Substâncias iônicas possuem a capacidade de conduzir corrente elétrica quando estão em soluções aquosas. A eletrólise provém dessa propriedade iônica, ou seja, é um processo que se baseia na descarga de íons, onde ocorre uma perda de carga por parte de cátions e ânions.
Temos dois tipos de eletrólise: eletrólise ígnea e eletrólise aquosa. A diferença entre elas é que uma ocorre em substância iônica no estado de fusão e outra em solução aquosa. Vejamos:
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
( um exemplo de eletrólise ígnea )
( um exemplo de eletrólise ígnea )
Preste
atenção na célula eletrolítica desenhada.
Ela consiste
em um par de eletrodos inertes, digamos, de platina, 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 de bombear elétrons para
fora do ânodo e para dentro do cátodo.
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:
2 Cl - -->Cl2
(g)
a reação
anódica é:
2 Cl - -->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: { Na+
+ e- -->Na(l)
} x 2
(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.
A imigração
continua de cátions em direção ao cátodo e de ânions em direção ao ânodo
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:
H 2 O -->H+
+ OH -
e
NaCl -->Na+
+ Cl -
Desta forma
teremos uma competição :
O pólo
negativo pode descarregar H+ ou Na+
O pólo
positivo pode descarregar OH- ou Cl-
O PÓLO
NEGATIVO DESCARREGA EM PRIMEIRO LUGAR,
O
CÁTION DE REDUÇÃO MAIS FÁCIL
O PÓLO
POSITIVO DESCARREGA EM PRIMEIRO LUGAR O ÂNION DE
OXIDAÇÃO MAIS FÁCIL
FACILIDADE
DE LIBERAÇÃO DE CÁTIONS
Em igualdade
de concentrações, o cátion "mais abaixo" é liberado mais facilmente
que cátions "mais acima" na tabela
MENOR
|
CÁTIONS
DE METAIS ALCALINOS
|
FACILIDADE
|
CÁTIONS DE
METAIS ALCALINOS TERROSOS
|
ALUMÍNIO
Al+3
|
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HIDROGÊNIO
H+
|
|
MAIOR
|
OUTROS
METAIS COMO: Mn2+
|
FACILIDADE
|
Zn2+
|
Fe 2+
|
|
Pb 2+
|
|
METAIS
NOBRES COMO: Cu 2+
|
|
Ag +
|
|
Hg 2+
|
|
Au 3+
|
Assim,
o cátion hidrogênio é liberado depois de qualquer cátion de metal, com exceção
de metais alcalinos, metais alcalinos terrosos e do cátion alumínio.
FACILIDADE
DE LIBERAÇÃO DE ÂNIONS
Em igualdade
de concentrações os âníons "mais acima" são liberados mais facilmente
do que âníons "mais abaixo".
MAIOR
Facilidade
|
Âníons não
oxigenados como:
Cl - ,
F -, I -, S 2 -
|
Ânions
orgânicos como: R-COO-
|
|
OH - (hidroxidrila)
|
|
MENOR
facilidade
|
Âníons
oxigenadas como : NO 3-
SO4
2 - , PO4 3 -
|
F -
|
Assim o
ânion hidroxila era liberado depois de ânions não oxigenados e ânions orgânicos
Agora é com você:
eletrólise do H 2SO 4
em
solução aquosa diluída:
como será a reação global ?
resposta:
aqui você tem as possibilidades
H2 O --> H+
+ OH -
H2 SO4-->
2 H + + SO4 2-
no pólo negativo pode haver a liberação de
H+
e no pólo negativo a competição entre SO4
2- e OH -
será vencida por OH -
Assim
Ionização
parcial
2 H2 O -->2
H+ + 2 OH -
No ânodo onde ocorre a oxidação teremos:
2 OH - + H2O -->O2
+ 2e-
No cátodo onde ocorre redução teremos:
2e- + 2H+ -->H2
A reação global será:
H2 O -->H2
+ O2
Vamos ver agora uma eletrólise !!!!!
Eletrólise Aquosa
A pilha produz energia elétrica a partir de uma reação espontânea de
oxirredução. Na verdade o processo inverso, em que a energia elétrica pode
originar um processo de oxirredução, denominamos de eletrólise. A
eletrólise é um processo artificial, que não ocorre naturalmente, mas que
possui grande importância prática. Ocorre a produção de vários metais, os
recobrimentos (como a cromagem e a niquelação) e as recargas de baterias são
algumas das muitas aplicações da eletrólise.
Mas qual seria o esquema geral da eletrólise? Sabemos que substâncias iônicas
conduzem corrente elétrica quando fundidas ou em soluções aquosas. O que notaremos
que agora a condução de corrente elétrica se dá pela formação de substâncias
nos eletrodos. Quando ocorre a passagem da corrente elétrica em uma substância
iônica no estado de fusão, a eletrólise denomina-se ígnea. Mas, se a substância
iônica estiver dissolvida em água, será chamada de eletrólise aquosa.
Eletrólise aquosa: Nesse caso existem os íons resultantes da dissociação iônica do eletrólito e os íons do meio aquoso que também participam do processo. Esses últimos são íons, no caso cátions H+ e ânions OH-, provenientes da auto-ionização da água.
Processo básico de funcionamento da Eletrólise:
A eletrólise ocorre em cubas (ou celas) eletrolíticas, com dois eletrodos ligados aos terminais de um gerador de corrente contínua.
Cátodo: É o eletrodo negativo que atrai cátions, e é nele que ocorre a redução do cátion.
Ânodo: O eletrodo positivo que atrai ânions e, por isso, é aqui que se dá a oxidação do ânion.
Nesse processo, os elétrons emergem da pilha (gerador) pelo ânodo (-) e entram na cela eletrolítica pelo cátodo (+), no qual produz a redução, a oxidação ocorre quando os elétrons emergem pelo ânodo e chegam à pilha pelo cátodo.
Postado por: Thais Almeida
