Células eletrolíticas são mecanismos que provocam uma reação não espontânea de oxi-redução pelo fornecimento de energia elétrica ELETRÓLISE ÍGNEA

Transcrição

1 ELETRÓLISE Células eletrolíticas são mecanismos que provocam uma reação não espontânea de oxi-redução pelo fornecimento de energia elétrica 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(ígnea) Na célula eletrolítica temos em um par de eletrodos inertes( platina,grafite) mergulhados no NaCl fundido (líquido). Como o ponto de fusão do NaCl é cerca de 800 o C, a célula deve operar acima desta temperatura. A bateria ligada por meio do circuito externo tem a finalidade fornecer elétrons para o sistema. 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 Cl 2 : 54

2 a reação anódica é: 2 Cl - Cl 2 (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 98 o C, o sódio que se forma permanece líquido e sobe à superfície nas proximidades do eletrodo. A reação da célula eletrolítica será: Ânodo: 2 Cl - Cl 2 (g) + 2 e - (oxidação) Cátodo: 2 Na + + 2e - 2 Na(l) (redução) 2 Na 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. 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 - 55

3 Desta forma teremos uma competição : O polo negativo pode descarregar H + ou Na + O polo positivo pode descarregar OH - ou Cl - Para resolver o problema os químicos elaboraram, baseados em dados experimentais, a fila de facilidade de descarga de íons nos eletrodos Facilidade de descarga em eletrólise aquosa faraday Cátions 1A, 2A, Al 3+ H + Zn 2+,Fe 2+,Ni 2+, Cr 3+ Cu 2+,Ag +,Au 3+ Ânions não oxigenados OH - orgânicos oxigenados ( Cl -, Br -,I -,S 2-...) ( H 3 CCOO -...) ( ClO 3 -, NO 3 -,SO 4 2-.) Assim, para a eletrólise aquosa do NaCl teríamos : 2NaCl 2Na + + 2Cl - Ânodo: 2 Cl - Cl 2 + 2e - (oxidação) Cátodo: 2 H + + 2e - 2H 2 (redução) 2 NaCl(aq) + 2 H 2 O(l) H 2 (g) + Cl 2 (g) + 2NaOH(aq) para a eletrólise aquosa do NiCl 2 teríamos : Para a eletrólise aquosa do CuSO 4 teríamos : NiCl 2 Ni Cl - Ânodo: 2 Cl - Cl 2 + 2e - (oxidação) Cátodo: Ni e - Ni (redução) NiCl 2 (aq) Ni(s) + Cl 2 (g) (como na eletrólise ígnea) 56

4 CuSO 4 Cu SO 4 Ânodo: 2 OH - H 2 O + 1/2O 2 + 2e - (oxidação) Cátodo: Cu e - Cu (redução) CuSO 4 (aq) + 2 H 2 O(l) Cu(s) + 1/2O 2 (g) + H 2 SO 4 (aq) Para a eletrólise aquosa do CuSO 4 teríamos : CaSO 4 Ca SO 4 Ânodo: 2 OH - H 2 O + 1/2O 2 + 2e - (oxidação) Cátodo: 2 H + + 2e - H 2 (redução) H 2 O(l) H 2 (g) + 1/2O 2 (g) (eletrólise da água) ESTEQUIOMETRIA DAS PILHAS E DA ELETRÓLISE Corrente elétrica (i) : é a carga elétrica que atravessa a seção transversal de um circuito dividida pelo intervalo de tempo. A unidade do SI usada para expressar corrente elétrica é o ampère, simbolizado por A, definido como C/s (Coulomb por segundo). O aparelho utilizado para medir a corrente elétrica é o amperímetro, que fornece o resultado da medida em ampères. O amperímetro mede, portanto, quantos coulombs de carga passam por ele a cada segundo. Para saber a carga elétrica que atravessa um circuito durante certo tempo, basta multiplicar a corrente elétrica (em A) pelo intervalo de tempo (em s), ou seja Q = i. t Em 1909, o físico americano Millikan determinou a carga elétrica de um elétron que é 1,6x10-19 C. Como sabemos que um mol de elétrons corresponde a 6,02x10 23 e -, a quantidade de carga transportada pela passagem de um mol de elétrons é dada pelo produto entre esses dois valores, ou seja: 57

5 1,6x10-19 x 6,02x10 23 = 9,65x10 4 C ou 96500C (quantidade de carga transportada por um mol de elétrons, denominada Constante de Faraday (1F). 1 F = C Quando se conhece a quantidade de carga fornecida em uma eletrólise, é possível prever a quantidade (massa, mol, etc) de substâncias que serão produzidas nesse processo. 1ª lei de Faraday A massa que se forma em um eletrodo é diretamente proporcional à quantidade de elétrons que atravessa a solução. Michael Faraday 1º exemplo : Qual a quantidade de eletricidade necessária para produzir 12,7 g de cobre metálico por eletrólise? Cu e - Cu 2mol 1mols C... 63,5 g X... 12,7 g X = C 2º exemplo : Qual a intensidade da corrente elétrica produzida por uma pilha de cobre/zinco que funcionou por 25 minutos e 44 segundos gerandom uma carga de 772C? Q = i. t 772C = i. 1544s i = 0,5 A 3º exemplo : Qual a massa de cobre metálico produzida quando uma corrente elétrica de 1,93 A atravessa uma solução de sulfato de cobre II durante 10 minutos. Q = i. t Q = 1,93 A. 600s Q = 1.158C Cu e - Cu C... 63,5g C... x X = 0,381 g de cobre 58