Aula 8 Eletrólise

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ELETRÓLISE
Prof. Adriano Sartori
Humphrey Davy's original electrolysis 
apparatus used to make potassium
Sir. Humphrey Davy (1778)
Ponto de fusão: 891 °C
K2CO3
1. CONCEITO
É um processo não-espontâneo, em
que a passagem de uma corrente
elétrica através de um sistema
líquido, no qual existam íons, produz
reações químicas. As eletrólises são
realizadas em cubas eletrolíticas, nas
quais a corrente elétrica é produzida
por um gerador (pilha).
PROCESSO ESPONTÂNEO (pilha)
ΔE > 0 ocorre liberação de eletricidade.
PROCESSO NÃO-ESPONTÂNEO 
(eletrólise)
ΔE < 0 ocorre absorção de eletricidade.
1. CONCEITO
2. ESQUEMA GERAL DA ELETRÓLISE
2. ESQUEMA GERAL DA ELETRÓLISE
No processo de eletrólise, os elétrons
emergem da pilha (gerador) pelo ânodo –
e entram na célula eletrolítica pelo cátodo
– , no qual produzem redução. Na célula
eletrolítica, os elétrons emergem pelo
ânodo + , no qual ocorre oxidação, e
chegam à pilha pelo seu cátodo + .
3. CARACTERÍSTICAS DO GERADOR
1. Injeta os elétrons pelo polo negativo e
os aspira de volta pelo polo positivo.
2. Fornece uma corrente contínua com o
objetivo de estimular o fluxo de
elétrons.
3. Não tem o poder de criar nem de
destruir elétrons.
3. CARACTERÍSTICAS DO GERADOR
GERADOR
4. ELETRODOS NA ELETRÓLISE
CÁTODO -
É o Polo negativo
Sofre redução
Recebe elétrons
do gerador
ÂNODO +
É o Polo positivo
Sofre oxidação
Perde elétrons 
para o gerador
OBSERVAÇÃO:
As substâncias que serão submetidas
à eletrólise podem estar liquefeitas
(fundidas) ou em solução aquosa.
5. ELETRÓLISE ÍGNEA
Na eletrólise ígnea, a substância pura está no
estado líquido (fundida), e não existe água no
sistema.
Eletrólise ígnea do NaCl
ELETRÓLISE AQUOSA
Nesse tipo de eletrólise devemos considerar não
só os íons provenientes do soluto, mas também
os da água, provenientes de sua ionização.
EXEMPLO 1:
Eletrólise aquosa do cloreto de sódio NaCl(aq)
EXEMPLO 1:
Aspectos Quantitativos da eletrólise - Leis de Faraday
No início do século XIX, Michael Faraday estabeleceu algumas
relações quantitativas conhecida como as leis de Faraday para a
eletrólise. São elas: (1) que a quantidade de substâncias produzidas
pela eletrólise é proporcional à quantidade de eletricidade utilizada e
(2) que para uma dada quantidade de eletricidade a quantidade de
substância produzida é proporcional à sua massa equivalente.
Para uma ilustração da primeira lei de Faraday, consideremos a
eletrólise do NaCl fundido. No cátodo se dá a reação.
Na+ + e- → Na(s) 
A própria equação já expressa a primeira lei de Faraday, pois mostra
que um elétron é necessário para produzir um átomo de sódio. Isto
significa que um mol de elétrons será necessário para produzir um
mol de átomos de sódio.
Agora, um mol de elétrons constitui uma quantidade elevada de
eletricidade denominada um faraday (F). Uma unidade menor é o
coulomb (C); há 9,6485 x 104 Coulombs em um Faraday, ou 1 F =
9,6485 x 104 C.
Quando vale o coulomb? Quando um coulomb de eletricidade
atravessa um condutor num segundo, dizemos que o condutor
transporta uma corrente elétrica de um ampère (A). Em outras
palavras, um ampère é igual a um coulomb por segundo.
Uma ilustração da segunda lei de Faraday é fornecida também
pela eletrólise do NaCl fundido. No ânodo a reação é
2Cl- → Cl2(g) + 2e
-
Aqui, dois elétrons devem ser retirados de dois íons Cl- para a
produção de uma molécula de Cl2.
Assim, dois mols de elétrons são necessários para produzir um
mol de moléculas de Cl2.
Quando NaCl fundido é eletrolizado, então, um faraday de
eletricidade produz um equivalente (1 mol) de Na no cátodo
mais um equivalente (0,5 mol) de Cl2 no ânodo.
Consome-se duas vezes mais elétrons para produzir 1 mol de
Cl2 do que para produzir 1 mol de Na.
LEI DA FARADAY
A MASSA DA SUBSTÂNCIA ELETROLISADA E
DIRETAMENTE PROPORCIONAL AO NÚMERO
DE ELETRONS LIBERADOS.
EXEMPLO 1:
Uma peça de bijuteria recebeu um “banho
de prata” (prateação) por um processo
eletrolítico. Sabendo que nessa deposição
o Ag+ se reduz a Ag e a quantidade de
carga envolvida no processo foi de 0,01
faraday, qual é a massa de prata
depositada? (massa molar: Ag = 108 g
mol–1)
EXEMPLO 1:
INTENSIDADE DE CORRENTE 
ELÉTRICA
EXEMPLO 1:
Exemplo 2: Uma solução aquosa de CuSO4 é eletrolizada usando-
se eletrodos inertes. Quantos gramas de cobre metálico e de gás
oxigênio são produzidos se uma corrente de 5,0 A atravessa a célula
durante 1,5 h?
Solução: Como a reação de eletrodo pode ser interpretada em
termos de faradays de eletricidade, é preciso, primeiro, calcular
quantos faradays atravessam a célula. Sendo 1 ampère igual a 1
coulomb por segundo, o número total de coulombs é
(5,0 C s-1)(60 s min-1)(60 min h-1)(1,5 h) ou 2,7 x 104 C 
E como há 9,65 x 104 C em 1 faraday, temos
2,7 x 104 C x
1 F
9,6485 x 104 C
= 0,28 F
Examinando, agora, a reação de eletrodo, vemos que no cátodo os íons
cúpricos, Cu2+ , se reduzem a cobre metálico:
Cu2+(aq) + 2e
- → Cu(s)
Vemos que um mol de Cu é produzido a partir de dois faradays de
eletricidade (dois mols de elétrons) e, assim, o número de gramas de Cu
produzido é
0,28 F x
1 mol Cu
2 F
x
63,5 g Cu
1 mol Cu
= 8,9 Cu
No ânodo, oxigênio é formado:
2H2O → O2(g) + 4H
+
(aq) + 4e
-
Esta semi-reação nos diz que, para produzir um mol de O2, quatro
faradays de eletricidade (quatro mols de elétrons) devem passar
através da célula. Assim, a quantidade em gramas de O2 formado
é
0,28 F x
1 mol O2
4 F
x
32,0 g O2
1 mol O2
= 2,2 g O2
Exemplo 2: Uma solução de ácido sulfúrico foi eletrolizada durante
um período de 35,0 minutos, empregando-se eletrodos inertes, o
hidrogênio produzido no cátodo foi recolhido sobre água à pressão
total de 752 mmHg e à temperatura de 28ºC. Se o volume de H2 foi
de 145 mL, qual era a corrente média de eletrólise? (A pressão de
vapor da água a 28ºC é de 28 mmHg).
Solução: Primeiro, achamos o número de mols de gás H2. Sua pressão
parcial era 752 – 28, ou seja, 724 mmHg, e a sua temperatura, 273 + 28,
ou 301 K. Assim, pela equação dos gases ideais, temos
n =
PV
RT
=
(724 mmHg)
1 atm
760 mmHg
(0,145 L)
(0,0821 L atm K−1mol−1)(301 K)
= 5,59 x 10−3 mols de H2
A semi-reação no cátodo é:
2e- + 2H+(aq) → H2(g)
Como dois faradays são necessários para produzir um mol de H2, o número de
faradays que atravessou a célula foi de:
5,59 x 10−3 mol .
2 F
1 mol H2
= 1,1 x 10−2 F
Em coulombs, isto equivale a
1,1 x 10−2 F .
9,6485 x 104 C
1 F
= 1,06 x 103 C
Como essa quantidade atravessou a célula em 35 min, o número de coulombs
por segundos foi igual a
1,06 x 103 C
35,0 min
x
1 min
60 s
= 0,505 C.s−1, o qual é 0,505 A
EXERCÍCIOS
QUESTÃO 1
Na eletrólise de uma solução aquosa de 
sulfato cúprico, tem-se a seguinte redução 
catódica:
Cu2+(aq) + 2 e– → Cu(s)
Quantos mol de íons de Cu2+(aq) são 
reduzidos por uma quantidade de 
eletricidade igual a 1,0 faraday?
a) 0,50. d) 2,0.
b) 1,0. e) 2,5.
c) 1,5.
QUESTÃO 2
O alumínio é obtido industrialmente 
pela eletrólise ígnea da alumina 
(Al2O3). Indique a alternativa falsa:
a) O íon alumínio sofre redução.
b) O gás oxigênio é liberado no ânodo.
c) O alumínio é produzido no cátodo.
d) O metal alumínio é agente oxidante.
e) O íon O–2 sofre oxidação.
QUESTÃO 3
Uma corrente elétrica de 5 A atravessa uma 
solução de cloreto de ouro (AuCl3), durante 
30 min. Sabendo-se que o peso atômico do 
ouro é 197 e a constante de Faraday é 
iguala 96500 C, o ouro depositado no 
cátodo é:
a) 18,36 g
b) 12,24 g
c) 0,106 g
d) 0,20 g
e) 6,12 g
QUESTÃO 4
Em uma eletrólise, a corrente elétrica 
(suposta constante) necessária para que 
em 965 segundos ocorra a redução:
1 mol Ag+ + 1 mol de elétrons → 1 mol de Ag(s)
é igual a:
a) 1,0 ampére.
b) 1,0 · 101 A.
c) 1,0 · 102 A.
d) 1,0 · 103 A.
e) 1,0 · 104 A.