Eletroquímica: Células Eletrolíticas

10. Trabalho Experimental
Eletroquímica: Células Eletrolíticas
10.1 Introdução
Uma reação de oxi-redução é espontânea quando o valor de E da reação da célula
combinada for positiva. Inversamente se o valor de E da célula for negativo, a reação não
poderá ocorrer espontaneamente na direção em que está escrita, porque o processamento de
tal reação requereria a adição de energia. Se a energia elétrica requerida for fornecida ao
sistema é possível uma reação não espontânea ocorrer; uma reação deste tipo é chamada
REAÇÃO DE ELETRÓLISE.
10.2 Condutividade elétrica
Os líquidos, em particular as soluções, podem ser classificadas em dois grupos, em
função do seu comportamento sob o efeito de um campo elétrico.

Líquidos que contêm apenas moléculas covalentes;

Líquidos que contêm íons(esses íons podem ter estado nessa forma sólido
iônico original, ou podem ter resultado da reação de um soluto covalente com
um solvente polar).
Os líquidos que contêm íons podem sofrer um processo de eletrólise e são
condutores de corrente elétrica. Esses líquidos são designados eletrólitos; as soluções são,
comumente, chamadas eletrolíticas.
Por outro lado, os líquidos(soluções) que contêm apenas moléculas não sofrem
eletrólise e não são capazes de conduzir a corrente elétrica.
Os elétrons envolvidos em uma ligação metálica são relativamente livres para
mudar-se de átomo em átomo; desse modo, se for aplicada uma diferença de potencial entre
duas partes de um metal esses elétrons da estrutura metálica migram na direção da região
carregada positivamente, deslocando-se sucessivamente dos orbitais de um átomo para os
seus vizinhos. Diz-se, então, que os metais conduzem a corrente elétrica eletronicamente.
10.3 Reações eletrolíticas
Os processos eletrolíticos são de grande importância na indústria atual. É provável
que o mais simples dos processos eletrolíticos seja aquele em que duas lâminas de cobre,
ligadas a terminais opostos de uma fonte de voltagem, são mergulhadas em uma solução
aquosa de sulfato de cobre.
Na lâmina de cobre ligada ao terminal negativo (cátodo) ocorre deposição de mais
cobre metálico, enquanto que no outro eletrodo, ligado as terminal positivo (ânodo) o cobre
metálico é oxidado a Cu2+.
O eletrodo em que ocorre redução é sempre chamado cátodo, enquanto que o
ânodo é sempre o eletrodo no qual ocorre oxidação.
Cu 2aq   2e   Cu  s no cátodo
Cu  s  Cu 2aq   2e  no ânodo
Se o ânodo de um célula deste tipo é feito de cobre impuro(99%), é possível depositar no
cátodo cobre de pureza(99,98%). Então, este e outros processos de refinação eletrolítica
encontram emprego considerável na preparação de grandes quantidades de metais de
elevada pureza.
Figura 1- Refino de cobre impuro
Na verdade, não existe reagente químico facilmente acessível que possa reduzir
estes íons a metais, em grandes quantidades. Em vista disto, a preparação comercial dos
metais ativos envolve a redução eletrolítica em um cátodo, como por exemplo na eletrólise
de MgCl2 fundido.
Mg2aq   2e   Mg s
no cátodo
2Cl   Cl 2  2e 
no ânodo
Figura 2- Eletrólise de cloreto de magnésio fundido
10.4 Eletrólise em soluções aquosas
Em uma célula eletrolítica, conforme figura 3 e 4 uma solução aquosa de ácido
clorídrico ( íons H+ e Cl-) é colocada entre dois eletrodos de grafita ligados por fios
metálicos aos terminais de uma bateria. O circuito é equipado com um interruptor e com
uma lâmpada.
Suponhamos que, no princípio da experiência, o interruptor esteja aberto, de modo
que só um dos eletrodos esteja ligado à bateria. Nestas condições, nenhuma reação química
é observada em qualquer dos dois eletrodos.
Figura 3- Circuito com interruptor aberto
Após ser fechado o circuito, começarão a se verificar mudanças importantes:
formar-se-ão bolhas na superfície de cada um dos eletrodos e a lâmpada se acenderá. As
bolhas formadas no eletrodo que está ligado ao terminal negativo da bateria(eletrodo
negativo da pilha eletrolítica) consistem em hidrogênio gasoso, H2; as que se formam no
eletrodo que está ligado ao terminal positivo da bateria (eletrodo positivo da pilha)
consistem em cloro gasoso, Cl2. No circuito fechado, os elétrons passam da bateria para um
dos eletrodos de grafita, e, do outro eletrodo de grafita, de volta para a bateria, pois todas
essas partes do circuito consistem em condutores eletrônicos – fio metálico e placas de
grafita(a grafita é um condutor eletrônico).
Figura 4 – Circuito com interruptor fechado
Verifica-se experimentalmente que, se deixarmos a corrente passar através do
circuito por um certo período de tempo, o número de moles de H2(g) desprendidos no
eletrodo negativo é igual ao número de moles de Cl2(g) liberados no eletrodo postivo. Então,
a reação líquida que ocorre no sistema quando se faz passar corrente elétrica por ele pode
ser representada por:
energia
+
2H + 2Cl
-
H2(g) + Cl 2 (g)
elétrica
Quando o interruptor está aberto, os íons positivos H+(aq) e negatvos Cl-(aq)
presentes na solução de ácido clorídrico estão em movimento contínuo aleatório. Logo que
o interruptor é fechado, o eletrodo de grafita ligado ao terminal negativo da bateria fica
carregado negativamente, e o eletrodo de grafita que está ligado ao terminal positivo da
bateria fica carregado positivamente; então, os íons positivos e negativos em solução
começam a ter deslocamento dirigido, por casa da atração dos eletrodos carregados. Os íons
hidrogênio hidratados carregados positivamente tendem a migrar para o eletrodo negativo,
os íons cloreto hidratados carregados negativamente tendem a migrar para o eletrodo
positivo. Esse movimento dirigido dos íons em direção aos eletrodos de carga oposta é
muito lento, porque a migração se opõem as colisões freqüentes com as moléculas de água
circundantes. Embora a migração dos íons em direção aos eletrodos de carga oposta seja
lento, o número de íons existentes é muito elevado se a de solução HCl(aq) for 1mol/L de
modo que o número de íons presentes na vizinhança de cada eletrodo é suficiente para
produzir uma reação perceptível, como a evolução de bolhas de gás.
Quando dois eletrodos são submersos em água pura não acontece nada. A água
não é boa condutora de eletricidade porque a concentração dos íons H+ (H3O+) e OH- é
muito pequena: 1x10-7 mol/L. Quando se adiciona uma pequena quantidade de uma
substância iônica, como cloreto de sódio ( NaCl) ocorrem as seguintes reações:
Cátodo: redução
2 H2O + 2 e-
H2 + 2 OH½O2 + 2 H+ + 2 e-
Ânodo: oxidação H2O
Quando se tem uma solução concentrada de NaCl (figura 5)as reações passam a ser:
Cátodo: redução
2 H2O + 2 e-
Ânodo: oxidação
2 Cl-
H2 + 2 OHCl2 + 2 e-
A reação completa é:
eletricidade
2 NaCl + 2 H2O
Cl2 + H2 + 2 NaOH
Figura5: Eletrólise do NaCl aquoso
Três células eletróliticas de NaCl :
10.5 Leis de Faraday
Em 1832, Faraday descobriu duas leis de importância fundamental sobre a relação
que existem entre a quantidade de eletricidade que passa através de uma solução e a
quantidade de matéria gerada nos eletrodos.
A primeira lei de Faraday da eletrólise estabelece que “os pesos das substâncias
formadas nos eletrodos durante a eletrólise são diretamente proporcionais à quantidade de
eletricidade que passa através do eletrólito(solução ou massa fundida)”. Por exemplo, se
1mol de elétrons(6,02x1023 elétrons) depositam 107,88g de prata(1mol), 2moles de
elétrons(2x6,02x1023 elétrons) depositarão 2x107,88g de prata (2moles).
A Segunda lei de Faraday da eletrólise estabelece que “as massas das diversas
substâncias formadas pela passagem da mesma quantidade de eletricidade são
proporcionais aos pesos equivalentes de cada substância”.
Se uma dada quantidade de eletricidade provoca a formação de 22,99g(1
equivalente) de sódio metálico, Na, na eletrólise do Na+ Cl- fundido, esta mesma
quantidade de eletricidade provocará a formação de 63,54/2=31,77g(1 equivalente) de
cobre metálico, Cu, a partir de uma solução que contenha íons Cu2+; ou, 26,98/3=8,99g(1
equivalente) de alumínio metálico, Al, a partir de uma massa fundida de Al2O3 contendo
íons Al3+.
Anotações:
10.6 PARTE EXPERIMENTAL
Materiais:
Reagentes:
Béqueres de 250mL
Solução de cloreto de sódio
Tubos de ensaio
Solução alcoólica de fenolftaleína
Fonte de corrente contínua
Solução de H2SO4 0,5mol/L
Placas de ferro
Solução de CuSO4 0,5mol/L
Eletrodos de grafite
Solução de KI 0,5mol/L
Fios e conectores
Solução de amido
Lixas
1ª EXPERIÊNCIA: eletrólise de NaCl aquoso
a) Em um béquer de 250mL coloque 150mL de NaCl 250g/L, adicione 3 gotas de
fenolftaleína.
b) Introduza os eletrodos de grafite, previamente lixados, conforme a figura 6
Figura 6 – Célula eletrolítica em solução de NaCl
c) Ligue os eletrodos nos pólos da fonte de corrente contínua aproximadamente 3 volts.
d) Observe e preencha a tabela:
2ª EXPERIÊNCIA: eletrólise do H2SO4 em solução aquosa.
a) Em um béquer de 250mL coloque 150mL de solução H2SO4 0,5mol/L, coloque 3 gotas
de fenolftaleína.
b) Introduza os eletrodos de grafite, previamente lixados, conforme a figura 7.
Figura 7– Célula eletrolítica em solução de H2SO4
c) Ligue os eletrodos nos pólos da fonte de corrente contínua, aproximadamente 3 volts e
informe o quadro:
Semi- reação Anódica:
Semi -reação Catódica:
Reação global:
Observações:
3ª EXPERIÊNCIA: Montar duas células eletrolíticas com eletrodos em série.
a) Na figura 8 abaixo temos duas células eletrolíticas contendo respectivamente CuSO4 e
KI em soluções, ligadas em série e com eletrodos de grafite.
Figura 8- Eletrólise com eletrodos em série
b) Após ligar os eletrodos nos pólos de fonte de corrente contínua informe:
1)
Béquer A
Semi- reação anódica:
Semi- reação catódica:
Semi- reação global:
Observações:
2)
Béquer B
Semi- reação anódica:
Semi- reação catódica:
Semi- reação global:
Observações:
Obs.: I2 + KI
KI3
Iodo é solúvel em KI dando o KI3 de cor castanho avermelhado.
Questionário:
1) Na eletrólise aquosa NaCl como se pode identificar os produtos formados.
2) Cite aplicações industriais para os 3 produtos formados na eletrólise aquosa do NaCl.
3) Indicar os produtos formados durante a eletrólise do Al2O3 fundido. Mostre como esse
processo é feito industrialmente.
4) Uma solução aquosa de sulfato de cobre( CuSO4) é eletrolisada, usando-se eletrodos
inertes:
a) Dê as semi- reações anódicas, catódicas e a reação global do processo.
c) Calcule quantos gramas de cobre metálico e de gás oxigênio são produzidos quando a
célula é atravessada por uma corrente de 5,0 A durante 1,5 horas.
5) Explique em que consiste os processos de galvanoplastia.
6) Explique o que ocorre com a concentração da solução de sulfato de cobre durante o
processo de cobreamento.