_ELETROQUÍMICA(1)

(1)

ELETROQUÍMICA -

ELETRÓLISE

(2)

ELETRÓLISE



É uma reação de oxirredução

provocada pela corrente elétrica.

Cátodo(-): 4 H2O(l) + 4e- → 2H2(g) +

4OH

-

(aq)

Ânodo(+): 2 H2O(l) → 4H

+

(aq) + O2(g)

+

4e-Global: 2H2O(l) → 2H2(g) +

O2(g)

Cátodo(-): 4 H2O(l) + 4e- → 2H2(g) +

4OH

-

(aq)

Ânodo(+): 2 H2O(l) → 4H

+

(aq) + O2(g)

+

4e-Global: 2H2O(l) → 2H2(g) +

O2(g)

REDUÇÃO OXIDAÇÃ O

(3)

ELETRÓLISE ÍGNEA



É aquela que é realizada com o eletrólito

fundido.

_{O cátodo (pólo negativo) atrai}

os cátions Na+ que recebem elétrons, causando a sua descarga. Origina-se o sódio

metálico, Na(m).

O cátodo (pólo negativo) atrai os cátions Na+ que recebem

elétrons, causando a sua descarga. Origina-se o sódio

metálico, Na(m).

O ânodo (pólo positivo) atrai os ânions Cl-_{que perdem} elétrons, causando a sua

descarga.

Origina-se o gás cloro, Cl₂(g). O ânodo (pólo positivo) atrai

os ânions Cl- que perdem elétrons, causando a sua

descarga.

(4)

ELETRÓLISE ÍGNEA



Eletrólise de cloreto de sódio (NaCl),

utilizando eletrodos de platina.

REDUÇÃ O

OXIDAÇÃ O

A eletrólise ígnea do cloreto de sódio produz sódio metálico (Na) e gás cloro (Cl2).

(5)



Os

eletrodos

usados

devem

apresentar

grande resistência ao

calor,

aos

eletrólitos

presentes e à passagem

da corrente elétrica. Um

eletrodo

que,

nessas

condições,

não

sofre

alteração

alguma

é

chamado

de

eletrodo

inerte;

os

eletrodos

inertes mais comuns são

a grafite e a platina. Caso

contrário,

temos

um

eletrodo ativo ou reativo.

(6)

APLICAÇÕES DA ELETRÓLISE

ÍGNEA



Usado para obtenção de metais dos

grupos 1 e 2 da tabela periódica e do

alumínio.



Galvanoplastia (revestimento de

(7)

ELETRÓLISE AQUOSA



Nesse tipo de eletrólise devemos considerar

não só os íons provenientes do soluto, mas

também os da água, provenientes de sua

ionização.

DISSOCIAÇÃ

O

DISSOCIAÇÃ

O

IONIZAÇÃ

O

IONIZAÇÃ

O

(8)

ELETRÓLISE AQUOSA

Dissociação do Composto: 2 NaCl(s) → 2Na+_{+ 2Cl}

-Dissociação do Composto: 2 NaCl(s) → 2Na+_{+ 2Cl}

-Ionização da água: 2 H2O(l) → 2H+₊ 2OH

-Oxidação no ânodo(+): 2 Cl-_{(aq) →} Cl2(g) +

2e-Oxidação no ânodo(+): 2 Cl-_{(aq) →} Cl2(g) +

2e-O pólo positivo pode descarregar 2e-OH-_{ou Cl}

-Redução no cátodo(-): 2 H+_{(aq) + 2e- →} H2(g)

Redução no cátodo(-): 2 H+_{(aq) + 2e- →} H2(g)

FORNECE ELÉTRONS

RETIRA ELÉTRONS

(9)

FACILIDADE DE

DESCARGA

Experimentalmente, verificou-se que somente um dos

cátions e somente um dos ânions sofrem descarga nos

eletrodos e que essa descarga segue a seguinte ordem

de prioridade:

(10)

FACILIDADE DE

DESCARGA

(11)

Eletrólise aquosa do cloreto

de sódio NaCl(aq)



Na solução, temos:

NaCl → Na

+

(aq) + Cl

–

(aq)

(12)

Eletrólise aquosa do cloreto

de sódio NaCl(aq)

A eletrólise do NaCl(aq) é um processo que permite obter soda

cáustica (NaOH), gás hidrogênio (H2) e gás cloro (Cl2). Note que a

presença de OH– na solução final da eletrólise caracteriza soluções

básicas.

A eletrólise do NaCl(aq) é um processo que permite obter soda

cáustica (NaOH), gás hidrogênio (H2) e gás cloro (Cl2). Note que a

presença de OH– na solução final da eletrólise caracteriza soluções

(13)



Carga Elétrica(Q) – íons, elétrons e

prótons. Unidade Coulombs(C);

Módulo = 1,6 x 10

-19



Corrente elétrica(i) – carga elétrica

que atravessa uma seção transversal

de um circuito dividida pelo intervalo

de tempo. Unidade Ámpere(A) ou

C/s;



Q = it

ASPECTOS QUANTITATIVOS

DA ELETRÓLISE

(14)



Constante de Faraday(F) –

1 mol de elétrons...1,6x10

-19

C

6,02 x 10

23

...F

F = 9,65 x 10

4

C.mol

-1

ou 96500

C.mol

-1

que é a carga total

transportada por 1 mol de elétrons.

ASPECTOS QUANTITATIVOS

DA ELETRÓLISE

(15)



Lei de Faraday: A massa de

substância produzida em um

eletrodo é proporcional à carga

elétrica que circula na cela

eletrolítica e a massa molar dessa

substância.

1 Ag

+

+ 1e- →

1Ag°

ASPECTOS QUANTITATIVOS

DA ELETRÓLISE

1 mol de Ag+ é reduzido por.. ....1 mol de elétrons.... ...produzind o 1 mol de Ag°

A carga de 1 mol de elétrons (1 Faraday = 96500) ,

passando pelo circuito, deposita 1 mol de Ag, isto é,

108g de Ag.

A carga de 1 mol de elétrons (1 Faraday = 96500) ,

passando pelo circuito, deposita 1 mol de Ag, isto é,

108g de Ag.

(16)

ASPECTOS QUANTITATIVOS

DA ELETRÓLISE

Faraday descobriu que íons de um metal são

depositados no estado sólido quando uma corrente

elétrica circula através de uma solução iônica de um

sal do metal. O metal prata (Ag), por exemplo,

deposita-se quando usamos uma solução salina de

nitrato de prata (AgNO3), e o metal cobre (Cu) se

deposita quando usamos uma solução salina de

nitrato de cobre [Cu(NO3)2]. As semi-reações que

representam as deposições desses metais são:

(17)



Uma peça de bijuteria recebeu um “banho de prata”

(prateação) por um processo eletrolítico. Sabendo que

nessa deposição o Ag

+

se reduz a Ag e a quantidade

de carga envolvida no processo foi de

0,01 faraday

,

qual é a massa de prata depositada? (massa molar:

Ag

= 108

g mol

–1

)

ASPECTOS QUANTITATIVOS

DA ELETRÓLISE

(18)



Se considerarmos que uma quantidade de carga igual a

9650 C

é responsável pela deposição de cobre quando

é feita uma eletrólise de CuSO4(aq), qual será a massa

de cobre depositada? (massa molar: Cu =

64 g mol–1

)

ASPECTOS QUANTITATIVOS

DA ELETRÓLISE

(19)



Numa pilha antiga de flash, o eletrólito está contido numa

lata de zinco que funciona como um dos eletrodos. Que

massa de Zn é oxidada a Zn

2+

durante a descarga desse tipo

de pilha, por um período de

30 minutos

, envolvendo uma

corrente de

5,36 · 10

–1

A

? (massa molar: Zn =

65 g mol–1

),



i = 5,36 · 10

–1

A



t = 30 minutos = 30 · 60 s = 1 800 s

ASPECTOS QUANTITATIVOS

DA ELETRÓLISE

(20)

EXERCÍCIOS

8)(UFPE-2012) Uma célula para produção de cobre

eletrolítico consiste de um ânodo de cobre impuro e

um cátodo de cobre puro (massa atômica de 63,5 g

mol–1), em um eletrólito de sulfato de cobre (II). Qual

a corrente, em Ampère, que deve ser aplicada para

se obter 63,5 g de cobre puro em 26,8 horas? Dado: F

= 96500 C/mol–1.

Cu

2+

+ 2e- → Cu(s)

1 mol 2 mol e- 1 mol

2 x 96500C...63,5g

Q =it

I = q/t → i = 2 x 96500C / 26,8h x 3600s → i = 2A

(21)

EXERCÍCIOS

11)(ENEM-2010) A eletrólise é muito empregada na indústria com o objetivo de reaproveitar parte dos metais sucateados. O cobre, por exemplo, é um dos metais com maior rendimento no processo de eletrólise, com uma recuperação de aproximadamente 99,9%. Por ser um metal de alto valor comercial e de múltiplas aplicações, sua recuperação torna-se viável economicamente. Suponha que, em um processo de recuperação de cobre puro, tenha-se eletrolisado uma solução de sulfato de cobre (II) (CuSO₄) durante 3 h, empregando-se uma corrente elétrica de intensidade igual a 10A. A massa de cobre puro recuperada é de aproximadamente Dados: Constante de Faraday F = 96 500 C/mol; Massa molar em g/mol: Cu = 63,5.

a) 0,02g. b) 0,04g. c) 2,40g. d) 35,5g. e) 71,0g.

Dissociação iônica do sal: CuSO4 → Cu2+_{(aq) +} SO42-(aq)

Semirreação de redução: Cu2+_{(aq) + 2e- → Cu°(s)} Q = it → Q = 10A x 3h x 3600s → Q = 108 000C Cu2+(aq) + 2e- → Cu°(s)

2mol e- ...1 mol de Cu 2x96500C....63,5 g

108000C ...m m = 35,5g

(22)

EXERCÍCIOS

13)(UFPE-2009) São consideradas

exemplos de aplicações da eletrólise,

exceto a:

A) atividade da bateria de

chumbo-ácido.

B) galvanoplastia.

C) obtenção de alumínio.

D) obtenção de H

₂

e Cl

₂

E) purificação eletrolítica de metais.

(23)

EXERCÍCIOS

24) (UPE-2000) Fazendo-se passar uma

corrente elétrica de 5 A

,

por 250 mL de uma solução de sulfato de níquel 2 mols/L

,

constatou-se decorrido um certo intervalo de tempo, que a

concentração da solução reduziu-se à metade

. Admitindo-se que

não haja variação de volume, pode-se afirmar que o

intervalo de

tempo decorrido foi de

: Dado: Ni = 59 g/mol

a) 96.500 s.

b) 9.650 s.

c) 965 s.

d) 48.250 s.

e) 4.825 s.

a)Calcular a quantidade de soluto que

sofreu decomposição:

2 mols...1000 ml

X mols...250 ml → x = 0,5 mol do

total de soluto

Como a concentração reduziu-se à metade

e o volume não variou, É porque a

quantidade de soluto ficou a metade e a

outra metade Se decompôs.

(24)

Ni

2+

+ 2e- → Ni°

1mol...2 mol

e-1 mol...96 500C

0,25mol...2 x 96500C = Q

Q = it

T = Q/i → t = 0,25mol x 2 x

96500C / 5 A

T = 9650 s

(25)

EXERCÍCIOS

2)(UPE-2009-Q2) Numa cuba de galvanoplastia, cujo cátodo tem

uma área de 100 cm2, contendo uma solução aquosa de nitrato de

prata, passa-se uma corrente elétrica de 1,93A durante 25 min. Admita que a massa de prata depositada no cátodo se deposite uniformemente, por toda a área do cátodo. Em relação a essa experiência de prateação, é CORRETO afirmar que:

Dados: ma( Ag) = 108 u, dAg = 10,0g/cm3

a) a massa de prata depositada no cátodo é igual a 3,50g.

b) a espessura da camada de prata depositada no cátodo é de 3,24 x 10-3 cm.

c) a carga que atravessou a cuba durante os 25 min é igual a 3.000 C.

d) a massa de prata depositada no cátodo é igual a 7,0g.

e) a quantidade de prata presente na solução é insuficiente para cobrir toda a área do cátodo.

(26)

Q=it

Q = 1,93 A x 25min x

60s

Q = 2895C

Ag

+

_{+ e}

–

_{→ Ag}

1 mol e-...1 mol de Ag

96 500C...108 g

2895C...m → m = 3,24g

m = d x V

3,24g =

10,0g/cm

3

_{x V,}

V = 0,324 cm

3

V = Área x altura

(espessura)

0,324 = 100 cm

2

_{x h}

h = 0,00324 cm = 3,24

x 10

– 3

cm

(27)

EXERCÍCIOS

Por uma solução aquosa de H2SO4, contida

em uma cuba eletrolítica, faz-se passar

durante 965 segundos uma corrente de 10 A.

Nas condições da CNTP, os volume de O2 e

H2, produzido no ânodo e no cátodo,

respectivamente, são:

a)

1,12L e 0,56L

b)

0,56L e 0,56L

c)

5,6L e 11,2L

d)

0,56L e 1,12L

e)

1,12L e 1,12L

(28)

Resposta

Calcular a carga Q=it

Q = 10Ax965segundos

Q = 9650C = 0,1F

Escrever a reação

Ânodo: 2OH- → H2O + ½ O2 +

½ mol...2 mol

e-Grandezas Volume Carga Elétrica 11,2L ...2F x ...0,1F X = 0,56L Cátodo: 2H+ + 2e- → H2 2mol...1mol 2F...22,4L 0,1F...Y Y= 1,12L Letra D

(29)

EXERCÍCIOS

5)(COVEST -2011)Uma alternativa para armazenar a eletricidade proveniente de sistemas eólicos (energia do vento),

sistemas fotovoltaicos (energia solar) e outros sistemas alternativos, é na forma de hidrogênio, através da eletrólise da água, segundo a