E L E T R O Q U Í M I C A

Transcrição

1 UNIVERSIDADE PRESBITERIANA MACKENZIE E L E T R O Q U Í M I C A Professora: Dra. Sonia B. Faldini 2003

2 1 Introdução A Eletroquímica tem aplicação em muitas áreas da química, da biologia e da física. Desenvolvimentos futuros em muitos campos, como por exemplo a corrosão, a energia, a bioquímica e a biologia celular dependem da utilização dos princípios eletroquímicos. Entre as mais importantes contribuições da Eletroquímica, na Química citamos as leis de Faraday, as interações dos íons em solução, a teoria ácido-base e a termodinâmica. Medidas eletroquímicas sobre sistemas químicos, permitem por exemplo: a) obter dados termodinâmicos - energia livre, entalpia, entropia e constante de equilíbrio de uma reação química; b) identificar e/ou quantificar os componentes de um material usando técnicas eletroanalíticas como por exemplo a polarografia; c) entender processos de eletrodeposição e de corrosão. 1.2 Definição de Eletroquímica De acordo com o ponto de vista moderno, a eletroquímica é definida como sendo o estudo de interfaces carregadas eletricamente e dos fenômenos que ocorrem nestas interfaces. As interfaces consideradas são superfícies de separação entre um condutor eletrônico e um condutor iônico. De um modo geral, o condutor eletrônico é um metal e o condutor iônico é uma solução eletrolítica ou um sal (iônico) fundido. O sistema formado por um condutor eletrônico e um condutor iônico postos em contato é denominado Eletrodo. De uma maneira mais simples podemos dizer que a Eletroquímica é o estudo de fenômenos químicos associados a fenômenos elétricos ou vice-versa. A eletroquímica seria portanto o estudo de pilhas e eletrólises. 1.3 Divisão da Eletroquímica De acordo com definição moderna,a Eletroquímica abrange três partes: a iônica, a dupla camada elétrica e a eletródica. 1

3 Iônica é a parte mais antiga da Eletroquímica. Trata da natureza dos íons em solução ou em sais fundidos, das interações entre os íons e o solvente (solvatação ou hidratação), das interações íon-íon, das teorias das soluções iônicas e dos fenômenos de transporte dos íons em solução na presença de um campo elétrico ou de um gradiente de concentração. Atualmente é considerada como um ramo da Físico-Química ou seja é a Físico-Química das Soluções Iônicas. O estudo da iônica é muito importante pois nos permite conhecer a estrutura do condutor iônico. Dupla Camada Elétrica É o estudo da estrutura e dos aspectos termodinâmicos das interfaces eletrizadas e da adsorção de íons nestas interfaces. Eletródica - consta fundamentalmente de duas partes: Termodinâmica Eletroquímica Cinética Eletroquímica. Termodinâmica Eletroquímica - Nesta parte estudam-se eletrodos e células eletroquímicas no estado de equilíbrio ou seja na ausência da passagem de corrente elétrica. Cinética Eletroquímica - Nesta parte estudam-se eletrodos e células eletroquímicas que não estão em equilíbrio ou seja quando através dos mesmos há passagem de corrente elétrica. Este último aspecto é geralmente pouco tratado nos livros de físico-química apesar de suas inúmeras implicações tecnológicas. No presente curso estudaremos a Eletródica,abordando com maior ênfase a termodinâmica eletroquímica e vendo apenas alguns aspectos fundamentais de cinética eletroquímica. Daremos uma idéia geral do que vem a ser a dupla camada elétrica. 2 Conceitos Básicos 2.2 Condutor eletrônico Os condutores eletrônicos podem ser metais, ligas, compostos intermetálicos ou grafita, nos quais a condução de eletricidade se dá por meio do deslocamento de elétrons no interior do condutor. Nestes condutores não há transporte de matéria. Exemplos : Cu, Al, Ag, ligas de Ti. 2.3 Condutor iônico Os condutores iônicos ou soluções eletrolíticas são: soluções contendo eletrólitos que são substâncias capazes de se dissociarem em íons quando dissolvidas em água ou num solvente adequado; Exemplo: H 2 O(solvente) Cu(NO 3 ) 2 (eletrólito) sais fundidos. Exemplo: NaCl fundido. 2

4 Nos condutores iônicos a condução se dá através dos íons,portanto há transporte de matéria. 2.4 Eletrodos Definição Em eletroquímica a palavra eletrodo pode significar: Um condutor eletrônico. Por exemplo, uma placa de cobre é um eletrodo de cobre, uma placa de platina é um eletrodo de platina, um tarrugo de grafita é um eletrodo de grafita, uma placa de ouro é um eletrodo de ouro. Um condutor eletrônico imerso num condutor iônico. Exemplos: o eletrodo de vidro (eletrodo de ph), o eletrodo de calomelano. Abaixo apresentamos o desenho esquematizado de um eletrodo de zinco: SO 4 2- Zn Zn 2 SO 4 2- Zn 2 SO 4 2- Zn 2 Zn = condutor eletrônico Zn 2 SO 4 2- = condutor iônico (solução aquosa de sulfato de zinco) Figura 1. O eletrodo de zinco em solução de sulfato de zinco Interface eletrizada e formação da interface eletrizada Quando mergulhamos um metal numa solução de seus íons formamos uma interface entre as duas fases. Através dessa interface ocorre a transferência de elétrons de uma a outra fase e como resultado dessa transferência, a eletroneutralidade que existia em cada fase é desfeita adquirindo uma das fases um excesso de cargas positivas e a outra um excesso de cargas negativas. A transferência de carga se dá porque as forças entre íons e elétrons do reticulado da fase metálica tem intensidade diferente das forças entre o núcleo e os elétrons nos íons metálicos que estão na solução. 3

5 Exemplo 1 Imergindo uma placa de zinco em uma solução de sulfato de Zn, os íons Zn 2 presentes nas proximidades do metal tendem a remover elétrons do mesmo, resultando na deposição de átomos neutros de zinco. Por outro lado, íons de zinco (Zn 2 ) do metal passam para a solução. A Figura 2 abaixo mostra a formação da interface eletrizada, para o eletrodo de zinco. e Zn 2 Excesso de Excesso de Elétrons íons Zn Metal Solução Metal Solução 2 a) 2 b) Figura 2. 2 a ) Formação de uma interface eletrizada. 2 b) Interface eletrizada ( modelo do capacitor ) Podemos representar os dois processos que ocorrem na interface por meio das semi-equações a seguir Redução Zn 2 2e Zn (1a) Oxidação Zn Zn 2 2e (1b) Inicialmente as velocidades dos processos (1a) e (1b) são diferentes. Num determinado instante estas velocidades se igualam. O sistema atinge um equilíbrio que denominamos "Equilíbrio Eletroquímico". No equilíbrio, ambos os processos (1a) e (1b) ocorrem com a mesma velocidade e são representados por meio da seguinte equação Zn 2 2e Zn (2) Como neste caso, o processo (1b) é mais rápido que o processo (1a), ao se atingir o equilíbrio, a interface do lado metálico apresenta um excesso de cargas negativas ( acúmulo de elétrons ) e a interface do lado da solução um excesso de cargas positivas ( acúmulo de íons Zn 2 ). Está formada a interface eletrizada. Exemplo 2 Se no lugar de uma placa de zinco imergimos uma placa de cobre em uma solução de sulfato cúprico, os íons Cu 2 presentes nas proximidades do metal tendem a remover 4

6 elétrons do mesmo, resultando na deposição de átomos neutros de cobre. Por outro lado, íons de cobre (Cu 2) do metal passam para a solução. As semi-equações dois processos são: Redução Cu 2 2e Cu (1 a) Oxidação Cu Cu 2 2e (1 b) Inicialmente as velocidades dos processos (1 a) e (1 b) são diferentes. Num determinado instante estas velocidades se igualam. O sistema atinge um equilíbrio que denominamos Equilíbrio Eletroquímico. No equilíbrio, ambos os processos (1 a) e (1 b) ocorrem com a mesma velocidade e são representados por meio da seguinte equação Cu 2 2e Cu (2 ) Para o cobre o processo (1 a) é inicialmente mais rápido que o (1 b). Quando se atinge o equilíbrio, a interface do lado metálico apresenta um excesso de cargas positivas ( Cu 2 ) enquanto que a interface do lado da solução apresenta um excesso de cargas negativas ( acúmulo de íons SO 4 2- ). A interface eletrizada, formada em ambos os casos, é também conhecida como Dupla Camada Elétrica Quantidade de Zn 2 que transporta uma carga 2 x 10-5 C na interface eletrizada Técnicas da cinética de eletrodo mostram que no equilíbrio entre Zn metálico e uma solução 1mol/dm 3 de ZnSO 4 a 20 o C e 1 atm., os íons Zn 2, que atravessam em ambas as direções uma área de 1 cm 2 em 1s carregam uma carga de 2 x 10-5 C que corresponde a 1 x mol de Zn 21. No equilíbrio eletroquímico temos 1 x mol de Zn 2 que se depositam sobre o zinco e ao mesmo tempo 1 x mol de Zn 2 que saem do metal indo para a solução. Este fluxo de carga elétrica que se verifica no equilíbrio, em ambos os sentidos, recebe o nome de Densidade de Corrente de Troca e é um parâmetro cinético muito importante no estudo das reações que ocorrem nos eletrodos. 1 A carga de 1 próton = e = 1,60218 x C. a carga por mol de próton = 1F = N A e (N A =n o de Avogadro e F=Faraday) 1F = 6,0221 x mol -1. 1,60218x10-19 C 1F = C mol -1 a carga de 1 íon = z e ( z = n o de oxidação do íon ) a carga por mol de íon = Q = z e N A Q = zf a carga de n mol de íons = Q' = nzf n = 2 x 10-5 C / ( 2 x C mol -1 ) n = 1 x mol 5

7 ATENÇÃO - No equilíbrio eletroquímico não há consumo de material e o equilíbrio é dinâmico Potencial de Eletrodo Absoluto Todo eletrodo apresenta um potencial elétrico que depende da concentração de seus componentes em solução e da temperatura. Este potencial é denominado: Potencial de Eletrodo Absoluto. Este potencial surge quando mergulhamos um metal numa solução de seus íons e formamos uma interface entre as duas fases. Através dessa interface ocorre a transferência de elétrons de uma a outra fase. Como resultado dessa transferência, a eletroneutralidade que existia em cada fase é desfeita, adquirindo uma das fases um excesso de cargas positivas e a outra um excesso de cargas negativas. A interface apresenta então uma diferença de potencial elétrico entre o metal e a solução que é o Potencial de Eletrodo Absoluto. A Figura 2b mostra a interface eletrizada (modelo simplificado = capacitor), metal zinco em solução de sulfato de zinco. para o O Potencial de Eletrodo Absoluto, por ser uma diferença de potencial elétrico entre fases diferentes - metal / solução, não é mensurável. O que medimos sempre são quantidades relativas. Esse assunto será tratado em itens posteriores Potencial de Junção Interfaces eletrizadas também se formam quando duas soluções eletrolíticas diferentes são postas a contato. A separação de cargas positivas e negativas ocorre devido às diferentes velocidades de difusão dos íons. A interface apresenta uma diferença de potencial elétrico entre as duas soluções. Esta diferença de potencial elétrico recebe o nome de Potencial de junção Representação dos Eletrodos Os eletrodos são em geral representados por meio de diagramas onde se adotam as seguintes convenções: O diagrama mostra a seqüência e a composição das fases em contato. As interfaces presentes são representadas por meio de um traço vertical. Exemplos : Zn Zn 2 ou Zn ZnSO 4 6

8 Uma representação mais completa do diagrama contém também as concentrações dos íons presentes e o estado físico de todas as espécies. Íons diferentes são separados por meio de vírgulas. Exemplos : Pt (s) H 2 (g) (1atm) H (aq) (a =1); Hg HgO,KOH Equação de NERNST para um eletrodo A equação de Nernst relaciona o potencial elétrico metal/solução com a concentração dos íons em solução, a uma dada temperatura. Na prática o valor deste potencial é obtido em relação a um eletrodo de referência. φ = φ o (RT/zF) ln (a ox /a red ) (3) Sendo φ = diferença de potencial elétrico metal/solução φ o = diferença de potencial elétrico padrão metal/solução R = constante dos gases ideais T = temperatura ( kelvin ) z = n o de elétrons trocados F = Faraday a ox ; a red = atividade da espécie oxidada e da espécie reduzida respectivamente. 2.5 Tipos de Eletrodos Eletrodo Gás/íon O eletrodo gás-íon consiste de um coletor de elétrons inerte, por exemplo platina ou grafita, em contato com um gás e um íon solúvel. A reação e φ para este eletrodo são G (aq) e 1/2 G 2 (g) φ = φ o (RT/F) ln (a G /P 1/2 ) (4) Como exemplo deste tipo de eletrodo temos o eletrodo Pt (s) H 2 (g) H (aq) EXERCÍCIO: Um eletrodo de gás-íon consiste de gás cloro borbulhado sobre Pt dentro de uma solução de cloreto de sódio a 298K. Calcule de quanto muda φ, o potencial deste eletrodo, quando a pressão do cloro duplica. R=8,9 mv Eletrodo Metal/Ion Metálico Este eletrodo consiste de um pedaço do metal imerso numa solução contendo o íon metálico. A reação e φ é: 7

9 e M z ze M φ = φ o (RT/F) ln (a M z / a M) (5) Como exemplo temos o eletrodo Zn Zn Eletrodo Metal /Sal insolúvel /ânion Este eletrodo é também chamado de eletrodo de 2ª espécie. Ele consiste de uma barra de metal M recoberta por um sal insolúvel MX imerso numa solução que contém íons X -. Estes eletrodos são bastante comuns dentre eles citamos o eletrodo de prata-cloreto de prata, o eletrodo de calomelano.a reação e o potencial nestes eletrodos é: e MX(s) e (Metal) M φ = φ o - (RT/F) ln (a X - ) (6) O potencial destes eletrodos depende apenas da atividade do íon ou seja no caso dos eletrodos acima do íon Cl -. É um eletrodo reversível ao íon Cl Eletrodo de oxidação- redução Este eletrodo consiste de um metal inerte geralmente platina, imersa numa solução que contem duas espécies solúveis em diferentes estados de oxidação. Por exemplo uma solução contendo íons férricos e ferrosos. A reação e o potencial são: Ox ze Red φ = φ o (RT/F) ln (a ox / a red ) (7) 2.6 Células Eletroquímicas Uma célula Eletroquímica é um sistema constituído de dois eletrodos, que estão em contato. Este contato pode ser feito através de uma ponte salina ou usando o mesmo condutor iônico. De acordo com seu funcionamento as células eletroquímicas podem ser classificadas em: Pilhas ou células galvânicas - neste tipo de célula há obtenção de energia elétrica e a reação é espontânea. Estas células são Geradoras de energia; Célula eletrolítica -.neste tipo de célula há obtenção de matéria e a reação não é espontânea. Estas células são geradoras de substâncias; Sistemas em que há corrosão - neste tipo de célula há obtenção de matéria que não tem utilidade prática e a energia em jogo não é aproveitável. A reação é espontânea. 8

10 2.6.1 Cátodo e Ânodo Numa célula eletroquímica um dos eletrodos, o cátodo, age como fonte de elétrons para os íons do condutor iônico. Nele ocorre a semi-reação de redução M z ze M (8) O outro eletrodo, o ânodo, age como sumidouro dos elétrons provenientes dos íons do condutor iônico. No ânodo ocorre a semi-reação de oxidação M M z ze (9) Para o processo global temos: M z M M M z (10) Na figura 3 são representados esquematicamente um cátodo e um ânodo indicando o escoamento de elétrons através das respectivas interfaces. Ag Ag =, NO 3 - Cu Cu Cu 2= 2-, SO 4 2e e Ag Cu 2 3 a) 3 b) Figura 3. Processos nas interfaces do cátodo 3 a) e do ânodo 3 b) Na figura 4 são representados esquematicamente um cátodo e um ânodo, indicando o escoamento de elétrons do ânodo para o cátodo. e e Cu Ag e Cu 2 SO 4 2- Ag NO 3 - I Figura 4. Acoplamento de dois eletrodos : eletrodo de cobre (ânodo) e eletrodo de prata (cátodo) 9

11 Ao fecharmos a chave, a lâmpada acende. Elétrons fluem do cobre para a prata; na solução Cu 2 e Ag se dirigem para a prata enquanto os ânions se dirigem para o cobre. No cátodo a reação é: Ag e Ag No ânodo a reação é Cu Cu 2 2e A reação global da célula da figura 4 é : 2Ag Cu Cu 2 2Ag (10) Reação de Eletrodo ou Reação Eletroquímica A reação (10) é uma reação de óxido-redução. Costuma - se chamar a reação que ocorre num eletrodo de reação eletroquímica ou reação de eletrodo. Uma reação é eletroquímica se a ela estiver associada uma passagem de corrente elétrica através de uma distância finita maior que a distância interatômica. Estas reações podem ocorrer espontaneamente ou podem ser provocadas. Quando ocorrem espontaneamente há produção de energia elétrica e quando são provocadas há consumo de energia elétrica. 2.7 Célula Galvânica ou Pilha É uma célula eletroquímica capaz de fornecer espontaneamente energia elétrica, às vizinhanças. Na Figura 5 a e 5b apresentamos respectivamente o desenho esquemático da pilha de Daniell e da Célula de Weston. O contato na Pilha de Daniell é feito com uma ponte salina e na Célula de Weston a solução eletrolítica é comum aos dois eletrodos. Numa pilha, o polo com sinal negativo é o ânodo e o polo com sinal positivo é o cátodo. O ânodo apresenta um acúmulo de cargas negativas sobre a interface do lado do metal e o cátodo apresenta um acúmulo de cargas positivas sobre a interface do lado do metal. As pilhas como descritas são circuitos abertos e seus eletrodos estão em equilíbrio eletroquímico. Quando o circuito é fechado, ou seja quando os pólos são ligados a algum aparelho ou a um sistema qualquer, os elétrons circulam espontaneamente do polo negativo para o positivo ( ver Figura 4 ). Como há passagem de corrente elétrica,os eletrodos não estão mais em equilíbrio eletroquímico. As pilhas como descritas são circuitos abertos e seus eletrodos estão em equilíbrio eletroquímico. Quando o circuito é fechado, ou seja quando os pólos são ligados a algum aparelho ou a um sistema qualquer, os elétrons circulam espontaneamente do polo negativo para o positivo ( ver Figura 4 ). Como há passagem de corrente elétrica,os eletrodos não estão mais em equilíbrio eletroquímico. Numa pilha ou célula galvânica a reação química ocorre espontaneamente. Pilhas ou células galvânicas são geradores de eletricidade. 10

12 e V - e 5 a) Pilha de Daniell Solução de ZnSO 4 Solução de CuSO 4 Parede porosa 5 b) Célula de Weston Solução de CdSO 4 Solução de CdSO 4 CdSO 4 (s) Hg 2 SO 4 (s) Cd ( Hg ) - Hg(L) e V e Figura 5. 5a) Pilha de Daniell 5 b) Célula de Weston. 2.8 Representação de uma Pilha As pilhas ou células galvânicas são em geral representadas por meio de diagramas onde se adotam as seguintes convenções: 1) O diagrama mostra a seqüência e a composição das fases em contato. As interfaces presentes são representadas por meio de um traço vertical. 11

13 2) O diagrama lido da direita para a esquerda começa com o metal do cátodo e termina com o metal do ânodo. Desta forma à direita temos o cátodo ou seja o eletrodo onde ocorre a redução e à esquerda o ânodo ou seja o eletrodo onde ocorre a oxidação. 3) Quando a pilha estiver funcionando, a corrente elétrica produzida pela célula provém de uma reação na qual elétrons são fornecidos ao circuito externo pelo eletrodo da esquerda e absorvidos do circuito externo pelo eletrodo da direita. 4) Uma representação mais completa do diagrama contém também as concentrações dos íons presentes e o estado físico de todas as espécies. Diferentes íons são separados por meio de vírgulas. 5) Se não houver potencial de junção os eletrodos podem ser separados por duas barras interrompidas. Caso haja potencial de junção a separação é feita por uma barra interrompida. Exemplo : a pilha de Daniell Zn Zn 2= Cu 2 Cu ou Zn (s) Zn 2= (aq, a = 1 ) Cu 2 aq, a = 1 ) Cu(s) Esta pilha foi considerada sem junção e usou-se duas barras cheias no lugar de duas barras interrompidas. No lugar da concentração colocou-se a atividade ( concentração efetiva da solução ). Se o ânion fosse especificado por exemplo sulfato de zinco o mesmo podia ter sido escrito no diagrama. 2.9 Classificação das Pilhas Pilhas ou células galvânicas são geradores de eletricidade. O fornecimento de energia elétrica é resultante de uma reação química que transforma reagentes em produtos. Uma vez consumidos os reagentes, a pilha pára de funcionar. Se a reação for quimicamente reversível é possível transformar os produtos em reagentes e portanto recuperar a pilha Pilhas Primárias São pilhas que não são reversíveis e portanto não podem ser recarregadas. Exemplos: 12

14 Pilha de Leclanché: Zn NH 4 Cl (20%), ZnCl 2 MnO 2,C Reações de eletrodo : Ânodo (-) Zn Zn 2 2e Cátodo() 2MnO 2 2H 3 O 2e 2 MnOOH 2 H 2 O 2MnOOH Mn 2 O 3 H 2 O Causa da irreversibilidade : reações paralelas OH - NH 4 H 2 O NH 3 2 NH 3 Zn 2 2Cl - Zn(NH 3 ) 2 Cl 2 Zn 2 2OH - ZnO H 2 O O Zn(NH 3 ) 2 Cl 2 é um complexo levemente solúvel que forma um depósito cristalino. Aplicação: fonte de energia portátil de tamanho pequeno (não miniatura) para uso em rádios, brinquedos, lanternas. Pilha de Mercúrio Zn(Hg) Zn(OH) 2 (s) KOH(aq), Zn(OH) 4 2- (aq) HgO(s) Hg(l) Reação global: Zn HgO H 2 O Hg Zn(OH) 2 Eletrólito: KOH Condutores eletrônicos: Zn e Hg Aplicações: pilha de referência em eletrônica, rádios, relógios, aparelhos de surdez Pilhas Secundárias (Acumuladores) São pilhas quimicamente reversíveis e portanto são recarregáveis. Exemplo : Bateria "Chumbo-ácido". Reação global: PbO 2 Pb 2H 2 SO 4 descarga carga 2PbSO 4 2H 2 O Durante a descarga: Ânodo (-) 2- Pb SO 4 PbSO 4 2e Cátodo () 2 - PbO 2 SO 4 2e PbSO 4 Durante a carga : Cátodo (-) PbSO 4 2e Pb SO ânodo () PbSO 4 PbO 2 SO 4 2-2e 13

15 Condutores eletrônicos: ambos de Pb. Na prática, são grades de uma liga de chumbo/antimônio recobertos com uma pasta de óxido de chumbo IV. Eletrólito: solução aquosa de H 2 SO 4 Aplicações: em carros, energia de reserva, na indústria Pilhas Terciárias (Pilhas a Combustível) São pilhas continuamente alimentadas. Exemplo: a pilha de Bacon Hidrogênio/oxigênio. ânodo (-) 2H 2 4H 4e Cátodo () O 2 4H 4e 2H 2 O Reação global: 2H 2 O 2 2H 2 O Condutores eletrônicos: níquel poroso Eletrólito: solução aquosa (27%) NaOH Aplicações: em foguetes espaciais, em coração artificial. Não tem aplicação comercial Exercícios 1. Dê a reação da pilha e as semi-reações do cátodo e do ânodo para cada um dos seguintes casos: a) Ag(s) Ag (aq, a = 0,01 ) Zn 2 (a = 0,1) Zn(s); b) Pt(s) Fe 2 (aq,a - =1,0),Fe 2 (aq,a =0,1) Cl - (aq a - =0,001) AgCl(s) Ag(s) c) Cd CdSO 4 (s) CdSO 4 (l) Hg 2 SO 4 (s) Hg Pt 2. Muitas vezes quando construímos uma célula eletroquímica, precisamos usar condutores eletrônicos inertes (eletrodos inertes) ou seja condutores que não tomem parte das reações de eletrodo. Cite os três mais usados. 3. A partir das reações abaixo, dê o diagrama da pilha correspondente. a) Fe 2Fe 3 3Fe 2 b) H 2 (g) Cl 2 (g) 2 HCl (aq) 14

16 2.10 Célula Eletrolítica Definição É uma célula eletroquímica que recebe energia elétrica das vizinhanças. A bateria de chumbo é uma célula eletrolítica durante o processo de carga. A célula de mercúrio para a produção de gás cloro é uma célula eletrolítica. As células eletrolíticas são geradoras de substâncias químicas. ( figura 6 ) 35% NaCL 17% NaCL Na(Hg) cátodo - Lavagem Com água Figura 6. Célula de mercúrio para a produção de gás cloro. Catalisador H 2 O 50% NaOH H 2 Numa célula eletrolítica, o polo com sinal negativo é o cátodo e o polo com sinal positivo é o ânodo. As leis de Faraday regem as massas obtidas nas eletrólises. 15