QUIMICA GERAL

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INTRODUCAO
O processo eletrolítico se dá a partir do fornecimento de energia vindo de uma pilha, que serve degerador. Com isso, ocorre a descarga de íons, onde ocorre uma perda de carga por parte de cátions eânions. Consequentemente, os cátions irão receber elétrons, sofrendo redução, enquanto que os ânions irão ceder elétrons, sofrendo oxidação. Tais reações ocorrem entre dois ou mais eletrodos mergulhados em uma solução condutora, onde será estabelecida uma diferença de potencial elétrico. As substâncias iônicas conduzem corrente elétrica quando fundidas ou em soluções aquosas, e a condução de corrente elétrica se dá pela formação de substâncias nos eletrodos. Vale lembrar que a denominação "solução eletrolítica", empregada para designar qualquer solução aquosa condutora de eletricidade, deriva justamente desse processo.
Os processos eletrolíticos são de grande importância na indústria atual. É provável que o mais simples dos processos eletrolíticos seja aquele em que duas lâminas de cobre ligadas a terminais opostos de uma fonte de voltagem, são mergulhadas em uma solução aquosa de sulfato de cobre.
Na lâmina de cobre ligada ao terminal negativo (cátodo) ocorre deposição de mais cobre metálico, enquanto que no outro eletrodo, ligado as terminal positivo (ânodo) o cobre metálico é oxidado a Cu2+.
O eletrodo em que ocorre redução é sempre chamado cátodo, enquanto que o ânodo é sempre o eletrodo no qual ocorre oxidação.
	no cátodo
	no ânodo
Em poucos segundos vemos a formação de bolhas de gás (H2) evoluindo na superfície de um dos eletrodos (catodo) e o aparecimento de uma mancha rósea, evidenciando a reação de redução do íon hidrogênio da água, tendo como produtos o gás hidrogênio e a hidroxila, a qual reage com a fenolftaleína formando a coloração rósea. Em torno do outro eletrodo (anodo) surge uma mancha castanha, devido a reação de oxidação do iodeto a iodo.
A eletrólise é um processo em que se passa uma corrente elétrica sobre uma substância e, por meio de reações de oxirredução, o composto decompõe-se. Se a substância estiver no estado líquido (fundida), temos uma eletrólise ígnea, mas se estiver em solução aquosa, temos uma eletrólise em meio aquoso.
Uma das eletrólises de maior importância comercial é a do cloreto de sódio (NaCl), o sal de cozinha. Vejamos como ocorrem a eletrólise ígnea do cloreto de sódio e, posteriormente, a sua eletrólise aquosa.
* Eletrólise ígnea do cloreto de sódio:
A eletrólise ígnea do sal produz o gás cloro (Cl2) e o sódio metálico (Na), substâncias que não são encontradas na natureza nessa forma. O sal funde-se a uma temperatura aproximada de 800ºC e, no estado líquido, o NaCl sofre disssociação, produzindo os seguintes íons:
NaCl → Na+ + Cl-
Na eletrólise ocorre a passagem da corrente elétrica segundo o esquema a seguir:
Esquema de processo de eletrólise ígnea do cloreto de sódio (sal de cozinha)
O polo negativo da bateria fornece elétrons para um dos eletrodos, que se torna o cátodo ou polo negativo. Visto que ele é negativo, ele atrai os cátions Na+ que estão no líquido. Esses íons recebem os elétrons do cátodo e, nesse eletrodo, ocorre a seguinte semirreação de redução:
Semirreação no cátodo: redução: Na+(l) + e- → Na(s)
Nesse eletrodo foi formado o primeiro produto, que é o sódio metálico.
Por outro lado, o outro eletrodo torna-se o ânodo, pois está carregado positivamente, atraindo os ânions Cl-, que perderão seus elétrons, sofrendo oxidação:
Semirreação no ânodo: oxidação: 2Cl-(l) → 2 e- + 1Cl2(g)
Esse gás cloro fica borbulhando ao redor do ânodo, como mostra a reação a seguir. Ele é coletado por meio de um tubo de vidro adaptado ao sistema:
Esquema de processo de eletrólise do cloreto de sódio (sal de cozinha)
Assim, a reação global da eletrólise ígnea do sal é:
Cátodo: Na+(l) + e- → Na(s)
Ânodo: 2Cl-(l) → 2 e- + 1Cl2(g)____________
Reação Global: Na+(l) + 2Cl-(l) → Na(s) + 1Cl2(g)
* Eletrólise aquosa do cloreto de sódio:
Nesse caso, além da dissociação iônica do NaCl, formando os íons Na+ e Cl-, existe também a reação de autoionização da água, conforme a equação a seguir:
2 H2O(l)→ 1 H3O+(aq) + OH1-(aq)
Então, surgem as dúvidas: Qual cátion será descarregado primeiro no cátodo, o Na+ ou o H3O+? E no ânodo, o Cl- ou o OH- será descarregado primeiro?
Basicamente, podemos dizer que o íon menos reativo será o que descarregará em cada eletrodo.
O texto Eletrólise em meio aquoso explica detalhadamente como verificar qual é o cátion ou o ânion menos reativo e determinar como ocorre a eletrólise.
Entre o Na+ e o H3O+, o Na+ é um metal alcalino, sendo mais reativo. Por isso, a água recebe os elétrons do cátodo:
Semirreação no cátodo: 2 H+ + 2e- → H2
Agora, no caso dos ânions, o Cl- é menos reativo que o OH- e, por isso, sofre oxidação:
Semirreação no ânodo: 2 Cl- → Cl2 + 2e-
Veja a reação global dessa eletrólise:
Esquema de processo de eletrólise da salmoura e reação global
Observe que a eletrólise de uma solução aquosa de NaCl produz soda cáustica (NaOH), gás hidrogênio (H2) e gás cloro (Cl2). Em virtude da presença da base NaOH, o meio permanece básico.
Eletrólise de Solução de KI com Eletrodo de Grafite
Adicionou-se em uma placa de Petri KI 5% até que se atingisse a borda. A solução, adicionou-se 4 gotas de fenolftaleína e 4 gotas de goma de amido.Ligou-se, paralelamente, dois eletrodos de grafite aos pólos de uma fonte de+ 4,5 V. Esta fonte pode ser um conjunto de pilhas comuns em série ou uma pilha de 9,0 V.Imergiu-se os eletrodos na placa de Petri contendo KI 5%, distanciando-se um ao outro. Após alguns minutos de observação, anotaram-se os resultados. Concluiu-se a cera da natureza dos produtos de eletrólise.
Eletrólise de Solução de CuSO4 com Eletrodos de Grafite
Repetiu-se o procedimento do ensaio 1, utilizando-se CuSO4 0,5 mol/L ao invés de KI 5%. Não se utilizou fenolftaleína ou goma de amigo no procedimento. Observou-se durante 15 minutos, anotando-se os resultados. Concluiu-se acerca da natureza dos produtos de eletrólise.
Eletrólise de KI 5% com eletrolise de cobre
Repetiu-se o procedimento do ensaio 1, substituindo-se os eletrodos de grafite por eletrodos de cobre.Observou-se,anotando-se os resultados.
Eletrólise de Solução de H2SO4 com Eletrodos de Cobre
Repetiu-se o procedimento do ensaio um, utilizando-se H2SO4 1,0 mol/L e eletrodos de cobre. Observou-se após alguns minutos de espera, anotando-se os resultados. Concluiu-se acerca da natureza dos produtos de eletrólise. Não se utilizou fenolftaleína ou goma de amido.
Resultados e Discussões
Montagem de Pilha
a) Pilha: Zn(S)/Zn2+ (0,10 mol/L)/ / Cu2+(0,10 mol/L)/Cu(S)
Ao após a montagem da pilha, o voltímetro registrou uma ddp de 1,01 V. Essa diferença de potencial ocorre por causa da reação de oxirredução geral que ocorre com a formação da pilha:
Cu+2(aq) + 2e- → Cu0(s)
Zn0(s) → Zn+2(aq) + 2e-
Cu+2(aq) + Zn0(aq) → Cu0(s) + Zn+2(aq)
O valor teórico da ddp é +1,10V. Entretanto, as soluções estão fora das condições-padrão: a concentração era 0,10M, e não 1,0M; e não estavam a 25°C. Assim, o valor encontrado teoricamente se diferenciará do teórico. A partir da Equação de Nernst, encontraram-se os valores de -0,76V para a semi-pilha de Zinco e +0,34V para a semi-pilha de Cobre.
EZn+2/Zn = - 0,76 - 0,0592/2 (log 1/0,10) = - 0,76 - 0,0296 = - 0,79 V
ECu+2/Cu = + 0,34 - 0,0592/2 (log 1/0,10) = + 0,34 - 0,0296 = + 0,31 V
E = (+0,31) - (-0,79) = +1,10V
O valor encontrado da ddp do experimento foi +1,01V. O potencial teórico dessa pilha é 1,10V, porém foi encontrada diferença de 0,09V (Erro Experimental: 8,18%). Isso pode ser explicado pelo uso de eletrodos impuros, já que os que estavam à disposição já haviam sido usados em ensaios, além de estarem impuros, isto é, estavam oxidados, demonstrado assim pelas camadas acumuladas nas superfícies dos eletrodos.
b) Pilha:Pb(S)/Pb+2 (0,10 mol/L)/ / Cu+2(0,10 mol/L)/Cu(S)
Montada a pilha, registrou-se uma ddp de 0,43V. As reações caracterizam essa pilha são:
Cu+2(aq) + 2e- → Cu0(s)Pb(s) → Pb+2(aq) + 2e-
Cu+2(aq) + Pb(s) → Cu0(s) + Pb+2(aq)
O valor teórico de ddp desta pilha é +0,47V. Porém, novamente, as soluções estão fora das condições padrão: a concentração era 0,10 mol/L, e não 1,0 mol/L e não estavam a 25°C. Assim, o valor encontrado teoricamente é diferente do teórico. A partir da Equação de Nernst, encontraram-se os valores de -0,19V para a semi-pilha de Chumbo, e +0,34V para a semi-pilha de Cobre.
EPb+2/Pb = - 0,13 - 0,0592/2 (log 1/0,10) = - 0,13 - 0,0296 = - 0,16 V