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CEFETES

ELETRÓLISE – DECOMPOSIÇÃO PELA CORRENTE ELÉTRICA

Reação de oxi-redução que é provocada pela corrente elétrica.

 

ELETRÓLISE  ÍGNEA – ELETRÓLITO FUNDIDO – NaCl  a  808 oC.

 

Passando corrente elétrica contínua através de uma célula eletrolítica:

No pólo (-) Catodo Þ  Na+  +  e ®  Na0                    E0 = -2,71 volts

No pólo (+) Anodo Þ  Cl-  ® ½ Cl2  +  e                  E0 = -1,36 volts

Reação Global     Þ Na+Cl-  Þ  Na   +  ½ Cl2   DE = 4,07 volts

 

 

Catodo

Anodo

Nas Pilhas

É o pólo (+)

(Aqui ocorrem reduções)

É o pólo (-)

(Aqui ocorrem oxidações)

Na eletrólise

É o pólo (-)

(Aqui ocorrem reduções)

É o pólo (+)

(Aqui ocorrem oxidações)

 

ELETRÓLISE EM SOLUÇÃO AQUOSA – ELETRODOS INERTES

ELETRÓLISE EM SOLUÇÃO AQUOSA – ELETRODOS INERTES

ELETRÓLISE EM SOLUÇÃO AQUOSA DO NaCl

NaCl ® Na+   +   Cl-.       e      H2O ® H+   +   OH-.

VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL

 

No ANODO: deverá ocorrer a OXIDAÇÃO: (perda de elétrons)

2Cl-  ® Cl2 (gás)  +  2e-                                 (oxidação mais fácil)

                  ou

2OH-  ® H2O   +  ½O2   +   2e-.               (oxidação difícil)

 

No CATODO: deverá ocorrer a REDUÇÃO: (ganho de elétrons)

2H+   +  2e-  ® H2 (gás)                                 (redução mais fácil)

                  ou

Na+   +   e- ® Na0.                                         (redução mais difícil)

 

 

SOLUÇÃO:

NaCl   +  H2O      ®       Na+   +   Cl-   +   H+   +   OH-.

No pólo (-) Redução:              2H+   +  2e-  ® H2 (gás) .

No pólo (+) Oxidação:           2Cl-  ® Cl2 (gás)  +  2e- .

                   ________________________________________

Reação Global: NaCl   +  H2O ® 2 NaOH   +  H2 (gás)  +  Cl2 (gás).

 

1º Ex: Eletrólise de HCl em solução aquosa diluída, com eletrodos inertes. (eletrólise apenas do soluto)

HCl  + H2O ® H+  +  OH-  +  Cl-

 

No pólo (-) Redução:              2H+   +  2e-  ® H2 (gás) .

No pólo (+) Oxidação:           2Cl-  ® Cl2 (gás)  +  2e- .

Reação Global:                          HCl   ® H2 (gás)  +  Cl2 (gás).

 

2º Ex: Eletrólise de H2SO4 em solução aquosa diluída, com eletrodos inertes. (eletrólise apenas do solvente)( 2H+ + SO42- permanecem )

H2SO4  + H2O ® 2H+  + SO42-  +  H+   +  OH-

No pólo (-) Redução:              2 H+  + 2e-  ® H2 (gás) .

No pólo (+) Oxidação:          2 OH-          ®   H2O   +  ½O2 (gás)  +   2e-.

 

A ESTEQUIMETRIA DAS PILHAS E DA ELETRÓISE

 

Qual é a massa, em gramas, de NaOH produzidos na eletrólise de 234g de NaCl, em solução aquosa?

 

2 NaCl  +  2 H2O à  2 NaOH  +  H2  +  Cl2 .

2 × 58,5 g                    2 × 40 g

 234 g                           x                   x = 160 g de NaOH

 

Na pilha de Daniel, por exemplo temos:

1 Zn0                                 à       Zn2+  +        2e-

1 mol                                                                    2 mols de elétrons

Massa Molar (65,3 g)                             x elétrons (quantidade de eletricidade)

i = Q/t    ou   Q = i×t .

 

i = intensidade de corrente elétrica (ampères – A)

Q = quantidade de eletricidade (Coulomb – símbolo C)

t = tempo (segundos – s)

 

Caixa de texto: Lei de Faraday – 1834 , verificada experimentalmente – a massa eletrolisada é diretamente proporcional à quantidade de eletricidade que atravessa a solução.

 

Caixa de texto: Millikan – 1913 – determinou a carga do elétron – 1,6022×10-19 Coulomb
Constante de Avogadro – 6,022×1023.

 

1 elétron                                        à         1,6022×10-19 Coulomb

1 mol de elétron (6,022×1023)     à         x= 96.484 Coulomb/mol  @ 96.500 C

Caixa de texto: Constante de Faraday é a carga elétrica de 1 mol de elétrons e vale 96.500 C.

 

Exemplo: Qual é a quantidade de eletricidade obtida de uma pilha de Daniel pela oxidação de 0,2612 g de Zinco? (Massa Atômica do Zn = 65,3) E qual é a intensidade da corrente produzida, e sabendo-se que a pilha funcionou durante 25 minutos e 44 segundos?

1 Zn0                                          à             Zn2+  +    2e-

1 mol                                                                                            2 mols de elétrons

Massa Molar (65,3 g)                                                              2 × 96.500 C

0,2612 g                                                                      Q                                                Q = 772 C

Lembrando: (25min × 60s + 44s) = 1.544 segundos: i = Q/t         è  i = 772 / 1.544 è  i = 0,5 A.