Electrólise

Electrólise
Valentim M. B. Nunes
Departamento de Engenharia Química e do Ambiente
Março de 2009
Electrólise
A electrólise é um processo no qual energia eléctrica é usada
para forçar a ocorrência de uma reacção química não
espontânea.
Electrólise do cloreto de sódio fundido
A electrólise em grande
escala do NaCl fundido é
feita numa pilha de Downs
810 °C
Ânodo: 2 Cl-(aq)  Cl2(g) + 2 e- produção de cloro
Cátodo: 2 Na+(aq) + 2 e-  Na(l) produção de sódio
Electrólise da água
Em água pura, a concentração iónica é muito baixa
([H3O+]  110-7 M), logo não há iões suficientes para a
electrólise.
Juntando por exemplo H2SO4 0.1 M:
ânodo: 2 H2O(l)  O2(g) + 4H+(aq) + 4 ecátodo: H+ + e-  1/2 H2(g)
Global: 2 H2O(l)  2 H2(g) + O2(g)
Purificação do cobre
A electrólise tem ainda outras aplicações, com a
extracção e purificação de metais.
O cobre impuro contém impurezas como Zn, Fe, etc..)
Produção do alumínio
O processo de HallHéroult tornou o alumínio
num metal extremamente
económico e com
inúmeras aplicações:
construção, refrigerantes,
aeronaves...
Ânodo: 2 O2-  O2 + 4 e-
Cátodo: Al3+ + 3 e-  Al(l)
Global: 2 Al2O3  4 Al + 3 O2
Electrodeposição metálica
A electrodeposição de um metal sobre outro tem como
objectivo conferir determinadas propriedades, como
aparência (exº: brilho), dureza, resistência à corrosão, etc.
Au3+(aq) + 3e-  Au(s)
Aspectos quantitativos: Lei de Faraday
Faraday verificou que a
massa de produto formado ou
consumido num eléctrodo é
directamente proporcional à
quantidade de electricidade
transferida e à massa molar.
Corrente (A)  tempo (s)
Carga em Coulomb (C)
Número de Faraday´s
Nº de moles de substância
oxidada ou reduzida
Massa de substância
oxidada ou reduzida
Lei de Faraday
M  I t
m
nF
Exemplo: Calcular a massa de alumínio que é depositada
numa electrólise, num banho contendo iões Al3+, com uma
intensidade de corrente de 40 A, durante 30 minutos.
Carga total = 40 C/s  30 min  60 s/min = 72000 C
nº de Faradays = 72000 C / 96500 C.mol-1  0.75 mol de eComo Al3+ + 3 e-  Al
nº de moles de Al = 0.75/3 = 0.25 mol
massa de Al = 0.25 mol  27 g.mol-1  6.75 g