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Índice
Introdução
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.
Principais conclusões
- Eletrólise é um processo não espontâneo em que uma corrente elétrica aplicada provoca reações de oxirredução em um meio iônico, fazendo cátions serem reduzidos no cátodo e ânions oxidados no ânodo, em soluções ou substâncias fundidas.
- A fonte elétrica força o fluxo de elétrons: no cátodo ocorre redução de cátions, no ânodo oxidação de ânions; eletrodos são geralmente inertes (platina, grafita) e a substância pode estar fundida (ígnea) ou em solução aquosa, determinando produtos formados.
- Cientificamente, a eletrólise permite produção de metais e gases reativos; Faraday estabeleceu a eletrólise quantitativa relacionando carga e massa depositada, e Millikan mediu a carga do elétron, resultando na constante de Faraday usada em cálculos eletrolíticos.
- Em questões do ENEM, atenção: na eletrólise aquosa há descarga concorrente de íons do soluto e da água, seguindo ordem de prioridade (ex.: H+ > Na+; Cl> OH-); equacionar semi-reações e distinguir eletrólise ígnea de aquosa evita erros comuns.
- Relevância prática: processos industriais como cloro-álcali, extração eletrolítica de Na, Al e galvanização dependem de eletrólise; a lei de Faraday permite calcular massas depositadas a partir de corrente e tempo, conectando teoria e aplicação.
Eletrólise Ígnea
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).
Eletrólise em Meio Aquoso
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 (CuSO4 (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)
| Cátodo | Ânodo | |
| Migração de íons | H+ e Na+ | Cl- e OH- |
| Facilidade de descarga | H+ > Na+ | Cl- > OH- |
| Semi-reação | Redução2 H+ + 2 e- → H2 | Oxidação2 Cl- → Cl2 + 2 e- |
| Íons presentes na solução | Na+ | OH- |
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 (CuSO4 (aq))
Na solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO4 (aq)), temos:
CuSO4 (aq) → Cu2+ (aq) + SO42- (aq)
H2O (l) → H+ (aq) + OH- (aq)
| Cátodo | Ânodo | |
| Migração de íons | Cu2+ e H+ | OH- e SO42- |
| Facilidade de descarga | Cu2+ > H+ | OH- > SO42- |
| Semi-reação | ReduçãoCu2+ (aq) + 2 e- → Cu (s) | Oxidação2 OH- (aq) → H2O (l) + ½ O2 + 2 e- |
| Íons presentes na solução | H+ | SO42- |
A reação global do processo é obtida a partir da soma das quatro equações acima:
Eletrólise Quantitativa
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):
Exercício de fixação
Exercícios sobre Eletrólise para vestibular
Unesp/2017
Em um experimento, um estudante realizou, nas Condições Ambiente
de Temperatura e Pressão (CATP), a eletrólise de uma solução aquosa de ácido sulfúrico, utilizando uma fonte de corrente elétrica contínua de 0,200 A durante 965 s. Sabendo que a constante de Faraday é 96.500 C/mol e que o volume molar de gás nas CATP é 25.000 mL/mol, o volume de H2 (g) desprendido durante essa eletrólise foi igual a:
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