Eletrólise

Eletrólise é um processo não-espontâneo que produz reações químicas de oxirredução provocadas pela passagem de uma corrente elétrica através de um sistema líquido com íons.

A eletrólise é aplicada na produção de metais, como Na, K, Mg, Al, de ametais, como Cl₂ e F₂, e de hidróxido de sódio (NaOH). A eletrólise é, também, usada no processo de galvanização, que se trata da deposição de finas películas de metais sobre peças metálicas ou plásticas, tornando-as mais bonitas, brilhantes e valiosas, e aumentando sua resistência à corrosão.

O processo de eletrólise ocorre em cubas eletrolíticas, onde um gerador (pilha) produz a corrente elétrica. Os eletrodos formados por platina ou grafita são geralmente inertes, e as substâncias que sofrerão eletrólise podem estar liquefeitas (fundidas) ou em solução aquosa.

Quando a substância pura se encontra no estado líquido (fundida), sem haver água no sistema, temos a ocorrência da eletrólise ígnea. Um exemplo desse processo é o que ocorre com o cloreto de sódio (NaCl), usando eletrodos de platina.

NaCl → Na⁺ + Cl^-

Nos eletrodos, ocorrem as seguintes semi-reações:

• (-) Cátodo (redução): Na⁺ + e^- → Na
• (+) Ânodo (oxidação): 2 Cl^- → Cl₂ + 2 e^-

Igualando a quantidade de elétrons recebidos e cedidos e somando as duas semi-reações, obtemos a reação global da eletrólise:

• Cátodo: 2 Na⁺ + 2 e^- → 2 Na
• Ânodo: 2 Cl^- → Cl₂ + 2 e^-
• Reação global: 2 Na⁺ + 2 Cl^- → 2 Na + Cl₂

A eletrólise ígnea do cloreto de sódio resulta em sódio metálico (Na) e gás cloro (Cl₂).

Na eletrólise em meio aquoso é preciso considerar tanto os íons proveniente do soluto, quanto os provenientes da ionização da água. Genericamente, temos:

CA → C⁺ + A^-

H₂O → H⁺ + OH^-

Foi verificado, experimentalmente, que só um dos cátions e só um dos ânions sofrem descarga nos eletrodos, seguindo a ordem de prioridade abaixo:

Alguns exemplos de eletrólises em meio aquoso são: Eletrólise aquosa do cloreto de sódio (NaCl _(aq)) e Eletrólise aquosa do sulfato de cobre (CuSO_{4 (aq)}).

Eletrólise aquosa do cloreto de sódio (NaCl _(aq))

Na solução aquosa de cloreto de sódio (NaCl _(aq)), temos:

NaCl → Na⁺ _(aq) + Cl^- _(aq)

H₂O → H⁺ _(aq) + OH^- _(aq)

A reação global do processo é obtida a partir da soma das quatro equações acima:

Na eletrólise do NaCl _(aq), é possível obter soda cáustica (NaOH), gás hidrogênio (H₂) e gás cloro (Cl₂). A presença de OH^- ao final do processo de eletrólise caracteriza soluções básicas.

Eletrólise aquosa do sulfato de cobre (CuSO_{4 (aq)})

Na solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO_{4 (aq)}), temos:

CuSO_{4 (aq)} → Cu²⁺ _(aq) + SO₄^2- _(aq)

H₂O _(l) → H⁺ _(aq) + OH^- _(aq)

A reação global do processo é obtida a partir da soma das quatro equações acima:

Faraday descobriu que os íons de um metal são depositados no estado sólido quando uma corrente elétrica passa por uma solução iônica de um sal desse metal. Por exemplo, a prata (Ag) se deposita na presença de uma solução salina de nitrato de prata (AgNO₃), de acordo com a seguinte semi-reação:

1 Ag⁺ _(aq) + 1 e^- → 1 Ag _(s)

1 mol       1 mol           1 mol

Já o cobre (Cu), se deposita na presença de uma solução salina de nitrato de cobre (Cu(NO₃)₂), de acordo com a seguinte semi-reação:

1 Cu²⁺ _(aq) + 2 e^- → 1 Cu _(s)

1 mol       2 mol           1 mol

De acordo com as semi-reações acima, podemos perceber que 1 mol de elétrons provoca a deposição de 1 mol de Ag⁺ _(aq), enquanto que são necessários 2 mol de elétrons para depositar 1 mol de Cu²⁺ _(aq). A quantidade de elétrons que circula na solução iônica depende da corrente elétrica.

A velocidade de fluxo de uma corrente elétrica é expressa em ampère (A), que se refere ao número de coulombs (quantidade de carga elétrica, Q) que passa por um ponto por unidade de tempo (t).

$$Corrente (i) = {carga (Q) \over tempo (t)}.$$ → $$A = {coulomb (C) \over segundo (s)}.$$

Q (C) = i (A) x t (s)

Considerando:

Q = quantidade de carga elétrica (coulomb – C)

i = intensidade da corrente elétrica (ampère – A)

t = tempo decorrido na eletrólise (segundo – s)

Millikan determinou, em 1909, que o elétron apresenta carga elétrica igual a 1,6 x 10^-19 C. Sendo que 1 mol de elétrons corresponde a 6,02 x 10²³ e^-, a quantidade de carga transportada pela passagem de 1 mol de elétrons é:

1 elétron -------------------- 1,6 x 10^-19 C

6,02 x 10²³ elétrons ------ Q

Q = 1,6 x 10^-19 C x 6,02 x 10²³ = 9,65 x 10⁴ C = 96500 C

Assim, 1 mol de elétrons transporta 9,65 x 10⁴ C ou 96500 C de carga elétrica, e essa quantidade é denominada constante de Faraday (unidade: F):