Eletrólise - Eletrólise Ígnea e Aquosa

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Eletrólise
Eletroquímica
Eletrólise
Reação de oxirredução
Processo não espontânea
Provocada pela passagem da corrente elétrica sobre um ELETRÓLITO
Produção de substâncias simples
Pode produzir de substâncias compostas
Eletrólise
Fonte de corrente elétrica
Polo (-)  local que atrai CÁTIONS (+)  ocorre REDUÇÃO.
Polo (+)  local que atrai ÂNIONS (-)  ocorre OXIDAÇÃO.
Eletrodos
Eletrólito
Eletroquímica
Observações:
Eletrodo: material condutor de corrente, passa a corrente para a substância que sofrerá a eletrólise (INERTE e ATIVO);
Eletrólito: substância que é formada por íons. O eletrólito define o tipo de eletrólise;
Ácidos em meio aquoso;
Compostos iônicos em meio aquoso ou fundidos.
Eletrólise ígnea
Ocorre com um COMPOSTO IÔNICO FUNDIDO;
ÍONS LIVRES ATRAÍDOS para os polos do equipamento;
ÂNIONS (-) atraídos para o ÂNODO (+) e sofrem OXIDAÇÃO;
CÁTIONS (+) atraídos para o CÁTODO (-) e sofrem REDUÇÃO;
Após a OXIRREDUÇÃO serão produzidas SUBSTÂNCIAS SIMPLES.
Imagem
Ex.: Eletrólise ígnea do cloreto de sódio
NaCl(S)
Cátodo (-): 
 ½ Cl2 	+ 	1é
Global: NaCl(S) 
Gênio ou halogênio  X2
H2, O2, N2, F2, Cl2, Br2 e I2
Na+ (l) 	+ 	Cl-(l)
Na+
+ 	1é  Na
Ânodo (+): Cl- (l)
Fusão
Redução
Oxidação
 Na (s) 	+ 	½ Cl2(g)
Ex.: Eletrólise ígnea do Iodeto de potássio
Ex.: Eletrólise ígnea do Brometo de Magnésio
Eletrólise aquosa
Ocorre com um ELETRÓLITO (ácido, base e sal) dissolvido em MEIO AQUOSO;
Os ÍONS DO ELETRÓLITO e os ÍONS DA ÁGUA, estarão livres em meio aquoso;
Haverá uma DISPUTA entre os íons do eletrólito e os íons da água, a atração no cátodo e no ânodo;
Com ÍONS ATRAÍDOS sofrem OXIRREDUÇÃO e produzem SUBSTÂNCIAS SIMPLES;
Os NÃO ATRAÍDOS formam uma SUBSTÂNCIA COMPOSTA.
Ex.: Eletrólise aquosa do cloreto de sódio
NaCl(aq)  		Na+(aq) 	+	Cl-(aq)
H2O(aq)  		H+(aq)		+	OH-(aq)
CÁTODO (-):
ÂNODO (+): 
Global: 
Prioridade de descarga
Cátions:
AL 	< 	H+ 	< 	Demais
AL
Alcalinos: Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, Fr+ 
Alcalinos-terrosos: Be2+, Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, Ra2+ 
Alumínio: Al3+ 
Ânions:
OXIGENADOS e F-	< 	OH- 	< 	Demais
Ex.: Eletrólise aquosa do cloreto de sódio
NaCl(aq)  		Na+(aq) 	+	Cl-(aq)
H2O(aq)  		H+(aq)		+	OH-(aq)
CÁTODO (-):
ÂNODO (+): 
Global: 
Ex.: Eletrólise aquosa do cloreto de sódio
NaCl(aq)  		Na+(aq) 	+	Cl-(aq)
H2O(aq)  		H+(aq)		+	OH-(aq)
CÁTODO (-):
ÂNODO (+): 
Global: 
Cátions:
AL 	< 	H+ 	< 	Demais
H+
+ 	1é 	 	½ H2
Ânions:
OXIGENADOS e F- < OH- < Demais
 	½ CI2 	+ 	1é
Cl-
NaCl(aq)  ½ H2(g) + ½ Cl2(g) + NaOH(aq) 
Ex.: Eletrólise aquosa do Iodeto de Zinco
CÁTODO (-):
ÂNODO (+): 
Global: 
Cátions:
AL 	< 	H+ 	< 	Demais
Ânions:
OXIGENADOS e F- < OH- < Demais
Ex.: Eletrólise aquosa do Ácido Clorídrico
CÁTODO (-):
ÂNODO (+): 
Global: 
Cátions:
AL 	< 	H+ 	< 	Demais
Ânions:
OXIGENADOS e F- < OH- < Demais
Ex.: Eletrólise aquosa do Sulfato de Cobre
CuSO4(aq)  	Cu2+(aq) 	+	SO42-(aq)
H2O(aq)  		H+(aq)		+	OH-(aq)
CÁTODO (-):
ÂNODO (+): 
Cu2+(aq) 
OH-(aq)
Reação de Oxidação da Hidroxila
ÂNODO (+): 2OH-(aq)  H2O + ½ O2(g) + 2é 
2OH-(aq)  H2O + ½ O2(g) + 2é 
+ 	2é 	 	Cu
2
2
2
Global: CuSO4(aq)  Cu(s) + ½ O2(g) + H2SO4(aq) 
Ex.: Eletrólise aquosa do Hidróxido de sódio
NaOH(aq)  	Na+(aq) 	+	OH-(aq)
H2O(aq)  		H+(aq)		+	OH-(aq)
CÁTODO (-):
ÂNODO (+): 
2 H+(aq) + 	2é 	 	H2 
2OH-(aq)  H2O + ½ O2(g) + 2é 
2
2
2
Global: NaOH(aq)  	H2(g) 		+ 	½ O2(g) + 	NaOH(aq) 
Obs.: O processo acima é chamado de ELETRÓLISE DA ÁGUA
Ex.: Eletrólise aquosa do Ácido Sulfúrico
CÁTODO (-):
ÂNODO (+): 
Global: 
Cátions:
AL 	< 	H+ 	< 	Demais
Ânions:
OXIGENADOS e F- < OH- < Demais
No ENEM
(Enem 2017) A eletrólise é um processo não espontâneo de grande importância para a indústria química. Uma de suas aplicações é a obtenção do gás cloro e do hidróxido de sódio, a partir de uma solução aquosa de cloreto de sódio. Nesse procedimento, utiliza-se uma célula eletroquímica, como ilustrado.
No ENEM
No processo eletrolítico ilustrado, o produto secundário obtido é o
vapor de água.
oxigênio molecular.
hipoclorito de sódio.
hidrogênio molecular.
cloreto de hidrogênio.
NaCl(aq)  ½ H2(g) + ½ Cl2(g) + NaOH(aq) 
Obs.: Síntese de Kolbe
Síntese 
Quem sofre?
O que sofre?
O que produz? 
Carboxilatos  R – COO-
Eletrólise
Hidrocarbonetos
Regra geral: 2 R – COO-  R – R + 2 CO2 + outros produtos
No ENEM
 CH3
 I
CH3 – C – CH2 – COOH +
 I
 CH3 
 CH3
 I
 HOOC – CH2 – C – CH3
 I
 CH3 
+ 2 CO2 + outros produtos
Lembre-se:
oxirredução
oxidação
redução
Perda de elétrons
Aumento de Nox.
Ânodo
Ganho de elétrons
Diminuição de Nox.
Cátodo
Agente redutor
Agente oxidante
Eletrólise quantitativa (As Leis de Faraday)
1ª LEI: “ a MASSA de uma substância envolvida em um processo eletroquímico é diretamente proporcional à CARGA que atravessa a célula eletroquímica”
Onde Q = i . T
Q = Carga elétrica ou quantidade de eletricidade
i = intensidade da corrente elétrica (A)
t = Tempo (s)
m = k . Q
Relação fundamental da Eletrólise quantitativa
		CARGA	MASSA	MOL	VOLUME	Nº MOLÉCULAS
	PADRÃO					
	PROBLEMA					
Cálculo da CARGA PADRÃO (Constante de Faraday)
1 é -------------------------- 1,6 x 10-19 C
6,02 x 1023 é ---------- F
F = 96500 C/mol de é
MM
Balanceamento
22,4 L/mol
6,02 x 1023
X.96500 C
Q = i . T
m
n
v
Nº de moléculas
No Enem
(2010) A eletrólise é muito empregada na indústria com o objetivo de reaproveitar parte dos metais sucateados. O cobre, por exemplo, é um dos metais com maior rendimento no processo de eletrólise, com uma recuperação de aproximadamente 99,9%. Por ser um metal de alto valor comercial e de múltiplas aplicações, sua recuperação torna-se viável economicamente. 
Suponha que, em um processo de recuperação de cobre puro, tenha-se eletrolisado uma solução de sulfato de cobre (II) (CuSO4) durante 3 h, empregando-se uma corrente elétrica de intensidade igual a 10A. A massa de cobre puro recuperada é de aproximadamente 
Dados: Constante de Faraday F = 96 500 C/mol; Massa molar em g/mol: Cu = 63,5. 
0,02g. 
0,04g. 
2,40g. 
35,5g. 
71,0g.
No Enem
Sulfato de Cobre (II): CuSO4
T = 3 h 
i = 10A
F = 96 500 C/mol;
MM (Cu) = 63,5 g/mol
Cu2+ + 2é  Cu
m (Cu) = ?
X = 2
MASSA
CARGA
Padrão
Problema
2 . 96500
----------
63,5 g
10 . 10 800
----------
m
m = 35,5 g
T = 10 800 s
D