Eletroquímica: Células Eletrolíticas



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10. Trabalho Experimental

Eletroquímica: Células Eletrolíticas



10.1 Introdução

Uma reação de oxi-redução é espontânea quando o valor de E da reação da célula combinada for positiva. Inversamente se o valor de E da célula for negativo, a reação não poderá ocorrer espontaneamente na direção em que está escrita, porque o processamento de tal reação requereria a adição de energia. Se a energia elétrica requerida for fornecida ao sistema é possível uma reação não espontânea ocorrer; uma reação deste tipo é chamada REAÇÃO DE ELETRÓLISE.



10.2 Condutividade elétrica

Os líquidos, em particular as soluções, podem ser classificadas em dois grupos, em função do seu comportamento sob o efeito de um campo elétrico.



  • Líquidos que contêm apenas moléculas covalentes;

  • Líquidos que contêm íons(esses íons podem ter estado nessa forma sólido iônico original, ou podem ter resultado da reação de um soluto covalente com um solvente polar).

Os líquidos que contêm íons podem sofrer um processo de eletrólise e são condutores de corrente elétrica. Esses líquidos são designados eletrólitos; as soluções são, comumente, chamadas eletrolíticas.

Por outro lado, os líquidos(soluções) que contêm apenas moléculas não sofrem eletrólise e não são capazes de conduzir a corrente elétrica.

Os elétrons envolvidos em uma ligação metálica são relativamente livres para mudar-se de átomo em átomo; desse modo, se for aplicada uma diferença de potencial entre duas partes de um metal esses elétrons da estrutura metálica migram na direção da região carregada positivamente, deslocando-se sucessivamente dos orbitais de um átomo para os seus vizinhos. Diz-se, então, que os metais conduzem a corrente elétrica eletronicamente.

10.3 Reações eletrolíticas

Os processos eletrolíticos são de grande importância na indústria atual. É provável que o mais simples dos processos eletrolíticos seja aquele em que duas lâminas de cobre, ligadas a terminais opostos de uma fonte de voltagem, são mergulhadas em uma solução aquosa de sulfato de cobre.

Na lâmina de cobre ligada ao terminal negativo (cátodo) ocorre deposição de mais cobre metálico, enquanto que no outro eletrodo, ligado as terminal positivo (ânodo) o cobre metálico é oxidado a Cu2+.

O eletrodo em que ocorre redução é sempre chamado cátodo, enquanto que o ânodo é sempre o eletrodo no qual ocorre oxidação.



no cátodo

no ânodo

Se o ânodo de um célula deste tipo é feito de cobre impuro(99%), é possível depositar no cátodo cobre de pureza(99,98%). Então, este e outros processos de refinação eletrolítica encontram emprego considerável na preparação de grandes quantidades de metais de elevada pureza.



F
igura 1- Refino de cobre impuro

Na verdade, não existe reagente químico facilmente acessível que possa reduzir estes íons a metais, em grandes quantidades. Em vista disto, a preparação comercial dos metais ativos envolve a redução eletrolítica em um cátodo, como por exemplo na eletrólise de MgCl2 fundido.



no cátodo

no ânodo



Figura 2- Eletrólise de cloreto de magnésio fundido
10.4 Eletrólise em soluções aquosas
Em uma célula eletrolítica, conforme figura 3 e 4 uma solução aquosa de ácido clorídrico ( íons H+ e Cl-) é colocada entre dois eletrodos de grafita ligados por fios metálicos aos terminais de uma bateria. O circuito é equipado com um interruptor e com uma lâmpada.

Suponhamos que, no princípio da experiência, o interruptor esteja aberto, de modo que só um dos eletrodos esteja ligado à bateria. Nestas condições, nenhuma reação química é observada em qualquer dos dois eletrodos.


F
igura 3- Circuito com interruptor aberto

Após ser fechado o circuito, começarão a se verificar mudanças importantes: formar-se-ão bolhas na superfície de cada um dos eletrodos e a lâmpada se acenderá. As bolhas formadas no eletrodo que está ligado ao terminal negativo da bateria(eletrodo negativo da pilha eletrolítica) consistem em hidrogênio gasoso, H2; as que se formam no eletrodo que está ligado ao terminal positivo da bateria (eletrodo positivo da pilha) consistem em cloro gasoso, Cl2. No circuito fechado, os elétrons passam da bateria para um dos eletrodos de grafita, e, do outro eletrodo de grafita, de volta para a bateria, pois todas essas partes do circuito consistem em condutores eletrônicos – fio metálico e placas de grafita(a grafita é um condutor eletrônico).




Figura 4 – Circuito com interruptor fechado

V


energia

2H+ + 2Cl- H2(g) + Cl 2 (g)



elétrica
erifica-se experimentalmente que, se deixarmos a corrente passar através do circuito por um certo período de tempo, o número de moles de H2(g) desprendidos no eletrodo negativo é igual ao número de moles de Cl2(g) liberados no eletrodo postivo. Então, a reação líquida que ocorre no sistema quando se faz passar corrente elétrica por ele pode ser representada por:

Quando o interruptor está aberto, os íons positivos H+(aq) e negatvos Cl-(aq) presentes na solução de ácido clorídrico estão em movimento contínuo aleatório. Logo que o interruptor é fechado, o eletrodo de grafita ligado ao terminal negativo da bateria fica carregado negativamente, e o eletrodo de grafita que está ligado ao terminal positivo da bateria fica carregado positivamente; então, os íons positivos e negativos em solução começam a ter deslocamento dirigido, por casa da atração dos eletrodos carregados. Os íons hidrogênio hidratados carregados positivamente tendem a migrar para o eletrodo negativo, os íons cloreto hidratados carregados negativamente tendem a migrar para o eletrodo positivo. Esse movimento dirigido dos íons em direção aos eletrodos de carga oposta é muito lento, porque a migração se opõem as colisões freqüentes com as moléculas de água circundantes. Embora a migração dos íons em direção aos eletrodos de carga oposta seja lento, o número de íons existentes é muito elevado se a de solução HCl(aq) for 1mol/L de modo que o número de íons presentes na vizinhança de cada eletrodo é suficiente para produzir uma reação perceptível, como a evolução de bolhas de gás.

Quando dois eletrodos são submersos em água pura não acontece nada. A água não é boa condutora de eletricidade porque a concentração dos íons H+ (H3O+) e OH- é muito pequena: 1x10-7 mol/L. Quando se adiciona uma pequena quantidade de uma substância iônica, como cloreto de sódio ( NaCl) ocorrem as seguintes reações:

Cátodo: redução 2 H2O + 2 e- H2 + 2 OH-

Ânodo: oxidação H2O ½O2 + 2 H+ + 2 e-

Quando se tem uma solução concentrada de NaCl (figura 5)as reações passam a ser:

Cátodo: redução 2 H2O + 2 e- H2 + 2 OH-

Ânodo: oxidação 2 Cl- Cl2 + 2 e-

A reação completa é:

eletricidade

2 NaCl + 2 H2O Cl2 + H2 + 2 NaOH


Figura5: Eletrólise do NaCl aquoso

Três células eletróliticas de NaCl :







10.5 Leis de Faraday
Em 1832, Faraday descobriu duas leis de importância fundamental sobre a relação que existem entre a quantidade de eletricidade que passa através de uma solução e a quantidade de matéria gerada nos eletrodos.

A primeira lei de Faraday da eletrólise estabelece que “os pesos das substâncias formadas nos eletrodos durante a eletrólise são diretamente proporcionais à quantidade de eletricidade que passa através do eletrólito(solução ou massa fundida)”. Por exemplo, se 1mol de elétrons(6,02x1023 elétrons) depositam 107,88g de prata(1mol), 2moles de elétrons(2x6,02x1023 elétrons) depositarão 2x107,88g de prata (2moles).

A Segunda lei de Faraday da eletrólise estabelece que “as massas das diversas substâncias formadas pela passagem da mesma quantidade de eletricidade são proporcionais aos pesos equivalentes de cada substância”.

Se uma dada quantidade de eletricidade provoca a formação de 22,99g(1 equivalente) de sódio metálico, Na, na eletrólise do Na+ Cl- fundido, esta mesma quantidade de eletricidade provocará a formação de 63,54/2=31,77g(1 equivalente) de cobre metálico, Cu, a partir de uma solução que contenha íons Cu2+; ou, 26,98/3=8,99g(1 equivalente) de alumínio metálico, Al, a partir de uma massa fundida de Al2O3 contendo íons Al3+.


Anotações:


10.6 PARTE EXPERIMENTAL
Materiais: Reagentes:

Béqueres de 250mL Solução de cloreto de sódio

Tubos de ensaio Solução alcoólica de fenolftaleína

Fonte de corrente contínua Solução de H2SO4 0,5mol/L

Placas de ferro Solução de CuSO4 0,5mol/L

Eletrodos de grafite Solução de KI 0,5mol/L

Fios e conectores Solução de amido

Lixas
1ª EXPERIÊNCIA: eletrólise de NaCl aquoso



  1. Em um béquer de 250mL coloque 150mL de NaCl 250g/L, adicione 3 gotas de fenolftaleína.

  2. Introduza os eletrodos de grafite, previamente lixados, conforme a figura 6




Figura 6 – Célula eletrolítica em solução de NaCl


  1. Ligue os eletrodos nos pólos da fonte de corrente contínua aproximadamente 3 volts.

  2. Observe e preencha a tabela:





2ª EXPERIÊNCIA: eletrólise do H2SO4 em solução aquosa.

  1. Em um béquer de 250mL coloque 150mL de solução H2SO4 0,5mol/L, coloque 3 gotas de fenolftaleína.

  2. Introduza os eletrodos de grafite, previamente lixados, conforme a figura 7.




Figura 7– Célula eletrolítica em solução de H2SO4


  1. Ligue os eletrodos nos pólos da fonte de corrente contínua, aproximadamente 3 volts e informe o quadro:

Semi- reação Anódica:

Semi -reação Catódica:

Reação global:

Observações:


3ª EXPERIÊNCIA: Montar duas células eletrolíticas com eletrodos em série.


  1. Na figura 8 abaixo temos duas células eletrolíticas contendo respectivamente CuSO4 e KI em soluções, ligadas em série e com eletrodos de grafite.




Figura 8- Eletrólise com eletrodos em série




  1. Após ligar os eletrodos nos pólos de fonte de corrente contínua informe:

1)

Béquer A

Semi- reação anódica:

Semi- reação catódica:

Semi- reação global:

Observações:






2

Béquer B

Semi- reação anódica:

Semi- reação catódica:

Semi- reação global:

Observações:


)









Obs.: I2 + KI KI3

Iodo é solúvel em KI dando o KI3 de cor castanho avermelhado.


Questionário:

1) Na eletrólise aquosa NaCl como se pode identificar os produtos formados.


2) Cite aplicações industriais para os 3 produtos formados na eletrólise aquosa do NaCl.



3) Indicar os produtos formados durante a eletrólise do Al2O3 fundido. Mostre como esse processo é feito industrialmente.

4) Uma solução aquosa de sulfato de cobre( CuSO4) é eletrolisada, usando-se eletrodos inertes:

a) Dê as semi- reações anódicas, catódicas e a reação global do processo.



  1. Calcule quantos gramas de cobre metálico e de gás oxigênio são produzidos quando a célula é atravessada por uma corrente de 5,0 A durante 1,5 horas.

5) Explique em que consiste os processos de galvanoplastia.




6) Explique o que ocorre com a concentração da solução de sulfato de cobre durante o processo de cobreamento.




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