Prof. Alexandre D. Marquioreto
Corrente elétrica
Quebra
Processo não espontâneo que ocorre a partir da passagem da corrente elétrica
em um sistema contendo íons.
Estudada pela primeira vez por Michael Faraday (1791 – 1867), em meados do
do século XIX.
A eletrólise é classificada em 2 tipos:
Ígnea: produzido pelo processo de fusão do sólido.
Eletrólise
Passagem do estado sólido
para o estado líquido.
Meio aquoso: produzido através da dissolução do sólido em água.
Ânodo (+) oxidação
2 Cl1- → Cl2 + 2e
Cátodo (-) redução
2 Na1+ + 2e→ 2 Na0
2 Cl1- + 2 Na1+→ Cl2(g) + 2 Na0
Equação Global
Processo importante porque permite obter substâncias que não são encontradas
livres na natureza, como é o caso do sódio metálico e o gás cloro.
 Para entender como ocorre a eletrólise em meio aquoso torna-
se importante conhecer a facilidade de migração dos íons.
Cátodo (-) redução
2 H1+(aq) + 2e → H2(g)
Ânodo (+) oxidação
2 Cl1-(aq) → Cl2(g) + 2e
Sofre descarga
2Cl1- + 2H1+→ Cl2(g) + H2(g)
Perceba que na cuba
eletrolítica há íons OH1deixando a solução básica,
sendo o pH maior que 7.
Sofre descarga
H2O
NaCl(s) → Na1+(aq) + Cl1-(aq)
H2O(l) → H1+(aq) + OH1-(aq)
Comparar os íons
descobrir
quem
maior
facilidade
descarga.
para
terá
de
H2O
CuSO4(s) → Cu2+(aq) + SO42-(aq)
Características
Cátodo
Ânodo
Migração dos íons
Cu2+ + H1+
SO42- + OH1-
Facilidade de descarga
Cu2+ > H1+
OH1- > SO42-
Semirreação
Cu2+(aq) + 2e → Cu(s)
2OH1- → H2O + ½ O2 + 2e
Íons presentes em solução
H1+
Cu2+(aq) + 2e → Cu(s)
2OH1-(aq) → H2O + ½ O2 + 2e
Cu2+(aq) + 2OH1-(aq) → Cu0 + ½ O2
Em vez de escrever a descarga
da OH1- proveniente da água,
pode-se escrever a descarga da
água, cuja reação é:
SO42Nota-se que há permanência de
íons H1+ em solução, tornando-a
ácida, e portanto, pH menor que
7.
2H2O → 2H+ + 2OH12OH1- → H2O + ½ O2 + 2e
H2O → 2H+ + ½ O2 + 2e
 Número de elétrons que sai do ânodo é igual ao número de
elétrons que chega no cátodo;
 Em 1834 Michael Faraday estudou a relação entre o número de
elétrons transferidos e a quantidade em matéria (mol) da espécie
oxidada e reduzida.
Exemplo 1: Eletrólise do AgNO3 em meio aquoso
Ag1+
1 mol
1e
1 mol
→
1 Ag0
1 mol
1 mol de elétrons provoca a deposição
de 1 mol de prata (Ag0)
Exemplo 2: Eletrólise do Cu(NO3)2 em meio aquoso
1Cu2+
1 mol
2e
2 mol
→
1 Cu0
1 mol
2 mols de elétrons provoca a deposição
de 1 mol de cobre (Cu0)
 A quantidade de uma substância produzida é proporcional ao
número de mol de elétrons que passa pelo circuito;
 Em 1909, Robert Andreus Millikan determinou a carga de um
elétron.
1,6 * 10-19 C ( carga do elétron)
1 mol de elétrons corresponde a 6,02 * 1023, portanto:
A
quantidade
de
carga
transportada pela passagem e 1 mol
de elétrons é dada pelo produto
entre esses dois valores.
1,6 * 10-19 * 6,02 * 1023 = 9,65 * 104 C (constante de Faraday)
1 mol de elétrons (6,02 *
Q
1023 e)
=
Transporta
i
9,65 * 104 C = 1 faraday = 1 F
*
Onde:
Q = carga, expressa em
(C)
i = corrente elétrica, expressa em (A)
t = tempo, expresso em
(s)
t
Exemplo: Uma peça de bijuteria recebeu um “banho de prata”
(prateação) por um processo eletrolítico. Sabendo que nessa
deposição o Ag1+ se reduz a Ag e que a quantidade de carga
envolvida no processo foi de 0,01 faraday, qual é a massa de
prata depositada? (Massa molar: Ag = 108 g/mol)
Ag1+
1 mol
1e
1 mol
1F
0,01 F
X = 0,01 F * 108 g
1F
→
1 Ag0
1 mol
1 mol * 108 g/mol
x
x = 1,08 g de Ag
Valeu pessoal
e até a
próxima!!!!