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ELETRÓLISE ETEC Cônego José Bento Jacareí, 18 de abril de 2011 Alunos: Brunno Diordy

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ELETRÓLISE

ETEC Cônego José Bento

Jacareí, 18 de abril de 2011Alunos: Brunno Diordy

Carla Siqueira nº 07

História

A eletrólise é um processo que separa os elementos químicos de um composto através do uso da eletricidade. Procede-se primeiro à decomposição(ionização ou dissociação)do composto em íons e,posteriormente,com a passagem de uma corrente contínua através destes íons são obtidos os elementos químicos.

O processo da eletrólise é uma reação de oxirredução oposta àquela que ocorre numa célula eletrolítica, sendo,portanto,um fenômeno físico-químico não espontâneo. Origem e história A palavra eletrólise é originaria dos radicais eletro (eletricidade) e lísis(decomposição).

As primeiras experiências com a eletrólise foram iniciadas pelo Químico inglês Humphry Davy,que em 1778 obteve o elemento químico potássio passando uma corrente elétrica através do carbono de potássio(potassa)fundido.

EletróliseEletrólise é a parte da eletroquímica que estuda a transformação de

energia elétrica em energia química. Essa reação de oxirredução não é espontânea, sendo assim, necessita de energia. Ela é realizada em cubas eletrolíticas, nas quais a corrente elétrica é produzida por um gerador.

Temos dois tipos de eletrólise: eletrólise ígnea e eletrólise aquosa. A diferença entre elas é que uma ocorre em substância iônica no estado de fusão e outra em solução aquosa.

Ânodo : eletrodo onde ocorre oxidação , perda de elétrons.

Cátodo : eletrodo onde ocorre redução, ganho de elétrons.

Eletrólise ígneaÉ o nome que se dá a uma reação química provocada pela passagem de corrente elétrica através de um composto iônico fundido.

Exemplo: Eletrólise do cloreto de sódio (NaCl)

No pólo positivo,ou cátodo, obtêm-se bolhas de um gás amarelo-esverdeado, de cheiro irritante.

No pólo negativo, ou ânodo, obtém-se um metal de cor cinza que reage violentamente com a água.

Conclui-se que a passagem de corrente elétrica está transformando íons Cl- do NaCl em moléculas de Cl2, e íons Na+ em átomos de sódio metálico, Na0.

Semi-reação do pólo positivo: 2Cl- → Cl2 + 2e-

Semi-reação do pólo negativo (∙2): 2Na+ + 2e- → 2Na0 + Cl2

Reação Global : 2Na+ + 2Cl- → 2Na0 + Cl2

“ Sendo a eletrólise um fenômeno de óxido-redução, o total de elétrons perdidos no pólo positivo deve ser igual ao total de elétrons recebidos no pólo negativo.”

Eletrólise aquosaEletrólise aquosa é uma reação química provocada pela passagem de corrente elétrica através de uma solução aquosa de um eletrólito.

Em uma eletrólise aquosa, os íons H+, provenientes da água, irão competir com os cátions provenientes da substância dissolvida (eletrólito).

Reação da descarga dos íons H+ no cátodo: 2H+(aq) + 2e-→ H2(g)

Já os íons OH- da água irão competir com os ânions provenientes do eletrólito.

Reação da descarga dos íons OH- no ânodo: 2 OH-(aq) →

12

O2(g) + H2O(l) + 2e-

Quem vence a competição do cátodo : H+ da água ou o cátion do eletrólito? E no ânodo: o OH- da água ou o ânion do eletrólito?

Para responder isso, há um tabela que consta a facilidade de descarga de íons nos eletrodos:

Eletrólise do NaCl em meio aquoso

2NaCl → 2Na+ + 2Cl-

2H2O → 2H+ + 2OH-

Semi-reação no pólo negativo: 2H+ + 2e- → H2

Semi-reação no pólo positivo: 2Cl-→ Cl2 + 2e-

Reação global: 2NaCl(aq) + 2H2O → 2Na(aq) + 2OH-(aq) + H2(g) + Cl2(g)

Exemplo 2: Eletrólise aquosa do CuSO4(aq)

Semi-reação no pólo negativo: 2OH- → H2O + 12

o2 + 2e-

Semi-reação no pólo positivo: Cu2+ + 2e-→ Cu

Reação global: CuSO4(aq)+ H2O → 2H+(aq)+ SO2-

4(aq) + Cu(s) + 12

o2(g)

Note que, pela eletrólise do sulfato de cobre, obtivemos o cobre metálico (Cu) e gás oxigênio (O2), e que a solução final apresenta caráter ácido devido aos íons H+

(aq).

Reações de Oxidação- redução em células eletroquímicas Uma célula eletroquímica consiste em dois condutores chamados eletrodos, cada um deles imerso em uma solução eletrolítica.Muitas reações de oxidação-redução podem ser realizadas de duas formas quês são fisicamente muito diferentes. Em uma delas, a reação é desenvolvida colocando-se o oxidante e o redutor em contato direto, em um recipiente adequado. Na segunda forma, a reação é realizada e, uma célula eletroquímica na qual os reagentes não estão em contato direto uns com os outros. Um exemplo espetacular do contato direto consiste no famoso experimento chamado “ árvore de prata”, no qual um pedaço de cobre é imerso em uma solução contendo nitrato de prata.

Os íons prata migram para o metal e são reduzidos:

Ag++ e-→ Ag(s)

Ao mesmo tempo, uma quantidade equivalente de cobre é oxidada:

Cu(s)→ Cu2++ 2e-

Um aspecto muito singular das reações redox é que a transferência de elétrons pode muitas vezes ser conduzida em uma célula eletroquímica, na qual o agente oxidante e o agente redutor estão fisicamente separados um do outro. A ponte salina, isola as soluções eletrolíticas mas mantém o contato elétrico entre as duas metades da célula.Normalmente, as duas extremidades da ponte contêm discos de vidro sinterizado ou outros materiais porosos para prevenir a sifonação de líquido de um compartimento da célula para o outro. Quando o voltímetro de resistência interna elevada é conectado, ou quando não estão conectados externamente, diz-se que a célula está em circuito aberto e desevolve todo o seu potencial. Quando o cricuito está aberto, não há ocorrência de reação líquida na célula, embora esta tem potencial para realizar isso. O voltímetro mede a diferença de potencial, ou voltagem, entre os dois eletrodos a qualquer instante. Essa voltagem é a medida da tendência da célula de prosseguir em direção ao equilíbrio ou capacidade da reação que ocorre na célula em movimentar os elétrons pelo circuito. É chamada também de força eletromotriz (FEM). No SI a unidade de tensão é o volt (v).

Tipos de células eletroquímicas

As células eletroquímicas podem ser galvânicas ou eletrolíticas. Elas também podem ser classificadas como reversíveis ou irreversíveis.

As células galvânicas ou voltaicas armazenam energia elétrica. As baterias são geralmente feitas de várias dessas células conectadas em série para produzir voltagens mais elevadas que aquelas produzidas por uma única célula. Nessas células, as reações que ocorrem nos eletrodos tendem a prosseguir espontaneamente e produzem um fluxo de elétrons do ânodo para o cátodo através de um condutor externo.

Uma célula eletrolítica, em contraste com uma célula voltaica, requer uma fonte externa de energia elétrica para sua operação.

Para ambas as células, galvânicas e eletrolíticas a redução sempre ocorre no cátodo e a oxidação sempre acontece no ânodo. Entretanto, o cátodo de célula galvânica se torna o ânodo quando a célula é operada eletroliticamente.

Em uma célula reversível, a direção da reação eletroquímica é invertida quando se altera a direção do fluxo de elétrons. Em uma célula irreversível, a mudança da direção da corrente provoca a ocorrência de uma semi-reação totalmente diferente em um ou em ambos os eletrodos. A bateria de chumbo ácido presente nos automóveis é um exemplo comum de uma série de células reversíveis. Quando uma bateria está sendo carregada pelo gerador ou por um carregador externo, sua célula é eletrolítica. Quando ela é empregada para fazer funcionar os faróis, o rádio ou ignição, sua célula é galvânica.

Potencial O potencial de uma célula é a diferença entre dois potenciais de meia-célula ou de um eletrodo, um associado com a semi-reação do eletrodo da direita(Edireita), o outro associado com a semi-reação do eletrodo da esquerda(Eesquerda). De acordo com a convenção de sinais da IUPAC, enquanto o potencial de junção líquida for desprezível ou não haja junção líquida, podemos escrever o potencial da célula Ecélula como :

Ecélula = Edireita - Eesquerda

Eletrodo Padrão de HidrogênioPara que os dados de potencial de eletrodo sejam amplamente aplicáveis e úteis, precisamos ter uma meia-célula de referência contra a qual todas as outras possam ser comparadas. Esse eletrodo precisa ser de fácil,construção, reversível e ter um comportamento altamente reprodutível. O eletrodo padrão de hidrogênio (EPH) encontra essas especificações e tem sido empregado em todo o mundo

por muitos anos como o eletrodo de referência universal. É um eletrodo gasoso típico.

O metal condutor é um pedaço de platina que é recoberto, ou platinizado, com platina finamente dividida, o negro de fumo, para aumentar sua área superficial específica. Esse eletrodo é imerso em uma solução aquosa ácida contendo íons hidrogênio com atividade constante e conhecida. A solução é mantida saturada em hidrogênio borbulhando-se o gás sobre a superfície do eletrodo a uma pressão constante. A platina não toma parte da reação eletroquímica e serve apenas como local onde os elétrons são transferidos. A semi-reação responsável pelo potencial que se desenvolve nesse eletrodo é:

2H+(aq) + 2e- → H2(g)

Estequiometria da eletrólise : Michael FaradayTeoria

A relação entre o número de mols de elétrons que passam pelo circuito e a carga elétrica total

Entre 1909 e 1914, o físico inglês Robert Andrews Millikan e sua equipe determinaram, através de complicada experiências, o valor da carga de um elétron, que é 1,6∙10-19 Coulomb (C, unidade utilizada para expressar cargas elétricas).Utilizando esse valor, pode-se calcular a carga de 1 mol de elétrons:

1 elétron → 1,6∙10-19

6∙ 1023elétrons → x

Assim, 96.500C é a carga total transportada por 1 mol de elétrons, denominada 1 Faraday (F), em homenagem a Michael Faraday, químico e físico inglês. Seus trabahos experimentais o tornaram reconhecido como um dos maiores cientistas do século XIX. Além de ter inventado o motor elétrico, foi a primeira pessoa a demonstrar o princípio que governa os geradores elétricos.

6∙ 1023elétrons = 1 mol de elétrons = 1F = 96.500 C

Carga elétrica

O fluxo ordenado de elétrons num fio metálico constitui uma corrente elétrica, grandeza que será simbolizada por i.

A unidade do Sistema Internacional (SI) usada para expressar os valores de corrente elétrica é o âmpere (símbolo A).

Os aparelhos usados para medir a corrente elétrica que passa através de um circuito são chamados de amperímetro.

Quando uma corrente de 1 A flui em um circuito elétrico, passa em cada segundo, em um dado ponto do circuito, a carga de 1 Coulomb (C).

O cálculo da carga elétrica, simbolizada por Q, expressa em coulombs, é realizado do seguinte modo:

Q = i ∙ ∆t

A relação entre a quantidade de carga que passa por uma célula eletrolítica e as quantidades de substâncias produzidas nos eletrodos (em massa, mols, volume, etc.)

Através de experiências, Faraday enunciou uma lei que, segundo a moderna linguagem química pode ser enunciada:

“A massa de substância produzida num eletrodo é proporcional à carga elétrica que circula na célula eletrolítica e à massa molar dessa substância.”

Efeito da Concentração sobre os potenciais de eletrodo: a equação de NernstUm potencial de eletrodo é uma medida da extensão na qual as concentrações das espécies presentes em uma meia-célula diferem de seus valores no equilíbrio. Dessa forma, por exemplo, existe maior tendência para o processo Ag+ + e-→ Ag(s)

ocorrer em uma solução concentrada de prata (I) do que em uma solução diluída desse íon. Segue daí que a grandeza do potencial do eletrodo para esse processo também precisa tornar-se superior (mais positivo) à medida que a concentração de íons de prata de uma solução aumenta. Agora examinaremos a relação quantitativa entre a concentração e o potencial de eletrodo.

Considere a reação reversível aA+bB + ne-→ cC + Dd em que as letras maiúsculas representam as fórmulas das espécies participantes (átomos, moléculas, íons), e- representa os elétrons e as letras minúsculas em indicam o número de mols de cada espécie que aparece na semi-reação, da maneira como ela está escrita. O potencial de eletrodo para esse processo é dado pela equação

E= E0 RT ln [C] C [D] d

nF [A]a [B]b

E0= o potencial padrão de eletrodo, que é característico para cada semi-reação

R= a constante do gás ideal, 8,314 JK-1 mol-1

T= temperatura, K

n= número de mols de elétrons que aparecem na semi-reação para o processo de eletrodo, da maneira como escrito

F= Faraday = 96.500 C por mol de elétrons

Ln= Logaritmo natural = 2,303 log

Aplicação Obtenção de elementos químicos como metais, hidrogênio e cloro. Obtenção de substancias como a soda caustica (NaOH) e água oxigenada

(H2O2).

Purificação eletrolítica de metais como cobre e outros. Galvanização: consiste em revestir a superfície de uma peça metálica com

uma fina camada de outro metal, através da eletrólise aquosa do seu sal. A peça deve ser colocada no cátodo, e o sal deve conter o íon metálico que se deseja depositar.

Os exemplos mais conhecidos são o revestimento por cromo (cromação) ou por níquel (niquelação).

Cromação : Cr3+(aq)

+ 3e-→ Cr(s)

Niquelação: Ni2+(aq) + 2e-→ Ni(s)

Esse processo é utilizado para revestir anéis, brincos, pulseiras, correntes, relógios, faqueiros, etc. com uma fina camada (2,0 ∙10-3 cm de espessura) de prata ou ouro, e também na produção de ferro galvanizado que consiste no ferro que recebeu uma camada superficial de zinco por eletrólise.

Outra aplicação importante da eletrólise é a produção de algumas substâncias de larga utilização, como a soda cáustica, o gás cloro e os hipocloritos. É também por eletrólise que se obtêm, em estado de elevada pureza, alguns metais como o alumínio, o níquel e o cobre.

Anodização: Uma forma de resguardar certos metais contra a corrosão é a formação de uma camada protetora superficial de um óxido do próprio metal. Tal proteção pode ser feita através de um processo eletrolítico, que é chamado anodização.

Um exemplo de anodização bastante conhecido é o caso do alumínio. A peça de alumínio a ser protegida será o ânodo durante uma eletrólise de uma solução aquosa de ácido sulfúrico.

A camada protetora de Al2O3 formada, se apresenta bastante porosa, o que permite a retenção de corantes na sua superfície; em seguida, os corantes adicionados são selados usando-se água quente. Assim a peça metálica previamente submetida ao processo de anodização estará protegida contra a corrosão e vistosa para ser comercializada. São exemplos dessas peças anodizadas cinzeiros e tampas de panela de alumínio em cores.

Refino eletrolítico do cobre: o cobre metálico apresenta duas aplicações importantes. Uma delas é na fabricação de ligas, como, por exemplo, o latão (Cu e Zn) e o bronze (Cu e Sn); na outra ele atua como condutor elétrico. Neste caso, porém surge um problema: essa aplicação exige uma pureza altíssima do cobre, para que sua resistência elétrica seja a menor possível. Isso impede o uso do cobre obtdo da metalurgia, cuja pureza máxima (99,9%), é necessário proceder a eletrólise de uma solução aquosa de CuSO4 utilizando como ânodo cobre metalúrgico (pureza 98%).

O custo do refino eletrolítico do cobre é compensado pela extração e venda dos materiais presentes na lama anódica (Ag, Au, Pt, sílica, restos de minérios, etc.).

Parte prática : Eletrólise aquosa do NaClMaterial:

2 baterias 1 Bécker de 250ml NaCl (sólido) Baqueta 2 fios condutores de eletricidade Durex Água destilada (150ml) 2 placas de gratife

Procedimento:

1. Coloque 150ml de água destilada no Becker de 250ml.2. Adicione o sal de sódio até saturar a solução aquosa.3. Ligue os fios condutores a bateria e o grafite ao fio condutor em ambos os

lados.4. Introduza os grafites na solução e observe.

Conclusão:

A passagem de corrente elétrica está transformando íons Cl- do NaCl em moléculas Cl2, e íons Na+ em átomos de sódio metálico, Na0.

No pólo positivo, obtêm-se bolhas de um gás amarelo-esverdeado, de cheiro irritante, Cl2.

No pólo negativo, obtém-se um metal de cor cinza que reage violentamente com a água, Na0.

Bibliografia :

http://www.brasilescola.com/quimica/aplicacao-eletrolise.htm

http://www.brasilescola.com/quimica/funcao-eletrolise.htm

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SKOOG. WEST. HOLLER. CROUCH. FUNDAMENTOS DE QUÍMICA ANALÍTICA

USBERCO E SALVADOR. QUÍMICA.2006. EDITORA SARAIVA