ELETROQUÍMICA. A Eletroquímica estuda a relação entre corrente elétrica e as reações de oxiredução que ocorrem em pilhas, baterias e nas eletrólises.

11/09/2018

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ELETROQUÍMICA

Prof. Me. Márcio R. Guimarães

CRQ 12100354

Última atualização: 0309/2018

A Eletroquímica estuda a relação entre

corrente elétrica e as reações de oxi-

redução que ocorrem em pilhas, baterias

e nas eletrólises.

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As Pilhas e as Baterias nos

proporcionam a magia da energia

portátil, e nos livram da dependência

das tomadas elétricas.

Prof. Márcio R. Guimarães

PILHAS

HISTÓRICO

Por volta de 1780, o anatomista italiano Luigi Galvani (1737- 1798), realizando experiências de anatomia com sapos, concluiu que a corrente elétrica tinha origem nos músculos animais.

Alessandro Volta (1745-1827) partiu de um pressuposto diferente do de Galvani: o de que a eletricidade tinha origem nos metais.

Como físico, Volta tentava provar que só existia um tipo de eletricidade, aquela estudada pelos físicos. Por isso, trocou os tecidos de organismos vivos por ferro, cobre e tecido molhado. Variando os metais usados, rapidamente se convenceu de que seu raciocínio fazia sentido.

Em 1800, Volta construiu um equipamento capaz de produzir corrente elétrica continuamente: a pilha de Volta. Ele empilhou alternadamente discos de zinco e de cobre, separando-os por pedaços de tecido embebidos em solução de ácido sulfúrico. A pilha de Volta, produzia energia elétrica sempre que um fio condutor era ligado aos discos de zinco e de cobre, colocados na extremidade da pilha.

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Pilha de Volta ^PILHAS

Em 1836, o químico e meteorologista inglês Jonh Frederiz Daniell (1790-1845) construiu uma pilha diferente, substituindo as soluções ácidas utilizadas por Alessandro Volta – que produziam gases tóxicos – por soluções de sais, tornando as experiências com pilhas menos arriscadas.

A pilha de Daniell, foi construída com dois eletrodos, um de cobre e um de zinco, mas cada eletrodo ficava em uma cela individual, o que aumentava a eficiência da pilha, pois ela possuía um tubo que ligava as duas cubas, este tipo foi chamado de ponte salina. Com os dois eletrodos imersos em semi-células contendo soluções com seus respectivos íons, o Cu²⁺ e o Zn ²⁺, uma ponte salina ficava conectada às duas semi-células por um fio metálico. O seu funcionamento é semelhante a de Alessandro Volta (1745-1827), pois possuem os mesmos eletrodos: cobre e zinco, as diferenças são que na pilha de Daniell os eletrodos estão em compartimentos separados, e a utilização da ponte salina, que é responsável pelo fechamento do circuito elétrico. Nessa pilha ocorre a semi-reação de oxidação no eletrodo de zinco, havendo um fluxo de elétrons através do fio metálico até o eletrodo de cobre, local onde ocorre a semi- reação de redução. Para manter a neutralidade elétrica, íons migram através da ponte salina, que é uma solução eletrolítica que não participa diretamente das reações nos eletrodos.

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Pilha de Daniell Pilha de Daniell - Experimento

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Pilha de Daniell Pilha de Daniell

O metal com maior potencial de redução

sofre o processo de redução. Nesse caso, o

cobre sofre redução (ganho de elétrons) e o

zinco sofre o processo oposto, a oxidação

(perda de elétrons).

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Pilha de Daniell Pilha de Daniell

O eletrodo de zinco que sofre oxidação

(corrosão), diminui de tamanho, é

denominado de ânodo e dele saem os

elétrons por isso é o pólo negativo.

O eletrodo de cobre que sofre redução

(deposição), aumento de tamanho, é

denominado de cátodo e recebe os

elétrons por isso é o pólo positivo.

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Tabela de Potenciais Padrão

Pilhas Secas

Não apresentam soluções líquidas em

sua composição como a Pilha de Daniell.

Estudaremos primeiro a pilha comum,

desmontando um exemplar.

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Desmontando uma Pilha Seca

Utilizando alicate e chave de fenda,

retiramos cuidadosamente a proteção externa da

pilha.

Desmontando uma Pilha Seca

Nesta parte estão os protetores dos pólos,

Temos a pilha como um sistema metálico cinza,

com pouco brilho, que é zinco na forma metálica.

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Desmontando uma Pilha Seca

Na região do pólo positivo existe ainda

uma proteção de plástico (polietileno) com um

pedaço de grafite (carvão) no centro da figura

acima.

Desmontando uma Pilha Seca

A pilha apresenta internamente uma massa

preta e úmida, envolvida pelo zinco e um bastão

de zinco. A pasta preta é uma mistura de cloreto

de amônio (NH

₄

Cl), dióxido de manganês

(MnO

₂

) e água.

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Desmontando uma Pilha Seca

Entre o zinco e a pasta preta existe um

papel fazendo a separação. O bastão de

carbono grafite é apenas um condutor de

eletricidade e a base para a construção da pilha.

Desmontando uma Pilha Seca

O papel que separa o zinco da pasta preta, é

uma espécie de ponte salina.

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Funcionamento da Pilha Seca

HISTÓRICO

Esse tipo de pilha foi inventada em

1866 por George Leclanché e é utilizada

atualmente em rádios portáteis,

brinquedos, relógios, lanternas etc.

Funcionamento da Pilha Seca

Na pilha existe perda de elétrons (oxidação)

no pólo negativo, e ganho de elétrons (redução)

no pólo positivo.

Na pilha comum, o pólo negativo é o

eletrodo de zinco que perde elétrons, segundo a

reação:

Zn

_(s)

→ Zn

²⁺_(aq)

+ 2e

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Funcionamento da Pilha Seca

No pólo positivo (cátodo), o elemento

manganês (Mn), do composto dióxido de

manganês (MnO

₂

), recebe os elétrons,

segundo a reação:

2 NH

₄⁺_(aq)

+ 2 MnO

_{2 (s)}

+ 2e → 2 NH

_{3 (g)}

+ Mn

₂

O

_{3 (s)}

+ H

₂

O

_(l)

As pilhas comuns possuem uma voltagem

de 1,5 V.

Funcionamento da Pilha Seca

Reação Global:

2 NH₄⁺_(aq) + Zn _(s) + 2 MnO_{2 (s)} → 2 NH_{3 (g)} + Zn²⁺ _(aq) + Mn₂O_{3 (s)} + H₂O _(l)

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Curiosidades

Uso diário das Pilhas Comuns

Se você deixar uma pilha dentro de um aparelho, o

invólucro de zinco pode sofrer corrosão, acarretando

vazamento da pasta úmida (eletrólito) e danificando o

aparelho. Pode causar a oxidação dos pólos do

aparelho.

Quando você utiliza continuamente uma pilha, a

amônia (NH

₃

) formada na semi-reação do cátodo

envolve o bastão de grafita, dificultando a descarga e,

com isto, diminuindo a voltagem. Retirando essa pilha

do aparelho, após certo tempo ela irá funcionar de novo

relativamente bem, pois os íons Zn

²⁺

removem o NH

₃

.

Zn

²⁺_(aq)

+ 4 NH

_{3 (g)}

→ [Zn(NH

₃

)

₄

]

²⁺_(aq)

Curiosidades

As pilhas comuns podem ser

recarregadas colocando-as no

refrigerador?

Colocando uma pilha, depois de utilizada, num

refrigerador, a diminuição da temperatura irá favorecer a

solubilidade da amônia que está envolvendo a grafita na

pasta úmida, assim a descarga ocorre mais facilmente,

o que garante um melhor funcionamento temporário.

Essa pilha pára de funcionar quando todo o MnO

₂

se transforma em Mn

₂

O

₃

, não sendo recarregável.

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Curiosidades

As pilhas comuns podem ser

recarregadas com aquecimento?

Ao aquecer o zinco sofre dilatação entrando

em contato com uma área superficial maior com a

ponte salina, facilitando a descarga e garantindo

um funcionamento temporário. Essa operação

oferece risco ao indivíduo, pois a dilatação ocorre

na pilha como um todo, formando gases. Desse

modo, a blindagem da pilha pode não resistir e

explodir, e os restos desse material quente

podem ser lançados em direção do indivíduo

provocando queimaduras na pele e no pior dos

casos se acertar nos olhos cegueira.

Pilhas Alcalinas

As pilhas alcalinas têm a mesma estrutura da pilha

de Leclanché, porém, em vez de cloreto de amônio,

possuem hidróxido de sódio (sendo o sódio um metal

alcalino). Essa composição resulta em uma durabilidade

bem superior à da pilha comum e não é recarregável.

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Pilhas Alcalinas

As reações que ocorrem são:

Ânodo: Zn

_(s)

+ 2 OH

^- _(aq)

→ ZnO

_(s)

+ H

₂

O

_(l)

+ 2 e

Cátodo: 2 MnO

2 (s)

+ H

2

O

(l)

^{+ 2e → Mn}

2

O

3 (s)

+ 2 OH

^- (aq)

______________________________________

Reação Global: Zn

_(s)

+ 2 MnO

_{2 (s)}

→ ZnO

_(s)

+ Mn

₂

O

_{3 (s)}

Pilhas de Mercúrio

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Pilhas de Mercúrio

As pilhas de mercúrio são muito utilizadas em

relógios, câmeras fotográficas, aparelhos para melhorar

a audição, calculadoras etc.

O ânodo dessa pilha é constituído de zinco; o

cátodo é o óxido de mercúrio

 (HgO) e a solução

eletrolítica é o hidróxido de potássio, KOH

_(aq)

.

Reação global:

Zn + HgO → ZnO + Hg

Pilhas de Lítio

São leves e originam uma grande voltagem

(3,4 V), sendo muito usadas em marcapassos.

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Pilhas de Lítio

O ânodo dessa pilha é o lítio, enquanto o

cátodo é uma mistura complexa de

substâncias, entre elas o cloreto de sulfurila

(SOCl

₂

).

Reação Global:

4 Li + 2 SOCl

₂

→ 4 Li

⁺

+ 4 Cl

^-

+ S + SO

₂

Essa pilha é bastante leve, pesando apenas 25 g. Foi

desenvolvida principalmente para ser utilizada em marca-

passos, pois além de ter uma grande durabilidade (que

pode chegar a até 10 anos), ela não libera gases que

poderiam ser prejudiciais para o paciente, sendo fechada

hermeticamente.

Baterias de Chumbo

A bateria de automóvel gera 6 ou 12 volts, dependendo do número de células usadas em sua construção. Internamente, a bateria contém um certo número de celas, ligadas em série, cada uma gerando 2 volts.

Nesta bateria o ânodo é feito de chumbo e o cátodo de óxido de chumbo V (PbO₂), mergulhados em solução aquosa de ácido sulfúrico 30% em massa.

Ânodo: Pb _(s) + SO₄^2-_(aq) → PbSO_{4 (s)} + 2 e

Cátodo: PbO_2(s) + 4 H⁺ _(aq) + SO₄^2-_(aq) + 2 e → PbSO_{4 (s)} + 2 H₂O _(l)

_______________________________________________________________________________

Pb _(s) + PbO_2(s) + 4 H⁺ _(aq) + SO₄^2-_(aq) ⇌ 2 PbSO_{4 (s)} + 2 H₂O _(l)

Reação direta: descarga Reação inversa: carga

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Baterias de Chumbo Curiosidades

BATERIAS “SECAS” (FREEDOM)

São as baterias de automóvel que não necessitam de reposição periódica de água sendo semelhantes às baterias comuns. Em ambas, há uma solução eletrolítica aquosa de ácido sulfúrico (H₂SO₄), a 30% em massa.

A diferença entre essas duas baterias está na grade metálica que serve de suporte para os eletrodos. Na bateria convencional, essa grade é feita de uma liga de chumbo-antimônio (Pb e Sb) e nas baterias freedom, a grade é feita de uma liga de chumbo-cálcio, a qual apresenta algumas vantagens:

• Aumenta a condutividade elétrica;

• Diminui a autodescarga, que ocorre normalmente nas baterias;

• Resiste melhor à elevação de temperatura;

• Evita ou diminui a ocorrência de reações secundárias ou com possíveis impurezas, que poderiam alterar a solução eletrolítica.

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Baterias de Níquel-Cádmio

É utilizado em filmadoras, flashes, aparelhos

eletrônicos portáteis, telefones etc.

O ânodo da bateria de níquel-cádmio é feito

do metal cádmio (Cd); o cátodo contém

hidróxido de níquel [Ni(OH)

₃

] e a solução

eletrolítica é hidróxido de potássio.

Reação Global:

Cd

_(s)

+ 2 Ni(OH)

_{3 (s)}

→ Cd(OH)

_{2 (s)}

+ 2 Ni(OH)

_{2 (s)}

Baterias de Íon Lítio

Leva esse nome porque o agente responsável tanto pela redução quanto pela oxidação é o íon lítio (Li+). São as baterias recarregáveis modernas de celulares e computadores portáteis. A voltagem delas varia de 3,0 a 3,5 V. É recarregável porque o seu processo de descarga é reversível, bastando aplicar uma corrente contínua por meio de um transformador. O eletrólito é constituído de sais de lítio (LiClO₄) dissolvidos em solventes orgânicos.

O funcionamento consiste no seguinte: os íons lítio que estão em um solvente não aquoso migram do ânodo para o cátodo, ocorrendo as seguintes semi-reações e reação global:

Ânodo: I_{2 (s)} + 2e → 2 I^-_(s)

Cátodo: LixCoO_2(s) + y Li⁺(s) + y e → Lix + y CoO_2(s) _______________________________________________________ Reação Global: LiyC_{6 (s)} → 6 C (s) + y Li+ (solv) y e-

Assim, no momento em que se recarrega essa bateria, o processo é inverso e é provocada a migração dos íons lítio da estrutura lamelar do óxido para a grafita.

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Baterias de Íon

Lítio de

automóveis

elétricos

VANTAGENS

As baterias de íon de lítio são a grande esperança dos construtores de automóveis para uma revolução no setor. Entre as vantagens destaca-se o fato de serem facilmente recarregáveis, não ficarem viciadas, armazenarem o dobro da energia e serem leves.

DESVANTAGENS

Apesar destas baterias serem reutilizáveis, não são suficientes para abastecer uma frota mundial de carros elétricos. Além disso, convém referir que as baterias de íon de lítio são perigosas pois o metal é bastante instável, altamente inflamável e pode deteriorar-se facilmente.

Curiosidade: Como funcionam

os veículos elétricos?

Apre

sentam

Os veículos elétricos apresentam baterias de íon lítio com até 25 KW de energia. A velocidade pode chegar a mais de 150 km/h. As baterias mais usadas em veículos elétricos são as de íons de lítio, devido a sua densidade de energia armazenada, a sua durabilidade e à ausência do “efeito memória”, o que permite usar o veículo sem a preocupação de deteriorar a capacidade de armazenamento se forem carregadas com ainda alguma carga residual. O ideal para essas baterias é recarregá-las sempre que for possível, pois quanto mais cedo isso for feito, maior será sua durabilidade.

Os modelos atuais também possuem um chip que controla a entrada e saída de carga, eliminando o risco de a bateria de íons de lítio simplesmente explodir – como ocorria no passado com notebooks e celulares de primeira geração. O que pode acontecer tanto nos carros elétricos como nos aparelhos eletrônicos é a perda de eficiência na retenção e fornecimento de energia, dando a impressão de que a capacidade da bateria diminuiu ao longo do tempo.

Os veículos elétricos são uma alternativa para promover o uso de energia e transporte de baixo carbono. A Comissão Europeia quer acelerar o recuo dos motores a combustão ao estabelecer uma cota para carros de baixa emissão, como carros elétricos, a partir de 2025.

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Carro elétrico:

herói ou vilão?

Apesar de não queimar combustível, carros elétricos podem poluir mais que os a gasolina. Tudo depende da matriz energética.

Os veículos 100% elétricos são limpos, mas, dependendo da matéria-prima usada para gerar eletricidade, o mocinho pode virar bandido. Um estudo realizado pela Universidade de Oxford, na Inglaterra, mostra que o carro a gasolina pode ser até mais limpo, caso o país onde ele rode recorra a combustíveis fósseis para gerar energia. “Nesse caso, a vantagem dos elétricos se resume a evitar a concentração de gases tóxicos nos centros urbanos”, diz Roberto Brandão, pesquisador do grupo de estudos do setor elétrico da Universidade Federal do Rio de Janeiro (UFRJ).

Na China e na Índia, que usam carvão mineral para gerar quase 70% da energia, o desempenho do veículo elétrico foi desanimador, chegando a poluir mais do que um a combustão. Nos países em que a fonte energética é menos poluente, o carro ecológico vale a pena. Na França, que usa energia nuclear, considerada limpa na geração de CO2, o carro a bateria se saiu bem. O mesmo vale para o Brasil. “Mais de 80% da energia nacional vem de hidrelétricas. Portanto, os elétricos aqui são limpos de verdade”, diz Margaret Groff, coordenadora do projeto de veículo elétrico da usina de Itaipu.

Na China, os automóveis elétricos poluem mais que a versão a gasolina, porque sua produção de energia elétrica é baseada na queima de carvão. Nos EUA, onde impera a termoelétrica, os movidos a bateria emitem só um pouco menos de CO2 que os a gasolina. Já na França, rica em usinas nucleares, os elétricos são bem mais ecológicos.

Fonte: http://quatrorodas.abril.com.br/noticias/carro-eletrico-heroi-ou-vilao/

Veículos Elétricos

Os veículos elétricos mais avançados do mercado, podem rodar mais de 300 km da cada recarga são da marca Tesla. As baterias de íon lítio foram desenvolvidas pela Panasonic e são as mais potentes do mundo gerando 250 watts-hora de eletricidade por kg de peso. Só que é preciso muita energia para empurrar o carro, então as baterias seguem enormes (600 kg).

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Emissões por tipo de carro

Contabilizado da produção até o uso final*

Elétrico abastecido com energia solar/eólica 15 g CO₂/MJ

Convencional a etanol 27 g CO₂/MJ

Convencional a gasolina 99 g CO₂/MJ

Elétrico abastecido por usina de carvão 200 g CO₂/MJ

Fonte: Mahle:

Fórmula E: corrida dos

veículos elétricos

Os veículos da categoria são padronizados e iguais em todos dos carros. A bateria pesa 200 kg e é a maior peça do carro. É carregada na tomada antes da corrida. É fabricada pela Williams na Inglaterra e em 2018 irá dobrar de potência.

Sempre que o piloto freia, durante a corrida ela recupera um pouco de energia. O virabrequim (eixo central) não para no ato: ele continua girando por inércia. O recuperador aproveita esse movimento para gerar eletricidade que é usada para recarregar a bateria do carro.

O câmbio transfere a força do motor para as rodas. A maioria dos carros tem duas ou três marchas. A exceção é o Renault, cujo câmbio possui apenas uma marcha. Por isso, ele não perde potência em trocas de marcha, e é o mais veloz.

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Veículos Híbridos

Esses veículos apresentam duas fontes energéticas, ou seja, dois motores um a combustão interna e outro elétrico. O último é utilizado quando o veículo está em baixas velocidades. Ao necessitar de mais performance o motor elétrico é desligado e entra em ação o motor a combustão. A autonomia pode chegar a 800 km diminuindo a liberação de poluentes atmosféricos. O automóvel não é recarregado na tomada elétrica como os veículos elétricos. Quando o carro freia há recuperação cinética recarregando a bateria. Atualmente os veículos de F1 são híbridos e apresentam o recuperador cinético é denominado de Kers.

Recuperador Cinético

(kers)

da Fórmula 1

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Curiosidade: Quanto custa para trocar a

bateria de um veículo híbrido?

No caso do Toyota Prius, a reposição do acumulador custa R$ 10.500,00 incluindo a mão de obra. O valor absoluto pode impressionar, mas representa menos de 8,3% do preço do veículo (R$ 126.600,00). Vale reforçar que, apesar de o Prius ter garantia de três anos, seu sistema híbrido(que inclui, além da bateria, o controlador do conjunto e o motor elétrico) conta com a proteção de fábrica de oito anos, sem limite de quilometragem. A troca da bateria de 650 V na última geração do Prius, deve ser feita por oficinas especializadas e requer treinamento específico para lidar com alta tensão e evitar choques elétricos.

Curiosidade: Fórmula E x Fórmula 1

Comparativo Fórmula E Fórmula 1

Peso mínimo 880 kg (com bateria) 833 kg (com o combustível) Motor Elétrico (270 hp = 200 kW) Híbrido (900 a 1000 hp) Alimentação Bateria de lítio (200 kg) Gasolina (até 105 kg)

Aceleração (0 a 100 km/h) 2,9 s 2,5 s

Velocidade máxima 225 km/h 370 km/h

Ruído emitido 80 db (aspirador de pó) 128 db (turbina de avião)

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CÉLULAS A

COMBUSTÍVEL

(FUEL CELL ₎

É uma célula eletroquímica em que são consumidos um agente redutor (combustível) e um agente oxidante (comburente), com o objetivo de gerar energia elétrica. Na célula de combustível, ao contrário das baterias ou das pilhas, estes agentes químicos são fornecidos e consumidos continuamente.

Nas baterias e pilhas comuns os reagentes se esgotam, embora alguns casos, as reações sejam reversíveis, e estes possam ser regenerados pela aplicação periódica de uma corrente elétrica (pilhas recarregáveis).

As células de combustível têm a vantagem de serem altamente eficientes e pouco poluentes. Podem ser utilizadas como sistemas de emergência, em zonas onde não existe rede elétrica, em aparelhos portáteis e veículos. Sua desvantagem ainda é seu alto custo.

O modelo que se encontra mais desenvolvido tecnologicamente utiliza como reagentes o hidrogênio e o oxigênio.

FUNCIONAMENTO DE UMA CÉLULA A COMBUSTÍVEL

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CÉLULAS A COMBUSTÍVEL

DESENVOLVIDA PELA NASA

ELETRÓLISE

A palavra eletrólise é originária dos radicais eletro

(eletricidade) e lisis (decomposição), ou seja,

decomposição por eletricidade, podendo ainda ser

chamada literalmente de eletrodecomposição.

A eletrólise é um processo que ocorre com gasto de

energia elétrica, por isso, não espontâneo havendo

reações de oxidorredução.

HISTÓRICO

As primeiras experiências envolvendo eletrólise

foram iniciadas pelo químico inglês Humphry Davy, que

em 1778 obteve o elemento químico potássio passando

uma corrente elétrica através do carbonato de potássio

(potassa) fundido.

Em 1808, através de sugestões dadas por Jöns

Jacob Berzelius, Davy efetuou melhorias no processo, e

conseguiu isolar outros elementos a partir dos seus

óxidos como o magnésio e o bário.

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EXEMPLOS DE ELETRÓLISE

• Banho de Ouro (Aureação) de jóias;

• Niquelação de pára-choques e santo antônio de

camionetes;

• Cromação de calotas e outras peças de automóveis;

• Prateação de utensílios de cozinha;

• Eletrólise da Água;

• Produção de metais, como sódio, magnésio, potássio,

alumínio e outros;

• Produção de hidróxido de sódio (soda caústica) e

peróxido de hidrogênio (água oxigenada);

• Purificação ou refino eletrolítico de muitos metais, como

cobre e chumbo.

•

ELETRÓLISE

Nas pilhas, ocorrem algumas reações

químicas capazes de produzir espontaneamente

corrente elétrica. O processo inverso, em que a

passagem de corrente elétrica através de um

sistema líquido onde existem íons produz

reações químicas, não é espontânea e foi

desenvolvida por Michael Faraday.

As eletrólises são realizadas em uma cuba

eletrolítica, onde a corrente elétrica é produzida

por um gerador (pilha) transmitida geralmente

por eletrodos inertes: platina ou grafita (carvão).

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ELETRÓLISE

ELETRÓLISE

AQUOSA DE

CLORETO DE

SÓDIO

2 NaCl → Na

⁺

+ Cl

^-

2 H

₂

O → 2 H

⁺

+ OH

^-

Cátodo: 2 H

⁺

+ 2 e → H

₂

Ânodo: 2 Cl

^-

→ Cl

₂

+ 2e

_______________________________________________

2 NaCl + 2 H

₂

O → 2 Na

⁺

+ 2 OH

^-

+ H

₂

+ Cl

₂

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ELETRÓLISE

DA ÁGUA

Cátodo: 4 H

⁺

+ 4e → 2 H

₂

Ânodo: 2 H

2

^{O → 4 H}

⁺

+ O

2

+ 4e

___________________________________

2 H

₂

O → 2 H

₂

+ O

₂

ASPECTOS QUANTITATIVOS

DA ELETRÓLISE

Para calcular a massa do metal

eletrodepositado utiliza-se a seguinte fórmula:

onde

m = massa do metal depositado (g)

t = tempo de eletrólise (s)

i = corrente elétrica (A)

1 Faraday = 96500 C = Quantidade de carga de

6  10

²³

elétrons

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ASPECTOS QUANTITATIVOS

DA ELETRÓLISE

E = equivalente-grama

MM = massa molar do metal

K = número de elétrons recebidos

Exemplos:

Na

⁺

+ e → Na K = 1

Ni

²⁺

+ 2e → Ni K = 2

Au

³⁺

+ 3e → Au K = 3

ASPECTOS QUANTITATIVOS

DA ELETRÓLISE

Como a quantidade de carga (Q) é o

produto da corrente elétrica pelo tempo:

então:

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ELETRÓLISE ÍGNEA

Na eletrólise ígnea, a substância pura está

liquefeita (fundida) e não existe água no

sistema.

Uma vez que na eletrólise ígnea a

passagem da corrente elétrica se dá em

substância iônica no estado de fusão, esta deve

ocorre à uma temperatura acima de 800º C, que

é a temperatura de fusão do NaCl, demandando

não somente um gasto energético para a

eletrólise propriamente dita como um alto gasto

para a manutenção de uma temperatura tão

elevada.

ELETRÓLISE

ÍGNEA DO

CLORETO DE

SÓDIO

Cátodo: 2 Na

⁺

+ 2e → 2 Na

Ânodo: 2 Cl

^-

→ Cl

₂

+ 2e

_________________________________

2 Na

⁺

+ 2 Cl

^-

→ 2 Na + Cl

₂