eletroquimica-a

ELETRÓLISE
Células eletrolíticas são mecanismos que provocam uma reação não espontânea de oxi-redução pelo
fornecimento de energia elétrica
ELETRÓLISE ÍGNEA
É o processo de decomposição de uma substância iônica fundida por meio da passagem de corrente
elétrica.
A eletrólise do cloreto de sódio fundido(ígnea)
•
•
•
Na célula eletrolítica temos em um par de eletrodos inertes( platina,grafite) mergulhados no
NaCℓ fundido (líquido).
Como o ponto de fusão do NaCℓ é cerca de 800oC, a célula deve operar acima desta temperatura.
A bateria ligada por meio do circuito externo tem a finalidade fornecer elétrons para o
sistema.
Os íons de cloro com a sua carga negativa são atraídos ao ânodo, onde perdem um elétron:
Cℓ -
→
Cℓ + e-
os átomos de cloro se juntam, dois a dois, formando gás Cℓ2:
54
2 Cℓ-
a reação anódica é:
→ Cℓ2 (g) + 2 e -
Os íons de sódio positivamente carregados são atraídos para o cátodo, onde cada íon recebe um elétron:
Na+ + e -
→ Na(ℓ)
Sendo o ponto de fusão do sódio apenas 98oC, o sódio que se forma permanece líquido e sobe à superfície
nas proximidades do eletrodo.
A reação da célula eletrolítica será:
Ânodo:
2 Cℓ - → Cℓ2(g) + 2 e - (oxidação)
Cátodo:
2 Na+ + 2e- → 2 Na(ℓ) (redução)
2 Na + + 2 Cℓ-
•
→
2 Na(ℓ) + Cℓ 2 (g)
À medida que os íons Cℓ- são removidos no ânodo, outros íons Cℓ- se movem em direção a este
eletrodo e tomam lugar dos primeiros. Semelhantemente, a remoção dos íons Na+ no cátodo
acarreta a movimentação de outros Na+ para esse eletrodo.
Eletrólise de soluções aquosas usando eletrodos inertes
Se ao invés de usarmos cloreto de sódio fundido , utilizássemos solução aquosa de cloreto de sódio,
teríamos um problema:
Tanto a água quanto o cloreto de sódio podem ionizar:
H2O
→
H+ + OH -
e
NaCℓ
Na+ + Cℓ -
→
55
Desta forma teremos uma competição :
O polo negativo pode descarregar H+ ou Na+
O polo positivo pode descarregar OH- ou CℓPara resolver o problema os químicos elaboraram , baseados em dados
experimentais , a fila de facilidade de descarga de íons nos eletrodos
Facilidade de descarga em eletrólise aquosa
faraday
Cátions
1A , 2A , Al 3+→ H+ → Zn2+,Fe2+,Ni2+, Cr3+ → Cu2+ ,Ag+,Au3+
Ânions
não oxigenados → OH- → orgânicos → oxigenados
( H3CCOO-...) ( ClO3- , NO3-,SO42-.)
( Cl - , Br -,I-,S2-...)
Assim, para a eletrólise aquosa do NaCℓ teríamos :
2NaCℓ
→
2Na+ + 2Cℓ -
2H2O
→
2H+ + 2OH -
Ânodo:
2 Cℓ -
→ Cℓ2 + 2e -
Cátodo:
2 H+ + 2e- → 2H2
(oxidação)
(redução)
2 NaCℓ(aq) + 2 H2O(ℓ) → H2(g) + Cℓ2(g) + 2NaOH(aq)
para a eletrólise aquosa do NiCℓ2 teríamos :
NiCℓ2
→
Ni2+ + 2Cℓ -
2H2O
→
2H+ + 2OH -
Ânodo:
2 Cℓ -
→ Cℓ2 + 2e - (oxidação)
Cátodo:
Ni2+ + 2e- → Ni
NiCℓ2(aq)
Para a eletrólise aquosa do CuSO4 teríamos :
56
→
(redução)
Ni(s) + Cℓ2(g)
(como na eletrólise ígnea)
CuSO4
2H2O
Ânodo:
Cátodo:
→
→
Cu2+ + SO422H+ + 2OH -
2 OH - → H2O + 1/2O2 + 2e - (oxidação)
Cu2+ + 2e- → Cu
(redução)
CuSO4(aq) + 2 H2O(ℓ) → Cu(s) + 1/2O2(g) + H2SO4(aq)
Para a eletrólise aquosa do CuSO4 teríamos :
Ânodo:
Cátodo:
CaSO4
→
Ca2+ + SO42-
2H2O
→
2H+ + 2OH -
2 OH - → H2O + 1/2O2 + 2e - (oxidação)
2 H+ + 2e- → H2
(redução)
H2O(ℓ) → H2(g) + 1/2O2(g) (eletrólise da água)
ESTEQUIOMETRIA DAS PILHAS E DA ELETRÓLISE
Corrente elétrica (i) : é a carga elétrica que atravessa a seção
transversal de um circuito dividida pelo intervalo de tempo.
A unidade do SI usada para expressar corrente elétrica é o ampère,
simbolizado por A, definido como C/s (Coulomb por segundo).
O aparelho utilizado para medir a corrente elétrica é o amperímetro, que
fornece o resultado da medida em ampères.
O amperímetro mede, portanto, quantos coulombs de carga passam por
ele a cada segundo. Para saber a carga elétrica que atravessa um circuito
durante certo tempo, basta multiplicar a corrente elétrica (em A) pelo
intervalo de tempo (em s), ou seja
Q =i . t
Em 1909, o físico americano Millikan determinou a carga elétrica de um elétron que é 1,6x10-19C.
Como sabemos que um mol de elétrons corresponde a 6,02x1023 e-, a quantidade de carga
transportada pela passagem de um mol de elétrons é dada pelo produto entre esses dois valores, ou seja:
57
1,6x10-19 x 6,02x1023 = 9,65x104C ou 96500C
(quantidade de carga transportada por um mol de elétrons, denominada Constante de Faraday (1F).
1 F = 96.500 C
Quando se conhece a quantidade de carga fornecida em uma eletrólise, é possível prever a quantidade
(massa, mol, etc) de substâncias que serão produzidas nesse processo.
1ª lei de Faraday
A massa que se forma em um eletrodo é
diretamente proporcional à quantidade de
elétrons que atravessa a solução.
Michael Faraday
1º exemplo : Qual a quantidade de eletricidade necessária para produzir 12,7 g de cobre metálico por
eletrólise ?
Cu+2
+
2e-
2mol
Cu
1mols
2 . 96500C ................ 63,5 g
X ....................... 12,7 g
X = 38.600 C
2º exemplo : Qual a intensidade da corrente elétrica produzida por uma pilha de cobre/zinco que
funcionou por 25 minutos e 44 segundos gerandom uma carga de 772C ?
Q=i.t
772C = i . 1544s
i = 0,5 A
3º exemplo : Qual a massa de cobre metálico produzida quando uma corrente elétrica de 1,93 A
atravessa uma solução de sulfato de cobre II durante 10 minutos .
Q=i.t
Cu+2
Q = 1,93 A . 600s
+
2e-
Q = 1.158C
Cu
2. 96 500C ............ 63,5g
1.158 C ................ x
X = 0,381 g de cobre
58