INTRODUÇÃO À ELETRÓLISE

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INTRODUÇÃO À ELETRÓLISE 
Nas células voltaicas aprendemos que as reacções de oxirredução (ou redox) , de uma 
espontânea provocam as reacções químicas . Vimos ainda, que o elétrodo negativo é o 
ânodo , onde ocorrem as reações de oxidação . E o elétrodo positivo é o cátodo onde 
ocorrem reacções de redução. 
 
Na electrólise ocorrem processos inversos, ou seja, contrários àqueles que ocorrem nas 
células voltaicas (galvânicas), primeiramente a electrolise não é espontânea , para que 
ocorram reacções de electrólise é necessário forçá-las a ocorrer por meio de uma força 
externa. Portanto, na electrólise, é a passagem de uma corrente eléctrica através de um 
electrólito que causa as reacções químicas. 
 
Esquema da electrólise 
 
O esquema da electrólise é formado basicamente por uma célula electrolítica composta 
por dois eléctrodos (positivo e negativo) que se encontram mergulhados em substâncias 
(iônicas fundidas ou em solução aquosa) colocadas num recipiente chamado de cuba 
electrolítica. Temos ainda um gerador ou qualquer outra fonte de energia para fornecer 
corrente eléctrica continuamente ao sistema. 
 
 
 
 
 
 
 
Como dissemos, a electrólise ocorre com substâncias iónicas, estas quando fundidas ou 
em solução aquosa dissociam-se, ou seja, se separam os seus iões. Os iões positivos 
(catiões) deslocam-se para o eléctrodo negativo e os iões negativos (aniões) deslocam-
se para o elétrodo positivo. Isto se explica pois como aprendemos na Física, : “ cargas 
com sinais opostos atraem-se ” . Deste modo podemos a chegar a conclusão de que na 
electrolise, o elétrodo negativo é o cátodo pois é para lá onde se deslocam os catiões 
(iões positivos) e o ânodo é o elétrodo positivo pois é para lá onde se deslocam os 
aniões (iões negativos). 
 
A electrólise também ocorre com substâncias moleculares, como ácidos, que quando 
em solução aquosa ionizam-se produzindo iões, positivo (catião) e negativo (anião). 
 
Tomemos como exemplo o ácido clorídrico (HCl), em solução aquosa ioniza-se 
produzindo o ião hidrogénio (H + ) que é positivo (catião) e ião negativo (anião) que é o 
Cl - . Conforme a equação: 
 
HCl (aq) ↔ H + (aq) + Cl - (aq) 
 
 
Lembrar ainda que, assim como acontece nas células voltaicas , onde a oxidação ocorre 
no ânodo e a redução no cátodo, é do mesmo jeito que acontece na electrólise, ou seja, 
na electrólise a redução ocorre no cátodo e a oxidação no ânodo . 
 
Aspectos a considerar sobre a electrolise 
 
Antes de continuarmos, é importante falarmos das pequenas reacções que ocorrem na 
electrólise: 
 
Os compostos iónicos, por natureza são formados por iões, ou seja, têm uma parte 
positiva ( ião positivo ou catião) e uma parte negativa (ião negativo ou anião) . Como é 
um composto iónico significa que a ligação química existente é a ligação iónica 
logicamente. E por definição, Ligação iónica – é ligação química que se estabelece entre 
um metal e um ametal. A parte positiva é do metal e a negativa do ametal. Assim sendo, 
na electrólise, a parte positiva (catião) sofre reacção de redução e como consequência 
vai formar sempre metais . E a parte negativa vai sofrer reacção de oxidação e como 
consequência vai formar sempre o elemento que origem ao ião na sua forma 
elementar. . 
Para melhor entendermos isto, consideremos o exemplo a segui r: 
 
CaCl 2 ↔ Ca 2+ + 2Cl - 
 
 
A parte positiva, é o catião, Ca 2+ e a parte negativa é o anião, Cl - , então cada parte vai 
sofrer a respectiva reacção, no caso do catião vai sofrer redução e o anião a oxidação . 
 
Parte positiva (catião) 
 
Ca 2+ + 2e- → Ca 0 (s) (Redução). 
Como vimos a parte positiva, forma sempre metal sólido, neste caso o metal formado é 
o cálcio (Ca) , pois o catião sofreu redução de +2 para zero (0). 
 
Parte negativa (anião) 
 
2Cl - → Cl 2(g) + 2e- (Oxidação) 
 
Como vimos, formou-se o gás cloro (Cl 2(g)). Pois sofreu oxidação o anião, de -2 para o 
zero (0). 
Portanto são estas pequenas reacções que temos que prestar muita atenção quando 
lidamos com a electrólise. Agora só para reforçar: 
 
NaCl → Na + + Cl - 
 
 
Na + + 1e- → Na (s) (redução) 
 
2Cl - → Cl 2(g) + 2e- (Oxidação) 
 
Nota: Balancear sempre as equações e igualar as cargas!!. 
 
Excepções 
 
Neste âmbito encontramos algumas excepções, são do hidrogénio, mas concretamente 
do seu ião (H + ) e do grupo hidroxilo ou hidróxido (OH-) . O ião hidrogénio (H + ) é catião, 
portanto é uma parte positiva. E como dissemos acima, a parte positiva forma sempre 
metais. E a parte negativa, forma sempre gases, aqui há excepções, no caso do ião 
hidrogénio (H + ) como o hidrogénio é um ametal , ou seja, não metal, é impossível 
formar um metal, portanto vai sempre formar gás hidrogénio (H 2(g) ) . E quanto ao 
grupo hidroxilo (OH - ) , como ele é formado pelo oxigénio e hidrogénio podemos chegar 
a pensar que vai formar o gás oxigénio (O 2 ) e hidrogénio (H 2 ). Mas não é bem assim, 
o grupo hidroxilo (OH - ) na electrolise vai formar o gás oxigénio (O 2 ) e água (H 2 O) . 
Estes iões (H + e OH - ) vamos ter eles a partir da auto-ionização da água (na electrólise 
aquosa): 
 
H 2 O ↔ H + + OH - 
 
 
E as respectivas reacções são: 
 
2H + + 2e- → H 2(g) (redução) 
 
2OH - → 1 / 2 O 2(g) + H 2O + 2e-