Eletrólise – Como ocorre, classificação, Leis da Eletrólise e aplicações

Eletrólise é um processo físico-químico que precisa de algum tipo de energia elétrica para gerar uma reação química. Ou seja, estamos falando de uma reação química artificial, provocada por uma corrente elétrica, essa que pode ser uma pilha, ou bateria, por exemplo.

Portanto, a eletrólise é um processo completamente inverso ao que acontece nas pilhas, que por sua vez é espontâneo. Sendo assim, na eletrólise, para que uma reação de oxirredução ocorra, é preciso que um gerador forneça a corrente elétrica necessária pra o processo aconteça.

Sendo assim, hoje vamos aprender um pouco mais sobre a eletrólise. Confira.

Como ocorre a Eletrólise

Primeiramente, para acontecer a eletrólise é essencial uma fonte de energia externa. Isso porque não estamos falando de uma reação química espontânea. Nesse sentido, as fontes de alimentação podem ser pilhas, baterias ou geradores.

Portanto, é essa fonte de energia que irá fazer com que o eletrodo funcione, pois são indispensáveis para o processo da eletrólise. Os eletrodos geralmente são feitos de grafita ou de platina. São esses materiais que atuam como condutores elétricos das ondas que serão enviadas através dos fios interligados às fontes de energia. Dessa forma, o grafite, apesar de se um ametal, é um excelente condutor de energia.

Os eletrodos, por sua vez, são compostos por algum tipo de energia, sendo uma positiva e a outra negativa. A energia positiva é chamada de ânodo, ou polo positivo, e a energia negativa de cátodo, ou polo positivo. Sendo assim, ao serem colocados na cuba eletrolítica (recipiente onde ocorre o processo de eletrólise), os materiais são puxados pelos eletrodos conforme a sua carga. Ou seja, o positivo atrai negativo, e vice e versa.

Então, primeiro são os compostos de energia positiva que atraem ao eletrodo negativo, assim, retiram os elétrons. Os elétrons por sua vez são enviados para o outro eletrodo, onde a carga positiva atrai os compostos de energia negativa. Por fim, gera o fluxo de corrente de eletricidade.

Contudo, é importante ressaltar que existem dois tipos de eletrólise. Sendo eles a eletrólise ígnea e a eletrólise aquosa. Endenta melhor o que são cada uma delas a seguir:

Eletrólise Ígnea

Primeiro a eletrólise ígnea que é aquela se ocorre a partir de um eletrólito fundido, ou seja, que já passou pelo processo de fusão.

A eletrólise ígnea é muito usada cotidianamente, principalmente na produção de metais. Sendo assim, confira o exemplo de eletrólise do NaCl (cloreto de sódio – sal de cozinha), com produção do sódio metálico e do gás cloro:

• Semirreação no cátodo: Na⁺+ e^– → Na  . (2)
• Semirreação no ânodo: 2 Cl^–→ Cl₂ + 2e^–
• Reação global: 2 Na⁺+ 2 Cl^– → 2 Na + Cl₂

Portanto, quando a corrente elétrica passa pela célula eletrolítica, os cátions de Na⁺ são atraídos pelo polo negativo.  Ao mesmo tempo os ânions de Cl^–, são atraídos pelo polo positivo. Sendo assim, no caso do Na⁺, ocorre uma reação de redução, enquanto no Cl^–, ocorre uma reação de oxidação.

Eletrólise Aquosa

Já na aquosa, o solvente ionizante utilizado é a água. Sendo assim, em solução aquosa, a eletrólise pode ser realizada com eletrodos invertes ou eletrodos ativos (ou reativos).

Eletrodos Inertes

Então, na eletrólise aquosa, a água da solução se ioniza de acordo com a equação:

H₂O ↔ H⁺ + OH^–

Com a dissociação do NaCl temos:

NaCl → Na⁺ + Cl^–

Portanto, os cátions H⁺ e Na⁺ podem ser descarregados no polo negativo, enquanto os ânions OH^– e Cl^– podem ser descarregados no polo positivo.

Contudo, nos cátions ocorrem uma reação de redução, e nos ânions, uma reação de oxidação.

Assim, temos a seguinte reação de eletrólise:

2 NaCl + 2 H₂O → 2 Na⁺ + 2 OH^– + H₂ + Cl₂

Por fim, podemos concluir que as moléculas de NaOH permanecem em solução, enquanto o H₂ é liberado no polo negativo e o Cl₂, no polo positivo.

Esse processo resultará na equação equivalente:

2 NaCl + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂ + Cl₂

Eletrodos Ativos

Já nesse caso, os eletrodos ativos participam da eletrólise, porém, sofrem uma corrosão.

Por exemplo, temos a eletrólise em solução aquosa do sulfato de cobre (CuSO₄):

CuSO₄ → Cu₂ + SO ^2-₄H₂O → H⁺ + OH^–

Sendo assim, o anodo de cobre sofrerá uma corrosão:

Cu⁰ → Cu²⁺ + 2e^–

Isso acontece porque de acordo com os potenciais-padrão dos eletrodos, a corrente elétrica tem mais facilidade em retirar os elétrons do Cu⁰ do que do SO ^2-₄ ou do OH^–.

Conforme o processo até aqui, no polo negativo ocorre a seguinte reação de eletrólise:

2e^– + Cu²⁺ → Cu

No entanto, no polo positivo temos a reação de eletrólise:

Cu → Cu²⁺ +2e^–

Contudo, ao somarmos as duas equações de eletrólise temos como resultado o zero.

Leis da reação química

As Leis da eletrólise foram definidas por Michael Faraday, um físico-químico inglês, em 1834. Segundo a primeira lei da eletrólise, a massa de qualquer elemento eletrolisado é diretamente proporcional à fração de carga que atravessa o sistema. Portanto, se a carga elétrica que atravessa a solução for duplicada, a massa da substância também dobra.

Sendo assim: Q = i . t, onde:

• Q: carga elétrica (C);
• i: intensidade da corrente elétrica (A);
• t: intervalo de tempo da passagem da corrente elétrica (s).

Já a segunda Lei da eletrólise define que, para uma mesma quantidade de carga elétrica, as massas das substâncias químicas eletrolisadas em qualquer eletrodo, são diretamente proporcionais aos seus equivalentes químicos.

Desse modo: M = K . E, onde:

• M: massa da substância;
• K: constante de proporcionalidade;
• E: equivalente-grama da substância.

Aplicações da Eletrólise

Quanto as suas aplicações, esse processo é comumente utilizado na indústria, pois é através dele que é possível isolar algumas substâncias fundamentais para muitos processos de produção. E mais do que isso, também é um processo que purifica e protege (revestimento) vários metais.

Portanto, muitos materiais e compostos químicos comuns são produzidos a partir do processo de eletrólise. Confira alguns deles:

• Alumínio e cobre;
• Hidrogênio e cloro em cilindro;
• Bijuterias (processo de galvanização);
• Panela de pressão;
• Roda de magnésio (calotas dos carros).

Exercícios

Exercício 1

(UFRGS-RS) No cátodo de uma célula de eletrólise sempre ocorre:

a) Deposição de metais.

b) Uma semirreação de redução.

c) Produção de corrente elétrica.

d) Desprendimento de gás hidrogênio.

e) Corrosão química.

Resposta: Letra B

Exercício 2

(Vunesp) “Piscina sem Química” é um anúncio envolvendo tratamento de água. Sabe-se, no entanto, que o tratamento consiste na adição de cloreto de sódio na água e na passagem dessa água por um recipiente dotado de eletrodos de cobre e de platina ligados a uma bateria de chumbo de automóvel.

a) Sendo assim, com base nessas informações, discuta se a mensagem do anúncio é correta.

b) Considerando os eletrodos inertes, escrever as equações das reações envolvidas que justificam a resposta anterior.

Resposta:

a) A mensagem do anúncio não está correta, pois haverá formação de produtos químicos.

b) 2 NaCl + 2H₂O → 2 NaOH + H₂+ Cl₂ (reação que forma o cloro, útil no tratamento da água da piscina)

2 NaOH + Cl₂ → NaCl + NaClO + H₂O (reação que forma o NaClO, um forte bactericida).

Exercício 3

(FEI-SP) Dois alunos de Química realizaram eletrólise do BaCl₂; a primeira aquosa e, a segunda, ígnea. Portanto, com relação ao resultado, podemos afirmar que ambas obtiveram:

a) H₂e O₂ nos ânodos.

b) H₂ e Ba nos ânodos.

c) Cl₂ e Ba nos eletrodos.

d) H₂ nos cátodos.

e) Cl₂ nos ânodos.

Resposta: Alternativa E

Por fim, agora que você aprendeu tudo sobre essa reação química, que tal aprender também sobre a Lei de Faraday?

Fontes: Toda Matéria, InfoEscola, Manual de Química, Mundo Educação

Fonte Imagem Destaque: Matérias do Enem