Eletrólise e leis de Faraday
Uma latinha de alumínio que você joga na lixeira de coleta seletiva pode virar outra latinha. Mas o alumínio "novo" é produzido a partir de um minério, a bauxita, e para isso é preciso uma quantidade enorme de energia elétrica. Por que a eletricidade consegue fazer o que a reação sozinha não faz? E como saber quantos gramas de metal saem de uma cuba em uma hora? É isso que você vai descobrir aqui.
Pilha × eletrólise
Na pilha, uma reação de oxirredução espontânea produz corrente elétrica. Na eletrólise acontece o contrário: uma fonte externa (gerador, bateria) fornece energia elétrica e força uma reação não espontânea a ocorrer.
Em ambos os casos o cátodo é o eletrodo onde ocorre a redução (os cátions ganham elétrons) e o ânodo é onde ocorre a oxidação. O que muda são os sinais dos polos:
| Pilha | Eletrólise | |
|---|---|---|
| Reação | espontânea | não espontânea |
| Energia | química → elétrica | elétrica → química |
| Cátodo (redução) | polo positivo | polo negativo |
| Ânodo (oxidação) | polo negativo | polo positivo |
Explique a diferença entre uma pilha e uma eletrólise quanto à espontaneidade da reação e à origem da energia elétrica. Indique também qual é o sinal do cátodo em cada…
Explique a diferença entre uma pilha e uma eletrólise quanto à espontaneidade da reação e à origem da energia elétrica. Indique também qual é o sinal do cátodo em cada caso.
Eletrólise ígnea e aquosa
Na eletrólise ígnea, o composto iônico é fundido (sem água). Só existem os íons do próprio composto, então a previsão é direta. Exemplo: NaCl fundido.
Na eletrólise aquosa, o sal está dissolvido em água. Agora há dois cátions (o do sal e o H⁺ da água) e dois ânions (o do sal e o OH⁻). Só um de cada tipo é descarregado: o que tem maior facilidade de descarga.
Cátions (no cátodo):
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Não descarregam na água: cátions de metais alcalinos (família 1A), alcalinoterrosos (2A) e Al³⁺. Nesses casos, quem reduz é a água: $2\,\text{H}_2\text{O} + 2\,e^- \rightarrow \text{H}_2 + 2\,\text{OH}^-$.
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Os demais cátions metálicos (Cu²⁺, Ag⁺, Zn²⁺, Fe²⁺…) descarregam antes da água, e o metal se deposita.
Ânions (no ânodo):
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Ânions não oxigenados (Cl⁻, Br⁻, I⁻) descarregam antes da água: $2\,\text{Cl}^- \rightarrow \text{Cl}_2 + 2\,e^-$.
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Ânions oxigenados (SO₄²⁻, NO₃⁻, CO₃²⁻) e F⁻ não descarregam; quem oxida é a água: $2\,\text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{O}_2 + 4\,\text{H}^+ + 4\,e^-$.
Na eletrólise ígnea do cloreto de sódio ($\text{NaCl}$ fundido), escreva as semirreações que ocorrem no cátodo e no ânodo e indique os produtos formados em cada eletrodo.
Na eletrólise ígnea do cloreto de sódio ($\text{NaCl}$ fundido), escreva as semirreações que ocorrem no cátodo e no ânodo e indique os produtos formados em cada eletrodo.
Carga elétrica e leis de Faraday
Quanto metal se deposita? Depende de quantos elétrons passaram pela cuba. Quanto maior a corrente e quanto mais tempo ela circula, mais elétrons e mais produto.
A carga elétrica que atravessa o circuito é
$$Q = i \cdot t$$com $Q$ em coulombs (C), $i$ em ampères (A) e $t$ em segundos (s).
A carga de 1 mol de elétrons é a constante de Faraday: $F \approx 96.500\ \text{C/mol}$. Assim, a quantidade de matéria de elétrons é
$$n_{e^-} = \frac{Q}{F}$$A semirreação indica a proporção entre elétrons e produto. Em $\text{Cu}^{2+} + 2\,e^- \rightarrow \text{Cu}$, 2 mol de elétrons depositam 1 mol de Cu (63,5 g). Juntando tudo (leis de Faraday):
$$m = \frac{M \cdot Q}{n \cdot F} = \frac{M \cdot i \cdot t}{n \cdot F}$$em que $M$ é a massa molar e $n$ é o número de elétrons por átomo (ou íon) depositado. Em resumo: a massa é proporcional à carga, e, com a mesma carga, a massa é proporcional a $M/n$.
Em eletroquímica, a carga elétrica que atravessa um circuito é dada por $Q = i \cdot t$. Calcule a carga, em coulombs, que passa por uma cuba eletrolítica percorrida por…
Em eletroquímica, a carga elétrica que atravessa um circuito é dada por $Q = i \cdot t$. Calcule a carga, em coulombs, que passa por uma cuba eletrolítica percorrida por uma corrente de $2{,}0\ \text{A}$ durante $10$ minutos.
Considere a constante de Faraday $F = 96.500\ \text{C/mol de elétrons}$. Em uma eletrólise de solução de sulfato de cobre($\text{II}$), passa-se uma corrente de…
Considere a constante de Faraday $F = 96.500\ \text{C/mol de elétrons}$. Em uma eletrólise de solução de sulfato de cobre($\text{II}$), passa-se uma corrente de $5{,}0\ \text{A}$ durante $1.930$ segundos. A semirreação no cátodo é $\text{Cu}^{2+} + 2\,e^- \rightarrow \text{Cu}$, e a massa molar do cobre é $63{,}5\ \text{g/mol}$. Calcule a massa de cobre depositada.
Miguel quer pratear uma peça metálica por eletrólise de uma solução de nitrato de prata. A semirreação no cátodo é $\text{Ag}^+ + e^- \rightarrow \text{Ag}$. Dados:…
Miguel quer pratear uma peça metálica por eletrólise de uma solução de nitrato de prata. A semirreação no cátodo é $\text{Ag}^+ + e^- \rightarrow \text{Ag}$. Dados: $F = 96.500\ \text{C/mol}$ e massa molar da prata $108\ \text{g/mol}$.
(a) Calcule a quantidade de matéria de elétrons necessária para depositar $5{,}4\ \text{g}$ de prata.
(b) Calcule a carga elétrica correspondente.
(c) Calcule o tempo necessário se a corrente for de $0{,}50\ \text{A}$.
Gases e cubas em série
Quando o produto é um gás, calcule a quantidade de matéria e converta em volume. Nas CNTP, o volume molar é de $22{,}4\ \text{L/mol}$ (0 °C e 1 atm). Se o enunciado fornecer outro valor, use o do enunciado.
Quando duas cubas estão em série, o circuito não tem ramificações: a mesma corrente, no mesmo tempo, passa por todas. Portanto a mesma carga (e o mesmo número de mols de elétrons) atravessa cada cuba. O que muda é a massa depositada em cada uma, que depende de $M/n$.
Na eletrólise aquosa do cloreto de sódio com eletrodos inertes, forma-se gás cloro no ânodo, conforme $2\,\text{Cl}^- \rightarrow \text{Cl}2 + 2\,e^-$. Uma corrente de…
Na eletrólise aquosa do cloreto de sódio com eletrodos inertes, forma-se gás cloro no ânodo, conforme $2\,\text{Cl}^- \rightarrow \text{Cl}_2 + 2\,e^-$. Uma corrente de $10\ \text{A}$ atravessa a cuba por $965$ segundos. Com $F = 96.500\ \text{C/mol}$, calcule a quantidade de matéria de $\text{Cl}_2$ formada e o seu volume nas CNTP, considerando volume molar de $22{,}7\ \text{L/mol}$.
Rendimento e custo da eletrólise
A massa calculada por Faraday é a massa teórica, que supõe que toda a carga foi usada na reação desejada. Na prática, parte da energia se perde (calor, reações paralelas), e a massa obtida é menor:
$$\text{rendimento} = \frac{m_{\text{real}}}{m_{\text{teórica}}} \times 100\%$$O alumínio exige 3 mol de elétrons por mol de metal e correntes enormes. Como a energia é proporcional à carga e à tensão, o consumo de energia elétrica é um dos maiores custos de produção. É por isso que reciclar latinhas é tão vantajoso: refundir o metal gasta uma pequena fração da energia da eletrólise da alumina.
Duas cubas eletrolíticas, uma contendo solução de $\text{AgNO}3$ e outra contendo solução de $\text{CuSO}4$, são ligadas em série e percorridas pela mesma corrente…
Duas cubas eletrolíticas, uma contendo solução de $\text{AgNO}_3$ e outra contendo solução de $\text{CuSO}_4$, são ligadas em série e percorridas pela mesma corrente durante certo tempo. Na primeira cuba se depositam $10{,}8\ \text{g}$ de prata. Dados: massas molares $\text{Ag} = 108\ \text{g/mol}$ e $\text{Cu} = 63{,}5\ \text{g/mol}$.
(a) Explique por que a mesma carga elétrica atravessa as duas cubas.
(b) Calcule a quantidade de matéria de elétrons que passou pelo circuito.
(c) Calcule a massa de cobre depositada na segunda cuba.
(d) Se a corrente foi de $2{,}0\ \text{A}$ e $F = 96.500\ \text{C/mol}$, calcule o tempo de eletrólise.
Uma indústria de Manaus produz alumínio por eletrólise ígnea da alumina ($\text{Al}2\text{O}3$), com a semirreação catódica…
Uma indústria de Manaus produz alumínio por eletrólise ígnea da alumina ($\text{Al}_2\text{O}_3$), com a semirreação catódica $\text{Al}^{3+} + 3\,e^- \rightarrow \text{Al}$. Uma cuba opera com corrente de $50.000\ \text{A}$ durante $1{,}0$ hora. Dados: $F = 96.500\ \text{C/mol}$ e massa molar do alumínio $27\ \text{g/mol}$.
(a) Calcule a carga elétrica total que atravessa a cuba.
(b) Calcule a massa teórica de alumínio produzida.
(c) Se a massa realmente obtida foi de $14{,}0\ \text{kg}$, calcule o rendimento do processo.
(d) Argumente por que o consumo de energia elétrica é um fator econômico determinante para esse tipo de indústria.
Resumo
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Eletrólise: reação não espontânea forçada por energia elétrica externa; na pilha a reação é espontânea.
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Cátodo = redução (polo negativo na eletrólise); ânodo = oxidação (polo positivo).
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Ígnea: só os íons do composto. Aquosa: compete com a água; a facilidade de descarga decide (1A, 2A e Al³⁺ não descarregam; ânions oxigenados e F⁻ também não).
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$Q = i \cdot t$ (t em segundos); $n_{e^-} = Q/F$ com $F \approx 96.500\ \text{C/mol}$.
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$m = \dfrac{M \cdot i \cdot t}{n \cdot F}$; cubas em série têm a mesma carga.
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Rendimento = massa real / massa teórica × 100%; o custo de energia é decisivo, o que valoriza a reciclagem.
De volta ao início: a latinha reciclada economiza muita energia porque a eletrólise da alumina exige 3 mol de elétrons por mol de alumínio e correntes enormes.