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:
Igualando a quantidade de elétrons recebidos e cedidos e somando as duas semi-reações, obtemos a reação global da eletrólise:
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 (CuSO4 (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.
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:
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):
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: