Artigo - Eletrólise

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ELETRÓLISE
C. C. F. de FREITAS1, I. J. M. de PRAXEDES1, L. A. F. FREITAS1, M. A. de SOUZA NETO1, M. T. de O. BRITO1
	
1 Universidade Federal Rural do Semiárido, Departamento de Ciência e Tecnologia
E-mails para contato: caiocesarfreitas10@hotmail.com; jonathanrn1@hotmail.com; lucasamorimf@gmail.com; souzaneto25@hotmail.com; matheusthomasfg@gmail.com.
RESUMO – Quando os processos químicos de oxirredução ocorrem de forma não espontânea são chamados de eletrólise. O intuito deste artigo é estudar e analisar a eletrólise do iodeto de potássio (KI), da água (H2O) e do cloreto de sódio (NaCl), verificando suas condições necessárias para que ocorram e seus principais produtos. A análise de cada processo será apresentada através da prática realizada em laboratório, cujo dois eletrodos de aço-inox foram conectados a um gerador e colocados nas cubas eletrolíticas correspondentes às soluções mencionadas anteriormente. Os principais produtos formados foram soda cáustica, gás hidrogênio, gás cloro e iodo. Todos providos de reações em solução aquosa.
Palavras chaves: Eletrólise, Reações de Oxirredução, Reações não espontâneas.
	
	 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA APLICADA
1. INTRODUÇÃO
A eletricidade é um fenômeno comum atualmente, embora nem sempre fora assim. Foi com o advento da criação de pilhas e baterias, como a pilha de Volta e de Daniell, que se tornou possível a administração da eletricidade, fazendo surgir assim um novo ramo da química chamado eletroquímica.
É nesta ramificação que se insere o termo determinado eletrólise, denominada como processo que utiliza energia elétrica para realizar uma transformação que, de maneira autônoma, não se processaria sozinha. Em outras palavras, essa transformação ocorre de forma não espontânea, diferente de uma pilha. Um exemplo comum é o ato da recarga de baterias de telefones celulares, onde se é fornecido energia elétrica para que o processo ocorra. 
Vale ressaltar que, em muitos casos, a eletrólise demanda quantidades significativas de energia devido à grande utilização em indústrias; na produção de muitas substâncias, dentre elas metais alcalinos, alcalino-terrosos, gás hidrogênio e gás cloro; e também é utilizada na técnica de galvanoplastia, que consiste no recobrimento de objetos com uma fina camada de metal, como a cromagem e a niquelagem, proporcionando uma série de benefícios ao material. 
Atualmente existem dois tipos de processos: a eletrólise ígnea, que consiste no processo eletrolítico que necessita da fundição do material a sofrer a transformação, e a eletrólise em solução aquosa, utilizada no laboratório, em que o processo se dá com a livre circulação dos íons em meio aquoso, sendo estes íons, geralmente provenientes de sais iônicos.
Figura 1. Esquema de uma eletrólise genérica.
2. MATERIAIS E MÉTODOS
2.1. MATERIAIS
Os materiais utilizados foram: dois fios de conexão, dois conectores jacarés, uma fonte de corrente, três placas de petri e eletrodos de aço-inox, palitos de fósforo, um bécker de 500mL e dois tubos de ensaio.
As soluções e reagentes utilizados foram: solução de Cloreto de sódio (NaCl), Iodeto de potássio (KI), Hidróxido de sódio (NaOH), o Azul de bromotimol (que é um indicador de pH) e solução de eletrólito inerte (feita de sulfato de potássio K2SO4).
2.2. MÉTODOS
Essa experiência, foi dividida em 4 subpartes, sendo elas a Eletrólise do KI, do NaCl, da H2O e do NaOH. A seguir, em detalhes cada uma delas:
Eletrólise do KI: montou -se o circuito feito com a placa de petri, colocando-se 40mL de Iodeto de Potássio dentro dela, após isso, posicionou-se os eletrodos na fonte, utilizando os fios de conexão. Por fim, o circuito foi ligado e notou-se suas modificações e características.
Eletrólise do NaCl: colocou-se, na placa de petri, 40mL de Cloreto de sódio (NaCl), logo após, o circuito foi conectado (igual ao primeiro procedimento) e ligado, anotou-se suas mudanças. Por fim, foi colocado duas gotas do indicador fenolftaleína, e observou-se o que aconteceu com a solução.
Eletrólise da H2O: Botou-se 40mL de Sulfato de potássio e 20 gotas de Azul de bromotimol (indicador de pH) na placa de petri, e assim, agitou-se a solução. Esperou-se algum tempo até que a solução misturasse. Em seguida, montou-se o circuito como nos itens anteriores, colocando cada placa inox em cada lado da placa e o ligou, observando assim as mudanças na solução e aparecimento de outras cores.
Eletrólise do NaOH: adicionou-se, em um bécker de 500mL, 400mL de Hidróxido de sódio. Foi colocado dois fios de cobres dentro dos dois tubos de ensaio, junto com alguns mL da solução. Colocou-se o tubo virado dentro do bécker e ligou-se o circuito junto com a fonte de corrente, e por fim, acendeu-se um palito de fósforo dentro de um dos tubos de ensaio, para a comprovação da liberação do gás hidrogênio. Observou-se uma pequena explosão devido à presença desse gás.
3. RESULTADOS E DISCUSSÕES
Eletrólise do KI
Durante a realização da eletrólise do Iodeto de Potássio (KI) observou-se a formação de I2 no ânodo devido ao I- apresentar uma maior tendência de descarga que o OH-. Já no cátodo houve a formação de H2 devido ao H+, por sua vez, apresentar um maior potencial de descarga que o K+ (ambos de acordo com a Tabela 1 nos anexos). A formação dos produtos mencionados fica evidenciada pela formação de bolhas no polo negativo (gás hidrogênio) e a coloração amarelo-castanho no polo positivo (baixa concentração de I2 em água, com o aumento dessa concentração a cor tende a escurecer cada vez mais), como mostra nas Figura 2 e 3, a seguir.
Figura 2. Início da eletrólise do KI.
Figura 3. Eletrólise do KI após alguns minutos.
As reações na eletrólise do KI são as seguintes:
Dissociação do eletrólito: 2KI → 2K+ + 2I-
Autoionização da água: 2H2O → 2H+ + 2OH-
Semirreação no cátodo: 2H+ + 2e- → H2(g)
Semirreação no ânodo: 2I- → I2 +2e-
Equação Global: 2KI + 2H2O → 2K+ + 2OH- + H2(g) + I2
Pela equação global percebe-se também a formação do H2 e do I2, assim como o 2KOH que se encontram na forma dissociada, tornando o meio básico.
Eletrólise do NaCl
Observou-se nesta eletrólise a formação de H2 no cátodo, devido ao H+ ter um maior potencial de descarga que o Na+. Enquanto no ânodo houve a formação de Cl2, devido este ser menos reativo que o OH-, portanto, apresentar um maior potencial de oxidar. No polo negativo houve muita formação de bolhas (gás hidrogênio), enquanto no polo positivo há formação de poucas bolhas e uma coloração amarelo clara (gás cloro na presença de água), como mostra a Figura 4, a seguir.
Figura 4. Início da eletrólise do NaCl.
Figura 5. Eletrólise do NaCl após adição da Fenolftaleína.
A adição da fenolftaleína serviu para mostrar visualmente a formação do NaCl (comercialmente chamado de soda cáustica), como ilustra a Figura 5, assim como, pode ser mostrado nas reações que se seguem:
Dissociação do eletrólito: 2NaCl → 2Na+ + 2Cl-
Autoionização da água: 2H2O → 2H+ + 2OH-
Semirreação no cátodo: 2H+ + 2e- → H2(g)
Semirreação no ânodo: 2Cl- → Cl2(g) +2e-
Equação Global: 2Nacl + 2H2O → 2Na+ + 2OH- + H2(g) + Cl2(g)
O hidróxido de sódio produzido se encontra na forma dissociada como pode-se observar nas equações apresentadas.
Eletrólise da H2O
A água pura (destilada) é má condutora de eletricidade, portanto, não é possível realizar a sua decomposição eletrolítica. Porém ao adicionar o K2SO4, essa decomposição torna-se possível; pois no cátodo há a formação de H2 devido ao H+ possuir um maior potencial de descarga que o K+, já no ânodo há formação de O2 devido ao OH- possuir um potencial de descarga maior que o SO4-. As equações a seguir demonstram essa reação:
Dissociação do eletrólito: K2SO4(aq) → 2K+(aq) + SO4-(aq)
Autoionização da água: 4H2O → 4H+ + 4OH-
Semirreação no cátodo: 4H+ + 4e- → 2H2(g)
Semirreação no ânodo: 4OH- → O2(g) + 2H2O + 4e-
Equação Global: 2H2O(l) → 2H2(g) + O2(g)
A fórmula do K2SO4 não está na equação global porque ele não participouda reação, seus íons permaneceram livres em água na mesma concentração inicial. O sal serviu apenas para ajudar na condução de eletricidade e efetivar a eletrólise da água. 
Com a adição do indicador azul de bromotimol foi possível verificar os efeitos eletrolíticos da decomposição eletrolítica da água. A região do cátodo permaneceu com a coloração azul, o que evidencia a sua alcalinidade, devido à baixa concentração de H+ que está formando o gás hidrogênio. Já na região do ânodo há a formação de uma coloração amarela (bastante clara), o que evidencia a sua acidez, devido à baixa concentração de OH- que está formando gás oxigênio e água. Há também formação de gás hidrogênio no cátodo e gás oxigênio no ânodo, sendo que o volume de gás hidrogênio é o dobro de gás oxigênio, como pode ser analisado na equação global. As Figuras 6 e 7 ilustram o que foi observado.
Figura 6. Eletrólise da água antes de ligar o circuito.
Figura 7. Eletrólise da água após ligar o circuito.
Eletrólise do NaOH
	Observando a eletrólise do NaOH pode-se perceber a redução do hidrogênio no cátodo, levando em consideração que o H+ tem uma maior facilidade de descarga que o Na+, resultando na formação do gás hidrogênio. Já no ânodo ocorre a oxidação do OH- da base, pois a hidroxila da água permanece na solução devido ao seu menor grau de ionização, dessa forma há a formação de gás oxigênio. As equações que caracterizam esse processo são as seguintes:
Dissociação do eletrólito: NaOH(aq) → Na+(aq) + OH-(aq)
Autoionização da água: 2H2O → 2H+ + 2OH-
Semirreação no cátodo: 2H+ + 2e- → H2(g)
Semirreação no ânodo: 2OH- → 1/2O2(g) + H2O + 2e-
Equação Global: H2O(l) → H2(g) + 1/2O2(g)
Os íons do NaOH permanecem dissociados na solução, não participam efetivamente da reação, porém agem de forma bastante similar ao K2SO4 da eletrólise anterior. Após acender uma chama para testar a formação dos gases, apenas o gás de hidrogênio foi queimado, isso se deve ao fato do volume de gás hidrogênio ser o dobro que o do gás oxigênio, como pode-se perceber na equação global. 
Figura 9. Teste de chama dos gases formados na eletrólise.
Figura 8. Início da Eletrólise do NaOH.
4. CONCLUSÃO
Após a realização dos procedimentos e análise dos resultados, pode-se inferir a relevância do experimento, que demonstra a realização de eletrólises em meio aquoso, processos essenciais para a indústria química, como por exemplo, a produção da soda cáustica (NaOH) que é obtida através da eletrólise do NaCl. Como fora observado, tais reações não são espontâneas, portanto precisam de uma fonte energia para que aconteçam.
No experimento trabalhado, foi possível estabelecer como as reações de oxidação e redução pode ser aplicada de uma forma prática e diferente das que se havia trabalhado anteriormente, mais especificamente obtendo-se produtos de uma reação não espontânea a partir de uma fonte de energia, assim como, se aprofundar ainda mais no assunto trabalhado tanto na disciplina teórica, quanto em laboratório visto que a mesma é de suma importância para os próximos conteúdos.
5. REFERÊNCIAS
CHANG, R. Química geral. AMGH Editora, 2009. 
MAHAN, B. M. e MYERS, R. J.; Química Um Curso Universitário, Ed. Edgard Blucha, São Paulo, 4ª Edição, 1993.
PERUZZO, F. M. e CANTO, E. L., Química Na Abordagem do Cotidiano, Vol. 2, Moderna, São Paulo, 2006. 
RUSSELL, J. B., Química Geral, Volume 2, Makron Books, São Paulo,1994. 
ANEXOS
PÓS-LABORATÓRIO
Os principais produtos das reações são as formações de gases e de Hidroxila já que está em meio aquoso. Com a adição da fenolftaleína em alguns dos procedimentos observamos que a coloração mudava para rosa, provando que estava havendo a oxidação e produzindo OH-.
Na eletrólise do HCl, somente os íons do soluto participam da eletrólise. Pois ambos os íons do soluto apresentam prioridade de descarga em relação aos íons gerados pelo Autoionização da água. O pH da solução se torna progressivamente mais alcalino já que o HCl é consumido na eletrólise.
Os principais produtos para essas três eletrolises são as formações de gases, KI formando H2(g), H2O formando também H2(g) e NaCl formando Cl2(g), onde no processo de eletrolise quando os elétrons são retirados dos agentes redutores faz com que esses elementos se juntem formando os gases. Também há a formação de substância como NaOH na eletrólise do NaCl (comercialmente chamada de soda cáustica), gases como o Cl2(g) também podem ser utilizados com fins comerciais.
Dados: = 1g/mol, = 16g/mol; 25°; 1 atm; 1,5A. 
1mol de H2 ------ 22,4L (CNTP)
 X ---------- 5L
X= 0,22 mol
193000 C ------ 1g de H
 Q------- 0,22g
Q = 42460 C
t=Q/i → 42460/1,5 = 28306,66s
42460 C----- x
 193000C -----16g de O
x= 3,52 g de O
Dados: = 127g/mol; 0,35A; 600s
Q = i*t
Q = 0,35*600
Q = 210
193000C ------127 g de I
 210 ------ x
x=0,138g de iodo.
Tabela 1. Potencial Padrão de redução de algumas reações.
Nota: Esses valores foram obtidos para o estado padrão, isto é, concentração 1 mol/L para espécies em solução e 1 atm para espécies gasosas a 25°C. Existem tabelas especializadas para outras condições.