A eletrólise é um fenômeno inverso àquele que ocorre numa pilha, pois agora a corrente elétrica provocará uma reação química.
A eletrólise possui diversas aplicações e veremos cada uma delas com calma, alguns exemplos são: galvanização, purificação ou refino eletrolítico, produção de elementos químicos de alta reatividade, entre muitas outras.
Vamos ver um exemplo simples de eletrólise para que fique claro:
Considere a reação:
Na + Cl → NaCl
Para a formação do NaCl é necessário que o sódio perca um elétron e o forneça para o cloro, asssim, o cloro ficará estável.
Podemos então escrever essa reação com duas semi-reações:
Na → Na+ + e
Cl + e → Cl-
Essa reação é espontânea, e podemos confirmar isso visualizando sua fem (força eletromotriz) que é + 4,07 V (valor positivo)
Agora, se quisermos o inverso dessa reação, ela não será espontânea, para ocorrer precisará ser forçada.
Nesse caso teremos a reação:
NaCl → Na+ + Cl-
O que ocorre é que a corrente elétrica faz com que saia um elétron do Cl- e o devolve para o Na+
Esse processo de eletrólise pode ser feito utilizando um circuito elétrico, composto de um gerador e um recipiente chamado célula ou cuba eletrolítica.
Essa eletrólise pode ser por eletrólise ígnea ou por dissolução em um solvente ionizante, que, geralmente é a água (eletrólise em solução).
Eletrólise Ígnea:
As substâncias passadas por essa Eletrólise são fundidas.
Podemos obter com essa Eletrólise o cloro, a partir do gás cloro, o sódio, a partir do NaCl, o alumínio, a partir da bauxita.
Ex: Eletrólise a partir da fusão do NaCl
Fundindo o NaCl a 808º C (ou seja, NaCl no estado líquido), dessa forma os íons do NaCl (Na+ e Cl-) ficam livres. Passando então corrente elétrica contínua através da célula eletrolítica.
Fundindo o NaCl ficamos com os íons livres. Agora o anodo que é o polo positivo atrairá os íons Cl(-), e o catodo que é polo negativo atrairá os íons Na(+).
OBS: Anteriormente vimos que a pilha tem o anodo como polo negativo e o catodo como polo positivo, podemos observar que agora é o contrário. Porém, uma informação que continua semelhante para ambos é que a corrente vai do anodo para o catodo. E ambos casos o anodo sofre oxidação e o catodo redução.
Continuando, o cloro ao ser atraído pelo anodo perde seus elétrons e são descarregados, esses elétrons em corrente chegam no catodo e recebem os elétrons e são descarregam.
Dessa forma:
Na+ + e → Na
Cl- + e → Cl
Na última reação do cloro, os átomos de cloro se agrupam em moléculas de Cl2.
Cl- → 1/2 Cl2 + e
Somando as duas semi-reações, teremos a equação global da eletrólise:
Na+ + e → Na
Cl- → 1/2 Cl2 + e
Eq. global: Na+ + Cl- → Na + 1/2 Cl2
Ex: NaCl em solução aquosa com eletrodos inertes
Vamos fazer a eletrólise do NaCl só que agora sem fundí-lo e sim fazendo ela em uma solução aquosa.
Como vamos fazer a eletrólise com a água, ela estará presente em nossas semi-equações.
A água, apesar de apresentar ionização fraca, teremos os íons do NaCl competindo com os íons da água para serem descarregados.
Temos uma tabela para ver quem terá a prioridade de descarga dos íons:
No caso do NaCl em solução aquosa, teremos essas semi-equações:
NaCl → Na+ + Cl-
H2O → H+ + OH-
2 Cl- → Cl2 + 2 e-
2 OH- → H2O + 1/2 O2 + 2 e-
Olhando na tabela de preferência de descarga, entre o OH- e o Cl-, tem preferência o Cl- pois ele é um ânion não-oxigenado.
2 Na+ + 2 e- → 2 Na
2 H+ + 2 e- → H2
Entre Na+ e H+, olhando na tabela de preferência de descarga veremos que a preferência é do H+, isso porque o Na (sódio) pertence a família 1A e ela vem antes do H+
Teremos então uma equação global igual a:
Vamos fazer agora a eletrólise do HCl em solução aquosa, com eletrodos inertes.
OBS: Quando eu digo eletrodos inertes é que eles não participarão da reação e nem disputaram para ter a preferência de descarga, ele é apenas um condutor de eletricidade. Veremos alguns casos em que os eletrodos serão ativos e participarão da solução.
Teremos:
HCl → H+ + Cl-
H2O → H+ + OH-
No anodo (+): ocorre oxidação
Só temos uma opção do H+
OBS: Como só há um H+ a eletrólise não fará diferenciação dos que estão vindo do HCl ou os que estão vindo da H2O, ambos casos são H+, por isso o que realmente importa é seguir a formação da equação para dar o resultado correta da equação geral.
Cl- → Cl + e
2 OH- → H2O + 1/2 O2 + 2 e-
Entre OH e Cl, a preferência de descarga é do Cl.
No anodo (-): redução
2 H+ + 2 e- → H2 (podemos pegar esse H+ do próprio HCl)
OBS: Muitas vezes eu irei multiplicar as semi-reações automaticamente por 2, isso porque as vezes será necessário para "cortar" os elétrons, porque isso é indispensável, ou as vezes porque os átomos tendem a formar moléculas, assim como H2 (gás hidrogênio), Cl2 (gás cloro), por conta disso já multiplico para ter formado as moléculas e não os átomos em particularidade.
Vemos que a eletrólise ocorre apenas no soluto (HCl)
Vamos fazer a eletrólise da água (H2O) e observar:
Mas a água pura não pode ser eletrolisada, porque sua condutividade elétrica é muito baixa, mas basta adicionar um pouco de NaOH ou de H2SO4 que é possível torná-la condutora, observe:
Vamos fazer a eletrólise do H2SO4 em solução aquosa, com eletrodos inertes:
Teremos a eletrólise apenas da água, observe que interessante:
H2SO4 → 2 H+ + SO4-2
2 H2O → 2 H+ + 2 OH-
No anodo (+) - oxidação:
SO4(2-) → SO4 + 2e
2 OH- → H2O + 1/2 O2 + 2e
Preferência é do OH(-) pois o SO4 é um ânion oxigenado.
No catodo (-) - redução
2 H(+) + 2e → H2
Junção das semi-reações para chegar na equação geral:
Vemos então que é feito apenas a eletrólise do solvente, no caso a água.
Vamos ver agora eletrólise em soluções aquosas só que com eletrodos ativos (ou reativos)
Esses eletrodos devem ser bons condutores de eletricidade, com isso, podemos usar eletrodos metálicos ou de grafite.
O grafite resiste a quase tudo, exceto ao oxigênio, pois sendo uma variedade do carbono, ele sofre oxidação na presença do oxigênio:
C(graf) + O2 → CO2
Os eletrodos metálicos funcionam bem na posição de catodo, porém quando eles são os anodos eles preferem retirar elétrons do seu próprio metal ao invés de descarregar ânions existentes em solução. Dessa forma, o próprio metal vai sendo desgastado.
Ex:
Eletrólise de H2SO4 em solução aquosa, com eletrodos de Cobre.
H2SO4 → 2 H(+) + SO4(2-)
H2O → H(+) + OH(-)
No anodo (+), teremos:
2OH(-) → H2O + 1/2O2 + 2e
SO4(2-) → SO4 + 2e
Agora teremos também o cobre:
Cu → Cu(2+) + 2e
Temos como preferência de descarga o cobre.
No catodo (-), teremos:
Temos uma única solução, H(+), ficando:
2 H(+) + 2e → H2
Assim, teremos as semi-equações que darão a equação global:
Dessa forma o cobre do anodo vai se desgastando.
Outra observação a ser feita é que antes a solução tinha H2SO4 que é incolor, com o passar do tempo a reação vai liberando CuSO4 e a solução vai se tornando azulada por conta da presença desse outro ácido.
Vamos ver agora um processo chamado Niquelagem, ou também conhecido pelo seu nome genérico Galvanização. Isso pode ser feito não apenas com o níquel como também cromo, prata, ouro, entre outros.
Para fazer isso vamos fazer a Eletrólise de NiSO4 em solução aquosa, com o anodo de níquel.
Colocaremos como catodo o objeto que queremos galvanizar, podendo ser um clipes, ou colher, uma lata, uma aliança, entre outros objetos.
Para isso basta ter como anodo o metal que você deseja que ofereça elétrons ao catodo e também uma solução da mesma composição que você deseja recobrir o seu material.
Vamos dizer que eu quero cobrir minha aliança de compromisso com níquel, então eu a mergulharei em uma solução de NiSO4 e colocarei no anodo o próprio níquel, certo?
Ficará assim:
NiSO4 → Ni(2+) + SO4(2-)
No anodo (+) - sofre oxidação:
Temos como escolha para a preferência de descarga o SO4(2-) e também o Ni
Nesse caso o que será preferível é o Níquel, ficando:
Ni → Ni(2+) + 2e
No catodo (-) - sofre redução:
Temos como escolha apenas o Ni(2+)
Ni(2+) + 2e → Ni
Se somarmos isso dará ZERO.
Esse zero indica que a eletrólise não altera a solução, a corrente apenas transporta o níquel do anodo para o catodo.
O níquel do anodo será desgastado e o objeto com o tempo será niquelado.
Vou colocar aqui o esquema do processo de niquelação:
Outra função da eletrólise é promover a purificação de determinado material, ou seja, colocamos um material impuro e a partir da eletrólise conseguimos fazer com que ele fique 99,9% puro.
Observe como isso é feito:
Eletrólise de CuSO4, em solução aquosa, com anodo de cobre impuro e catodo de cobre puro.
OBS: Como observar que sempre devemos colocar a solução com a presença do íon que vamos trabalhar, nesse caso como vamos trabalhar com o cobre, a solução deve ser de cobre também.
Teremos:
CuSO4 → Cu(2+) + SO4(2-)
No anodo temos:
Opção de descarga do SO4(2-) e do Cu
A preferência vai para o cobre.
Cu → Cu(2+) + 2e
No catodo, temos:
Cu(2+) + 2e → Cu
A soma dessa equação também dará ZERO.
Eletrólise quantitativa:
Será muito útil sabermos como determinar a quantidade de substância que será depositada em um eletrodo em função da corrente que passa pela mesma ou pela carga elétrica fornecida pelo gerador.
Com base em conceitos estudados na Física, devemos lembrar de uma fórmula que solucionará essa questão:
Q = i t
Q é dado em Coulomb (C)
i é dada em Ampère (A)
t é dado em segundos (s)
Geralmente os enunciados dos exercícios nos darão os dados abaixo, mas em todo caso:
A carga elétrica de um elétron é: 1,6 * 10^-19 C
A constante de Avogadro é: 6,02 * 10^23 mol^-1
Sabendo que a constante de Faraday é dada em: C/mol, teremos que ela equivale a:
6,02 * 10^23 * 1,6*10^19 = 96.500 C/mol aproximadamente
isso quer dizer que em 1 mol temos 96.500 C
Vamos a um exemplo para que essa ideia fique clara:
- Pela eletrólise de uma solução aquosa de NaCl, durante 25 min e com uma corrente de 3 A, obtém-se, nas CNTP, o seguinte volume de cloro, em mL: (Volume molar(CNTP) = 22,4 L mol^-1
a) 261
b) 430
c) 522
d) 804
e) 1008
Vamos lá, o primeiro passo é escrever as reações que ocorrem:
NaCl --> Na(+) + Cl(-)
H2O --> H(+) + OH(-)
No anodo teremos uma disputa de descarga entre Na(+) e H(+), e quem é prevalecido é o H(+)
2H(+) --> 2e + H2
No catodo teremos uma disputa de descarga entre Cl(-) e OH(-), e quem é prevalecido é o Cl-
2 Cl- + 2e --> Cl2
Como o enunciado pede do gás cloro, vamos verificar as informações que temos:
1 mol de gás cloro (Cl2) para sofrer descarga recebe 2 eletróns
então:
1 mol de Cl2 --> 2 mols de elétrons
1 mol de elétrons --> 96.500 C
2 mols de elétrons --> x
x = 193.000 C
Agora, vamos ver qual a quantidade de carga que o enunciado diz que passará por essa eletrólise usando:
Q = it
Q = 3 * 25 * 60 (multiplica-se por 60 porque o tempo tem que ser em segundos)
Q = 4500 C
Vamos montar então nossa relação:
1 mol de Cl2 --> 193.000 C
x --> 4500 C
x = 0,0233 mol
1 mol de Cl2 --> 22,4 L
0,0233 --> x
x = 0,522 L
Como o enunciado quer em mL:
1 L --> 1000 mL
0,522 L ---> x
x = 522 mL
Resposta: C
Metais de sacrifício
Esse é um método para proteger determinado metal de uma corrosão, com isso "sacrificamos" um outro metal para que este seja corroído e não o outro.
Para que isso ocorra é necessário que o metal que será sacrificado tenha menor potencial eletroquímico (Eº) do que o metal que desejamos preservar.
Ex:
Fe(2+) + 2e --> Fe Eº redução = + 0,34 V
Cu(2+) + 2e --> Cu Eº redução = - 0,41 V
Podemos observar que o potencial eletroquímico do ferro é bem menor do que o do cobre. Portanto, caso em contato ambos metais, o ferro servirá como anodo de sacrifício para o cobre.
Um breve resumo:
A proteção catódica é um método de aumento da resistência à corrosão, que consiste em tornar a estrutura a proteger em catodo de uma célula eletroquímica ou eletrolítica, forçando um alto grau de polarização catódica.
Proteção catódica é empregado para estruturas enterradas ou submersas. Não pode ser usada em estruturas aéreas em face da necessidade de um eletrólito contínuo, o que não se consegue na atmosfera.
A proteção anódica é um método de aumento da resistência à corrosão que consiste na aplicação de uma corrente anódica na estrutura a proteger. A corrente anódica favorece a passivação do material dando-lhe resistência à corrosão. A proteção anódica é empregada com sucesso somente para os metais e ligas formadores de película protetoras, especialmente o titânio, o cromo, ligas de ferro-cromo, ligas de ferro-cromo-níquel.
O seu emprego encontra maior interesse para eletrólitos de alta agressividade (eletrólitos fortes), como por exemplo um tanque metálico para armazenamento de ácidos.
A proteção anódica não só propicia a formação da película protetora mas principalmente mantém a estabilidade desta película. O emprego de proteção anódica é ainda muito restrito no Brasil, porém tem grande aplicação em outros países na indústria química e petroquímica.
Para mais informações e detalhes sobre esse processo, leia:
http://en.wikipedia.org/wiki/Cathodic_protection
http://en.wikipedia.org/wiki/Galvanic_anode
Nota: Espero ter sido claro nessa explicação, logo mais teremos exercícios para que vocês treinem o que acabaram de ver. Não deixem de fazer os exercícios porque só assim a fixação e o aprendizado estará completo. Qualquer dúvida deixa o espaço de comentários para que vocês perguntem, e também deixo o nosso e-mail entendaexatas@hotmail.com. E mais, caso não queiram nenhum desses meios, temos também nosso página no facebook que vocês podem perguntar tanto dessa matéria, como de qualquer outra na área de exatas: https://www.facebook.com/entendaexatasagora
Bem galera, é isso. Bom estudo!!
sensacional!
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