Eletrolise - Apostilas - Quimica, Notas de estudo de Química. Universidade Federal de Minas Gerais (UFMG)
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Maraca1 de Março de 2013

Eletrolise - Apostilas - Quimica, Notas de estudo de Química. Universidade Federal de Minas Gerais (UFMG)

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Apostilas sobre o estudo do eletrolise, definição, esquema da célula electrolítica, classificação da electrólise, relação quantitativa da electrólise com base nas leis de Faraday.
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Introdução

O Presente trabalho tem como tema electrólise.

Electrólise é a decomposição de uma substância pela passagem de corrente eléctrica. É o estudo dos efeitos provocados pela passagem da corrente eléctrica através de uma solução electrolítica ou de um electrólito fundido. Para facilitar este estudo dividimos o trabalho em 6 partes a saber: definição , representação da célula electrolítica , classificação , as leis de Faraday , aplicações e algumas experiências . contudo esperamos que este trabalho sirva de objecto de estudo para todos nós e contribua para incrementar os nossos conhecimentos.

1. Definição

É o conjunto de processos que decorrem quando um sistema constituído por dois eléctrodos e uma massa fundida ou uma solução de um electrólito , é sujeito à passagem de uma corrente eléctrica contínua.

2. Esquema da célula electrolítica

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* Comparação entre as células electrolítica e electroquímica

Na célula electrolítica o cátodo é o eléctrodo negativo , o ânodo o positivo; o ânodo é o pólo positivo , o cátodo é o pólo negativo , hà produção de reacções e a f.e.m é menor que zero , o que implica que esses processos são contrários aos que decorrem na célula electroquímica .

3. Classificação da electrólise

* Electrólises ígneas ou de substâncias iónicas fundidas

Ocorrem na ausência de àgua e aquecendo o electrólito até a fusão.

As substâncias iónicas conduzem a corrente eléctrica no estado liquido ,isto é, sofrem dissociação iónica ao serem fundidas.

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Ex: electrólise ígnea de NaCl .

Quando aquecido a 800˚c o sal , NaCl funde se e obtém se catiões Na* e aniões Clˉ livres.

Da dissociação iónica temos: 2NaCl—>2Na* + 2Clˉ

Assim ligando o circuito , os iões Na* são atraídos para o cátodo e os iões Clˉ para o ânodo , onde descarregam.

As semi-equações são:

Càtodo(-) : 2Na*+ 2eˉ —>2Na

Ânodo(+): 2Clˉ —>Cl2 +2eˉ

Global: 2NaCl —>2Na(s) + Cl2(g)

Nota: Á medida que se processa a electrólise forma se sódio metálico no cátodo e liberta se cloro no ânodo.

* Electrólises aquosas

Nas electrólises aquosas deve considerar se a presença dos iões H* OHˉ devido à ionização de água , os quais , apesar de estarem presentes em pequena quantidade , influem sensivelmente sobre os produtos a serem obtidos na electrólise.

Ionização da água : H2O —> H *+ OHˉ

Em qualquer electrólise aquosa , há sempre a presença dos iões H* e OHˉ junto aos iões da substância em questão. Com base na série dos potenciais verifica se que o elemento de maior potencial de oxidação (menor potencial de redução) é o mais electropositivo , isto é , tem maior tendência para perder electrões . Logo, será mais difícil para este receber electrões e se descarregar. Contudo, entre dois catiões irá ter prioridade de descarga o de menor potencial de oxidação ou de maior potencial de redução.

4. Relação quantitativa da electrólise com base nas leis de Faraday

As leis de faraday são:

* 1 ª lei: “A massa da substância reduzida ou oxidada (transferida , dessolvida , depositada , libertada)num eléctrodo é directamente proporcional á carga que atravessa a solução.”

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* 2ª lei: “Massas de diferentes substâncias reduzidas ou oxidadas (transferida , dissolvida , depositada , libertada) por uma mesma quantidade de electricidade são proporcionais ás massas dos seus equivalentes-grama”.

m=K .Q . E |

Assim, podemos escrever :

Onde:

m: é a massa; K: é uma constante; Q: é a carga eléctrica: e E: é o equivalente grama.

Experimentalmente verificou se que K=1/96500

Assim , teremos finalmente: m= 1/96500 . Q .E

Nota : A carga de 96500C é chamada de Faraday( F). Da física a quantidade eléctrica pode ser determinada pela expressão : Q = I . t ; onde I é a intensidade da corrente e t é o tempo. Assim , a massa pode ser também determinada pela expressão : m = E . I .t/96500 .

5. Aplicações da electrólise

A electrólise é bastante importante no laboratório e na indústria.

* No laboratório :

* Aplica se em análises químicas , na determinação da quantidade de iões metálicos num certa solução, electrizando-os e determinando o seu peso final depositado no cátodo.

* Na indústria

A electrólise tem uma grande importância na indústria metalúrgica , química e na galvanotécnica.

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Na indústria metalúrgica são obtidos metais por electrólise a partir de compostos fundidos e de soluções aquosas e realiza se também a refinação electrolítica , a purificação de metais de impurezas nocivas e a extracção de componentes valiosos.

* A electrólise é aplicada na produção de elementos químicos de alta reactividade como o Na , K, Ca , Mg , Al , F , Cl(para tratamento de água) , e outros;

* É aplicada na produção de compostos de grande importâcia industrial como por exemplo :H2O2 , NaOH ( que é a soda cáustica usada no fabrico de sabão)

* Aplica se na purificação de metais como o Cu , Zn , Pb , etc

* É também aplicada nos processos de galvanização que levam ao revestimento da peça que se pretende proteger : depois de limpa e desengordurada , a peça é mergulhada numa solução do sal do metal com que se pretende cobri-la e ligam-na como cátodo ao circuito de corrente contínua. À medida que passa a corrente , deposita se uma camada do metal protector nas reças como por exemplo na niquelaçã, cromação , prateação , etc

6. Experiências de electrólise

* Eletrólise de água

Á água e um eletrólito fraco e, por esta razão e dificil a eletrólise da água pura. Entre tanto, se desolvermos um ácido, base ou sal na água, esta torna-se condutora e pode ocorrer a eletróse.

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Considermos a eletrólise da água em meio basico.

Da dissociação da água: 2H2OH+2HO-

Poderíamos ter as seguintes semi-reações junto aos eléctrodos:

2H++ 2 e- H2 no eléctrodo negativo (cátodos)

2OHH2O + O2 +2e- no eléctrodo positivo (anodo).

Somando as duas semi-reações ficamos com:

H2OH2O+ O2.

Esta é a forma simplificada que é satisfatória para efeito de aplicação das Leis de Faraday á electrólise.

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* Electrólise se NaCl ( em solução aquosa)

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Neste caso podemos imaginar as seguintes semi-reacções nos eléctrodos:

Cátodo: Na+ + e- Naº

Anodo: Cl- Cl2 + e-

Na realidade apenas ocorre a segunda destas semi-reacções.

Conclusão :

Ao findar a resolução deste trabalho, concluímos que electrólise é um processo não espontâneo de descarga de iões , baseado na conversão de energia eléctrica em química e que é essencial no nosso dia-a-dia pois a aplicação da electrólise é benéfica para a humanidade.

A eletrólise ígnea: a palavra ígnea vem do latim, ígneos, que significa ardente, inflamado. A eletrólise ígnea é feita em um recipiente, chamado de célula ou cuba eletrolítica, constituído de modo a suportar temperas bastante elevadas, pois o ponto difusão das substancias iônicas normalmente é muito alto.

A eletrolise em meio aquoso: quando uma sustância qualquer, libera íons em meio aquoso, seja por dissociação, ou por ionização, obtemos um sistema constituído dos íons dessa substancia, e dos íons resultantes da alto-ionização da água, apesar de ocorrer em escala muito pequena (de cada 555 milhões de moléculas da água, apenas 1 reioniza) possibilita duas alternativas de íons para se descarregarem no cátodo e no ânodo.

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