Estequiometria da Pilhas e da Eletrólise

Introdução:Considerando que essas reações são reações como outras quaisquer, podemos concluir que elas obedecem a todos os critérios já vistos no cálculo estequiométrico.Na eletricidade, a quantidade de elétrons que passa por um circuito elétrico corresponde à ideia de quantidade de eletricidade (Q) e é medida em Coulomb (símbolo C).A intensidade da corrente elétrica (i ) é o quociente entre a quantidade de eletricidade (Q) que passou por um circuito e o intervalo de tempo (∆t ) correspondente a essa passagem. Temos então:

I= _Q_⇒ Q= i×tt

 A intensidade de corrente elétrica é medida em ampères (A), sendo que 1 ampère corresponde à passagem de 1 Coulomb por segundo, em um dado ponto do circuito elétrico. Na prática, a intensidade de corrente elétrica é medida com o auxílio de um amperímetro.Podemos dizer que o primeiro passo para sua resolução foi dado por Faraday, em 1834, quando verificou experimentalmente que, nas eletrólises:

“

A massa da substância eletrolisada é diretamente proporcional à quantidade de eletricidade que atravessa a solução

”

.Essa conclusão é chamada de lei de Faraday para a eletrólise e pode ser comprovada facilmente com uma célula eletrolítica, como mostramos ao lado:Medimos a intensidade de corrente (i ) no amperímetro, o intervalo de tempo (∆t) de passagem da corrente com um cronômetro e determinamos o aumento da massa (m) sofrido pelo catodo, devido à deposição de prata durante a eletrólise. Verificamos, então, que à proporção que

aumentam i e ∆t, aumentará também a massa

(m).Um segundo passo importante para a estequiometria dos processos eletroquímicos foi dado por Millikan, em1913, quando determinou a

carga de 1 elétron

, encontrando o valor de 1,6023 x 10

-19

Coulomb. Com esse valor e com a constante de Avogadro (6,023 x 1023), podemos calcular a carga elétrica de 1 mol de elétrons: Esse valor, que iremos usar como aproximadamente 96.500 Coulomb/mol, é a chamada constante de Faraday.Constante de Faraday é a carga elétrica de 1mol de elétrons e vale 96.500 Coulomb /mol.Com isso é possível definir a 1ª e 2ª lei de Faraday:

1ª lei

A massa que se forma em um eletrodo é diretamente proporcional à quantidade de carga que atravessa o circuito. Logo:

M = k.Q m= massa de substância produzida;

k= constante de proporcionalidade;

Q = quantidade de carga em C

2ª lei

A massa que se forma em um eletrodo é diretamente proporcional ao equivalente de oxi-redução da substância. Logo:

M = k.Em = massa de substância produzida;

K = constante de proporcionalidade;

E = equivalente de oxi-redução.

Equivalente de oxi-redução

: É a massa de um elemento que perde ou ganha um mol de elétrons

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Comparação entre pilha e eletrólise:

	Pilha	Eletrólise
Tipo de Reação	Oxirredução	Oxirredução
Força eletromotriz	Energia química	Energia elétrica
Espontaneidade das reações	Espontaneidades	Não espontaneidade
Configuração típica da célula	Pilha de Daniell	Eletrolise da água
Catodo	Polo positivo + : redução	Polo negativo -: redução
Anodo	Polo negativo -: oxidação	Polo negativo +; oxidação

Obs: perceba que tanto na pilha como na eletrolise o catodo corresponde a redução e o anodo corresponde a oxidação.

                           

                                           Pilha                                                     

Aplicações da Eletrólise

A eletrólise é uma transformação artificial, pois é provocada por um gerador, mas tem uma enorme importância prática. Ela tem grande utilização em indústrias, na produção de muitas substâncias, dentre elas metais alcalinos, alcalino-terrosos, gás hidrogênio e gás cloro. 

A eletrólise é um processo útil na obtenção de vários elementos químicos. Por exemplo: 

Sódio: eletrólise ígnea de NaCl (cloreto de sódio) fundido em um processo que ocorre a cerca de 800°C. 

Alumínio: eletrólise ígnea de Al₂O₃(bauxita). 

Soda cáustica (NaOH): eletrólise aquosa do NaCl (cloreto de sódio). 

Gás hidrogênio: eletrólise aquosa do NaCl (cloreto de sódio). 

Cloro: eletrólise ígnea do gás cloro (Cl₂). O cloro é muito utilizado na produção de compostos orgânicos clorados e alvejantes, e também para o tratamento de água para consumo e de piscinas. 

Observação: Eletrólise ígnea é a passagem da corrente elétrica em uma substância iônica no estado de fusão, diferente da eletrólise aquosa em que a passagem elétrica ocorre através de um líquido condutor. 

A eletrólise é muito utilizada na galvanoplastia, isto é, no recobrimento de objetos com uma fina camada de metal. Vários cátions metálicos, após a redução, ficam grudados no cátodo, o que provoca a formação de uma camada de metal. Por exemplo: 

Niquelação: recobrimento de um objeto com níquel; 

Cromação: recobrimento de um objeto com cromo.

       

(carro com pintura cromada e calota de alumínio.)

Eletrólise Ígnea

A eletrólise ígnea é a eletrólise feita em ausência de água, normalmente são compostos iônicos fundidos. A eletrólise ígnea é por exemplo, como se obtém alumínio a partir da bauxita (minério de alumínio).

Para fazermos a eletrólise é necessário termos uma fonte de corrente contínua, uma cuba eletrolítica onde se encontra o sistema que sofrerá a eletrólise e eletrodos inertes que podem ser fios de platina ou barras de carbono grafite.

Como exemplo vamos fazer a eletrólise de NaCl .

*Primeiro passo;  é fundir o material para que os íons fiquem livres, se não o sistema não conduzirá corrente e não ocorrerá a eletrólise

                                              NaCl(s)   --->       NaCl(l)

O NaCl fundido apresenta os seguintes íons:

                                           NaCl(l)        - >      Na+(l) + Cl-(l)

Quando a corrente começar a atravessar o sistema, iniciam-se asreações de óxido-redução não espontâneas. 

Reação catódica (redução):           2  Na+  +  2e-      ->       2 Na(s)

 Reação anódica (oxidação):             2 Cl-(l)     - >        2e-   + Cl2(g)

Para você lembrar: ânion migra para o ânodo, cátion migra para ocatodo.                 Para obtermos a equação global da eletrólise vamos somar as equações de cada etapa .

Reação global da eletrólise dissociação:

- dissociação :                 2 NaCl(l)       -  >         2Na+(l) +  2Cl(l)

-reação catódica:             2Na+(l)   + 2e-        - >        2 Na(s)

-reação anódica:                       2Cl(l)    - >     2e-   + Cl2(g)

-reação global da eletrolise:      2 NaCl(l)        - >         2 Na(s) + Cl2(g).

Eletrólise

É conhecido pelo nome de eletrólise  todo o processo químico não espontâneo provocado por uma corrente elétrica proveniente de um gerador (mais especificamente, uma pilha). A palavra eletrólise é a combinação de dois termos gregos: “elektró” (eletricidade) e “lisis” (solução), unidas para se referir a uma reação ocorrida por meio de energia elétrica. Algumas reações químicas acontecem apenas quando fornecemos energia na forma de eletricidade, enquanto outras geram eletricidade no momento em que ocorrem. Trata-se de um processo químico inverso ao da pilha, que é espontâneo e transforma energia química em elétrica.

                                         as pilhas funcionam por um mecanismo de eletrolise

A eletrólise também é um método usado para a obtenção de reações de oxidorredução. Em soluções eletrolíticas, o processo se baseia na passagem de uma corrente elétrica através de um sistema líquido que tenha íons presentes, gerando, assim, reações químicas.

As reações na eletrólise podem ocorrer de várias maneiras, dependendo do estado físico em que estiver a solução que vai ser submetida à reação.

Nas reações eletroquímicas, os processos são espontâneos quando ∆H é positivo,e quando é necessário o fornecimento de energia elétrica  os processos não são espontâneos,ou seja, ∆H é negativo.

A equação: 2H₂O_(l) → 2H_2(g) + O_2(g) , ∆H -1,23 V, é um exemplo de reação não-espontânea. Teoricamente deve-se ter ema voltagem de 1,23 V para que se inicie a reação, mas na prática o desprendimento gasoso só terá início ao atingir-se 1,70 V.

Eletrólise em solução aquosa

O que muda na eletrólise em meio aquoso é que a água participa do processo, portanto, ela é um pouco mais complexa. A diferença é que precisamos saber a ordem de descarga dos íons frente a água, já que essa interfere na descarga.

Conhecendo a ordem de descarga dos íons podemos montar a eletrólise em meio aquoso, precisamos dos mesmos itens só que a cuba eletrolítica não precisa ter aquecedores pois não iremos fundir o material.

Como exemplo vamos montar a eletrólise de NaCl em meio aquoso.

 O importante para montar as equações da eletrólise é identificar os íons presentes no sistema bem como não esquecer das moléculas de água que estão presentes (a água ioniza muito pouco em H+ e OH-).

No nosso exemplo as espécies presentes na cuba são:

NaCl que em meio aquoso dissocia em   Na+ e Cl-   e as moléculas de água.

Quando ligarmos a fonte começa uma reação de óxido-redução não espontânea, onde os íons ou as moléculas de água serão descarregados nos respectivos  polos. No nosso exemplo irão ser descarregados primeiramente o Cl- no ânodo e H2O no cátodo

-reações:

Dissociação do sal:     2 NaCl(aq)      - >    2 Na+(aq) +  2 Cl-(aq)                                                                                                  
Água:                      2H2O    - >    2H2O                                                                                                                                                

reação anódica:             2 Cl-(aq)     - >     2e-   + Cl2(g)                                                                                                                          
reação catódica:          2H2O(l) + 2e-      - >       H2 + 2HO-(aq)

                                                                                                                                                 

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

                                          

Observe na figura a formação de gás cloro no ânodo e de gás hidrogênio no cátodo, sobrando na cuba Na+ e OH-.                                                                                                                                                                                    

Lembre–se que a água pode ser descarregada no cátodo ou no ânodo, a seguir são dadas as equações de descarga da água no catodo e no anodo.

Descarga da agua:

no catodo: 2H2O  + 2e-   - >  H2 + 2HO-

                                                                         no anodo:     H2O  - > O2 + 2H+ 2e

descarga do OH-