Eletrólise: Processos e Reações Eletroquímicas

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10. ELETRÓLISE 
1 OBJETIVO 
Identificar os processos eletroquímicos e investigar reações de eletrólise. 
2 INTRODUÇÃO 
Quando se aciona o motor de arranque de um automóvel girando-se a chave de ignição, 
quando se acende uma lanterna, quando se mede a concentração de um ácido em solução 
aquosa usando-se um aparelho medidor de pH, quando consideramos a colocação de 
placas de zinco no caso de uma embarcação para se evitar a sua corrosão, estamos 
observando a ocorrência de reações químicas.Quando se abre uma janela com esquadria 
de alumínio, e até quando se utiliza um sabão qualquer, estamos usufruindo de produtos 
obtidos como consequência do uso de reações químicas muito semelhantes àquelas 
citadas no primeiro parágrafo. São reações químicas que produzem eletricidade ou são 
por esta provocadas. São as chamadas reações eletroquímicas. 
A eletroquímica é o ramo da química que estuda as reações que envolvem a produção ou 
o uso da eletricidade. As reações que produzem eletricidade são aquelas que ocorrem nas 
pilhas e baterias. As reações que só ocorrem pela passagem da eletricidade através de um 
líquido são as chamadas reações de eletrólise. 
Os fenômenos que ocorrem pela passagem da eletricidade através de um líquido podem 
ser melhor estudados e compreendidos se nós utilizarmos um gerador de corrente elétrica 
contínua, que pode ser uma pilha, uma bateria ou um retificador de corrente alternada, o 
qual pode ser até um “carregador” de bateria de automóvel. Tendo-se em mãos uma fonte 
de corrente contínua, que fenômenos podemos provocar com ele? Para respondermos a 
esta nova curiosidade só nos resta sair experimentando. 
2.1 Usando a eletrólise 
A maioria das reações dos halogênios é do tipo de oxiredução. Usa-se a oxiredução 
mediante a eletrólise para se produzir fluor e cloro. O cloro por exemplo, é obtido pela 
eletrólise do cloreto de sódio fundido (dissolvido em CaCl2 para baixar o ponto de fusão). 
O sódio fundido é produzido num eletrodo e o cloro é recolhido em outro. 
O fluor gasoso é preparado também através da eletrólise de fluoretos fundidos, mas há 
métodos mais simples para a preparação do bromo e do iodo. A oxiredução química, que 
geralmente usa o cloro como agente oxidante, é um meio eficiente para obter Br2 e I2, 
uma vez que o cloro é relativamente barato. As reações são: 
 2 I- (aq) + Cl2 (g) ⎯→ I2 (s) + 2 Cl- (aq) 
 2 Br- (aq) + Cl2 (g) ⎯→ Br2 (g) + 2 Cl- (aq) 
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3 ELETRÓLISE 
3.1 Materiais e reagentes 
− Tubos em U; 
− eletrodos de carbono (grafite); 
− eletrodos de cobre; 
− Voltímetro; 
− Fonte de tensão 
− Água destilada; 
− Papel indicador de pH; 
− H2SO4 (0,5Mol/l); 
− NaOH (0,5Mol/l); 
− HCl (0,5Mol/l);Na2SO4 (0,5Mol/l); 
− CuSO4 (0,5Mol/l); 
− NaCl (0,5Mol/l); 
− KBr (0,5Mol/l); 
− Solução 0,1Mol/l de FeCl3; 
 
3.2 Procedimentos 
Dadas as soluções disponíveis neste experimento 
(CONFERIR SOBRE SUA BANCADA) tente prever 
as reações que se passarão, os produtos formados e as 
propriedades dos mesmo quando fizermos passar uma 
corrente pela solução supondo que os eletrodos são 
inertes (que não interferem nas reações que se passam 
nas soluções) conforme indicado na Figura 1 
Pegue uma fonte de corrente contínua e identifique os 
polos (+) e (-). Qual o polo que fornece elétrons? Qual 
a tensão fornecida por esta fonte? Prenda a 
extremidade positiva e negativa da fonte de tensão em 
eletrodos do mesmo material. Comece utilizando os 
eletrodos do carbono (grafite) previamente lavados e 
limpados. Encher os tubos em U até 1 cm das bordas 
com cada solução disponível. Você agora pode 
submergir os eletrodos em toda e qualquer solução 
disponível conforme indicado na Figura 1 deixando a 
eletrólise se processar durante alguns minutos. Sempre que possível, economize 
reagentes. 
Procure observar com toda a atenção se ocorre alguma reação química de eletrólise. Isto 
pode ser evidenciado pela formação de gás, de um depósito sólido sobre a superfície do 
eletrodo, pelo aparecimento de cor na solução ou eletrodo, pela mudança de cor da 
solução ou até pela variação de peso de um eletrodo. Para saber as propriedades de alguns 
materiais que podem ser formados neste experimento, consultar a Tabela 1, a tabela de 
potencias de redução que vem sendo utilizada ao longo deste curso ou qualquer outro 
Handbook disponível. Neste experimento sugerimos que a tensão da fonte seja de 
aproximadamente 5 V. 
PREENCHA UMA TABELA ANOTANDO METICULOSAMENTE SUAS 
OBSERVAÇÕES NESTE EXPERIMENTO. ENUNCIE E EXPLIQUE AS REAÇÕES 
OBSERVADAS E TODO E QUALQUER DETALHE QUE VOCÊ JULGAR 
Figura 1: Esquema para se 
investigar eletrólise 
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PERTINENTE. EXPLIQUE EM QUE A ELETRÓLISE DE ÁGUA DESTILADA É 
DIFERENTE DAS OUTRAS 
3.2.1 Influência da natureza química dos eletrodos 
Repita TODOS os experimentos de eletrólise realizados anteriormente usando eletrodos 
de cobre (fios de cobre). Anote cuidadosamente as propriedades das soluções 
comparando caso a caso com aquelas verificadas quando foram utilizadas eletrodos 
inertes. 
Preencha uma tabela anotando meticulosamente suas observações neste experimento. 
Enuncie e explique as reações observadas e todo e qualquer detalhe que você julgar 
pertinente. 
O que aconteceria com estes experimentos se fossem utilizados eletrodos de alumínio? 
3.2.2 Influência da tensão 
Repita ALGUNS (consultar o professor) experimentos de eletrólise tanto com eletrodos 
inertes quanto com eletrodos de Cu reduzindo a tensão da fonte para 1 V e depois 
aumentando para 10 V. Comente e explique todos os fenômenos observados. 
4 PREPARAÇÃO DE IODO POR ELETRÓLISE DO IODETO DE POTÁSSIO 
4.1 Materiais e reagentes 
− Tubo em U; 
− eletrodos de carbono (grafite); 
− Voltímetro; 
− Fonte de tensão 
− Papel indicador de pH; 
− KI (0,5 Mol/L) 
− CCl4 
4.2 Procedimentos 
• Montar o dispositivo para eletrólise como indica a Figura 1, utilizando um tubo em 
U, eletrodos de carbono e uma fonte de corrente contínua que deve ter um potencial 
de aproximadamente 12 V. 
• Encher o tubo até 1 cm das bordas com solução 0,5Mol/l de iodeto de potássio. 
Fechar o circuito e deixar a eletrólise se processar durante alguns minutos; 
• Observar e anotar qualquer mudança de cor que se dê, onde está ocorrendo a 
oxidação (lado do anodo) e a redução (lado do catodo). Observar até que ponto a cor 
marrom se difunde do anodo para o catodo; 
• Retirar os eletrodos e utilizar um conta-gotas para retirar cerca de 2 mL da solução 
do ado onde estava o catodo. Testar o pH da solução usando papel indicador. A 
seguir, acrescentar algumas gotas de solução 0,1Mol/l de cloreto férrico e observar o 
resultado; 
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• Com um conta-gotas, retirar do outro lado (anodo) cerca de 2 mL do líquido marrom. 
Acrescentar 1 mL de CCl4, arrolhar e agitar o tubo de ensaio por alguns segundos. 
Deixar que o tetracloreto de carbono, que é mais denso, assente e observar a cor das 
duas camadas líquidas. 
4.3 Resultados 
A medida que é produzido no anodo, o iodo forma o íon complexo marrom I3- com o íon 
iodeto da solução eletrolítica. 
 a) Escrever a equação da reação usando dupla seta para indicar o equilíbrio. 
 b) Que efeito teve sobre o equilíbrio a adição de CCl4? Fazer uso de suas observações 
sobre a cor das duas camadas para explicar o efeito. 
Qual é, aproximadamente, a concentração do íon hidrogênio em torno do catodo? E a do 
íon hidroxila? A equação escrita para a semi-redução no catodo explica este resultado? 
 a) Escrever a equação para a reação entre FeCl3 0,1Mol/l e a amostra de solução 
retirada do lado do catodo. 
 b) Quando o iodo (I2) reage com uma solução básica, ocorreu uma reação de auto oxi-
redução com a formação de íons iodeto (I-) e íons iodato (IO3-), ambos incolores. Dar 
uma explicação plausível da nítidafronteira de cor observada perto do fundo do tubo 
em “U”, em termos de seu conhecimento dos produtos em cada eletrodo. Escrever a 
equação da reação envolvida. 
 
Propriedades de alguns materiais. 
Gases 
H2 - incolor, inodoro, produz pequena explosão em contato com uma chama viva; 
O2 - incolor, inodoro, reaviva a chama em palito de fósforo em brasa (se em grande quantidade); 
Cl2 - amarelo esverdeado, de odor irritante, e que lembra um pouco o cheiro da “água sanitária”, descora 
um papel de tornassol umedecido, azul ou vermelho; 
Líquidos 
Br2 - amarelo esverdeado, solúvel em água formando uma solução amarelada; 
Sólidos 
I2 - violeta, solúvel em água formando uma solução castanho avermelhado; 
Cu - metal de cor rosa avermelhado; 
Cu2I2 - branco levemente amarelado, insolúvel na água; 
Cu(OH)2 - azul, insolúvel na água; 
CuO - preto, insolúvel na água; 
Cu2O - amarelo, que com o tempo passa a vermelho tijolo, insolúvel na água; 
CuCl2 - amarelo, que com o tempo passa a marrom; 
Cu2Cl2 - branco; 
CuBr - branco; 
CuBr2 - preto. 
Aquo-complexos 
[Cu(H2O)6]2+ - azul claro;