmente os oxigenados, não sofrem eletrólise aquosa. Nesse caso haverá eletrólise do OH– , produzindo oxigênio, O2(g)…
2 OH– (aq) ⇆ 2 e– + H2O + ½ O2(g)
Observações importantes:
1) Um sal será considerado eletrolisado quando seu cátion e/ou seu ânion forem descarregados;
2) Um ácido será considerado eletrolisado quando seu ânion for eletrolisado;
3) Uma base será considerada eletrolisada quando seu cátion for eletrolisado;
4) A água será eletrolisada quando o H+ e o OH– forem descarregados ao mesmo tempo;
5) Na eletrólise ígnea não há concorrência dos íons. Então os cátions e ânions facilmente serão descarregados.
A seguir temos dois exemplos de eletrólise:
1ª Lei de Faraday e suas Consequências Estequiométricas
Dados:
Constante de Avogadro: 1 mol = 6,02 x 1023 entidades elementares
Carga Elementar (e): Carga de 1 e– = 1,6 x 10-19 Coulomb
Volume Molar nas CNTP: 1 mol de qualquer substância gasosa nas condições normais de temperatura e pressão (CNTP: T = 0o C ou 273,15 K e P = 1,0 atm) ocupa o volume de 22,7 L.
A massa (m) de uma substância eletrolisada é diretamente proporcional a quantidade de eletricidade.
m = K . Q onde: Q = i . t ou Q = n . e
Sendo:
m = massa em grama (g)
i = corrente elétrica em ampere (A)
n = n o de elétrons
Q = carga em Coulomb (C)
t = tempo em segundos (s)
e = carga elementar
Importante: A carga de 1,0 mol de elétrons é denominada de 1 faraday (1F):
Q = n . e = 6,02. 1023 x 1,6 x 10–19 Q ≅ 96500 C = 1F = 1 Faraday
Estequiometria da eletrólise
Eletrólise na prática
Na prática, a eletrólise é aplicada em diversos processos. Muitos metais que utilizamos em nosso dia a dia são produzidos através da eletrólise, como o alumínio (Al), sódio (Na), magnésio (Mg), potássio (K), etc. Várias substâncias de grande utilidade, como o ferro metálico (Fe2), o gás cloro (Cl2) e o hidróxido de sódio (NaOH) também são obtidas por eletrólise.
Outro exemplo de técnica que envolve processo eletrolítico é a galvanização, um processo de revestimento de peças metálicas por finas películas de outro metal, a fim de melhorar a aparência da peça e torná-la mais resistente à corrosão. Os revestimentos mais comuns são os de cromo (cromagem), os de níquel (niquelagem) e os de prata (prateação).
Exercícios
1. (UPE-2000) Fazendo-se passar uma corrente elétrica de 5 A, por 250 mL de uma solução de sulfato de níquel 2 mols/L, constatou-se decorrido um certo intervalo de tempo, que a concentração da solução reduziu-se à metade. Admitindo-se que não haja variação de volume, pode-se afirmar que o intervalo de tempo decorrido foi de:
Dado: Ni = 59 g/mol
a) 96.500 s
b) 9.650 s
c) 965 s
d) 48.250 s
e) 4.825 s.
2. A ilustração a seguir ilustra a eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de cobre (II).
Com relação a esse processo, classifique as afirmações dos itens a seguir como verdadeiras ou falsas.
a) Os íons Cu2+movimentam-se em direção ao ânodo, polo negativo, no qual sofrem redução.
b) A semirreação que ocorre no cátodo é: Cu2+(aq)+ 2 e–→ Cu(s).
c) A produção de gás cloro ocorre no cátodo, polo positivo da célula.
d) A semirreação que ocorre no ânodo é: 2 Cℓ–(aq)+ 2 e–→ Cℓ2(g).
3. (Covest-2003) O magnésio é utilizado atualmente nas indústrias espacial, aeronáutica e de aparelhos ópticos, pois forma ligas leves e resistentes, comparado com outros metais, como alumínio e ferro. O magnésio metálico é produzido a partir da eletrólise do cloreto de magnésio fundido (o processo Dow), obtido da água do mar. Sobre este processo de produção de magnésio metálico pode-se afirmar que:
0. É um processo espontâneo
1. Uma das semi-reações pode ser representada por: Mg 2+(fundido) + 2 e– → Mg (l)
2. Uma das semi-reações pode ser representada por: Cl –(fundido) + e– → Cl 2–(fundido)
3. A reação global é representada por: MgCl2(fundido) → Mg (l) + 2 Cl – (fundido)
4. São consumidos 4 mol de elétrons para a formação de 2 mol de Mg (l)
Gabarito
1. B
2. C
3. 1 e 4 verdadeiras
