III. As Eletrólises
16. São Reações de Oxirredução Não-Espontâneas (∆G >0)
que Consomem Energia Elétrica.
As eletrólises ígneas são
realizadas na ausência de água, em temperaturas elevadas, na obtenção de
alcalinos, alcalinos terrosos e alumínio. As eletrólises aquosas utilizam
soluções aquosas em temperatura ambiente permitindo obter várias substâncias:
H2,
Cl2, NaOH, KOH, Cu°, Zn°, Ag°, Au°, Ni° (mais importantes).
E como podemos fazer essa eletrólise?
Com o auxílio de um circuito elétrico, composto de um gerador elétrico, que fornecerá a energia, e um recipiente denominado célula (ou cuba) eletrolítica.
É importante notar que o gerador não pode criar nem destruir elétrons;
ele apenas “injeta” elétrons no circuito por seu pólo negativo e “aspira” igual número de elétrons por seu pólo positivo.
Desse modo:
a) se na célula não existir um eletrólito, a corrente elétrica não irá passar;
b) pelo contrário, existindo um eletrólito, cada um de seus íons migrará para o eletrodo de sinal contrário ao seu e lá irá perder ou ganhar elétrons; esse fato causará:
• passagem de corrente elétrica;
• alterações químicas nos íons.
Para que tudo isso aconteça, é importante que:
a) a corrente elétrica seja contínua e a voltagem suficiente para provocar a eletrólise;
b) os íons tenham “liberdade de movimento”:
• seja por fusão (eletrólise ígnea);
• seja por dissolução em um “solvente ionizante”, que, em geral, é a água (eletrólise em solução).
Chama-se eletrólise ígnea aquela que é realizada com o eletrólito fundido. Voltemos ao exemplo do NaCl. Aquecendo-o a 808 °C, ele se funde e, no estado líquido, os íons Na e Cl passam a ter liberdade de movimento. Passando
corrente elétrica contínua através da célula eletrolítica, é fácil perceber o que acontece.
Os cátions Na" são atraídos pelo pólo negativo (catodo);chegando a esse pólo, eles ganham elétrons e são descarregados, de acordo com a seguinte semi-reação:
* O cátion sempre vai para o catodo.
Ao contrário, os ânions Cl são atraídos pelo pólo positivo (anodo), no qual perdem elétrons e se descarregam:
* O ânion sempre vai para o anodo.
Somando as duas semi-reações, teremos a equação global da eletrólise (para o balanceamento correto, é indispensável cancelar os elétrons):
Tome cuidado com os nomes e os sinais dos eletrodos !
Verifique que os sinais + e - atribuídos ao catodo e ao anodo das pilhas são inversos aos atribuídos aos eletrodos na eletrólise, pois as reações que ocorrem nas pilhas são inversas às que ocorrem na eletrólise. Note porém que:
• no catodo, sempre ocorrem reduções;
• no anodo, sempre ocorrem oxidações.
Voltando ao exemplo da eletrólise ígnea do NaCl, é claro que ela só ocorrerá se o gerador fornecer uma voltagem superior a 4,07 V, isto é, maior do que o ΔE calculado por meio da tabela dos potenciaispadrão.
Na prática, a voltagem deve ser superior a 4,07 V, para vencer as resistências elétricas do circuito; não deve ser, contudo, muito superior a esse valor, para não produzir correntes elétricas muito intensas que gerariam grande dissipação de energia, em forma de calor (efeito Joule).
Exercício de Fixação
01. Definir
reações primárias de uma eletrólise.
02. Definir
reações secundárias de uma eletrólise.
03. Alumínio, magnésio e sódio
são obtidos industrialmente por
(a) craqueamento.
(b) eletrólise ígnea.
(c) hidrogenação.
04. Gás
hidrogênio pode ser obtido da água do mar em grandes quantidades por um
processo denominado
(a) eletrólise aquosa.
(b) liquefação.
05. Fazer o
esquema da célula eletrolítica para obtenção do alumínio. Representar a
semi-reação de redução, a semi-reação de oxidação e a reação global da
eletrólise.
06. Na
eletrólise o cátodo é o eletrodo negativo e o ânodo é o eletrodo positivo. Numa
pilha as polaridades (+ e -) são invertidas. Explicar.
07. Fazer esquema mostrando a eletrólise do MgCl2
fundido. Mostrar as semi-reações de redução e de oxidação e a equação global.
Pelo Prof. Eudo Robson
Fonte de Pesquisa:
Livro de Ricardo Feltre - Volume 2
-
Editora Moderna 6ª edição - 2004
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