Relatório - Eletrolise

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Universidade Federal Rural do Semi-Árido 
Campus Pau dos Ferros 
Bacharelado em Ciências e Tecnologia 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Eletrólise 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Gustavo Ferreira Costa 
Jefferson Kelvin Celestino Nogueira 
Júlia Teresa de Figueiredo Moura 
Lorena Lívina Lima Oliveira Soares 
Marcos Elias de Oliveira Júnior 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Pau dos Ferros - RN 
Março – 2016 
Universidade Federal Rural do Semi-Árido 
Campus Pau dos Ferros 
Bacharelado em Ciências e Tecnologia 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Eletrólise 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Gustavo Ferreira Costa 
Jefferson Kelvin Celestino Nogueira 
Júlia Teresa de Figueiredo Moura 
Lorena Lívina Lima Oliveira Soares 
Marcos Elias de Oliveira Júnior 
 
 
 
 
 
 
 
Relatório Apresentado à Disciplina 
Laboratório de Química Aplicada à 
Engenharia ministrada pelo Prof. 
Marteson Cristiano dos Santos 
Camelo em complementação a Nota 
da Unidade I. 
 
 
 
 
 
 
Pau dos Ferros - RN 
Março – 2016 
SUMÁRIO 
 
1 INTRODUÇÃO .................................................................................................................................. 4 
2 OBJETIVOS ....................................................................................................................................... 5 
3 FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA ........................................................................................................... 6 
4 MATERIAIS E MÉTODOS .................................................................................................................. 6 
4.1 MATERIAIS ..................................................................................................................................... 8 
4.2 PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS ............................................................................................... 8 
5 RESULTADOS E DISCUSSÕES ............................................................................................................ 9 
6 CONCLUSÃO .................................................................................................................................. 12 
7 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS ..................................................................................................... 13 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
1 INTRODUÇÃO 
As reações redox que tem energia livre de reação positiva não são 
espontâneas, mas a eletricidade pode ser usada para fazê-las ocorrer. Por exemplo, 
não são comuns as reações químicas que tem como produto o flúor, assim não foi 
isolado por reações químicas comuns. E isso continuou até 1886, quando o químico 
francês Henri Moissan encontrou um caminho para forçar a formação do flúor pela 
passagem de corrente elétrica através de uma mistura anidra fundida de fluoreto de 
potássio e fluoreto de hidrogênio. E até hoje o flúor continua sendo preparado 
comercialmente pelo mesmo processo. 
 A eletrólise é o processo de forçar uma reação a ocorrer na direção não-
espontânea pelo uso de corrente elétrica. Uma célula eletroquímica na qual a 
eletrolise tem lufar. O arranjo dos componentes na célula eletrolítica é direfrente do 
da célula galvânica. Especificamente, os dois eletrodos usualmente estão no mesmo 
compartimento, e há somente um tipo de eletrólito, as concentrações e as pressões 
são normalmente distantes das condições-padrão. 
O processo eletrolítico se dá a partir do fornecimento de energia vindo de uma 
pilha, que serve de gerador. Com isso, ocorre a descarga de íons, onde ocorre uma 
perda de carga por parte de cátions e ânions. 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. 
 
 
 
http://www.infoescola.com/fisica/geradores-eletricos/
http://www.infoescola.com/quimica/cations-e-anions/
http://www.infoescola.com/quimica/cations-e-anions/
http://www.infoescola.com/quimica/oxirreducao/
http://www.infoescola.com/quimica/oxidacao/
http://www.infoescola.com/fisica/potencial-eletrico/
http://www.infoescola.com/fisica/potencial-eletrico/
2 OBJETIVOS 
Observar a eletrólise do iodeto de potássio (KI), da água (H2O) e do cloreto de 
sódio (NaCl), verificando os principais produtos e as condições necessárias para que 
ocorram. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3 FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA 
É conhecido pelo nome de eletrólise todo o processo químico não espontâneo 
provocado por uma corrente elétrica proveniente de um gerador (mais 
especificamente, uma pilha). A palavra eletrólise é a combinação de dois termos 
gregos: "elektró" (eletricidade) e "lisis" (quebra), unidas para se referir a uma reação 
ocorrida por meio de energia elétrica. Algumas reações químicas acontecem apenas 
quando fornecemos energia na forma de eletricidade, enquanto outras geram 
eletricidade no momento em que ocorrem. Trata-se de um processo químico inverso 
ao da pilha, que é espontâneo e transforma energia química em elétrica. 
As das formas comuns de eletrólise são a eletrólise ígnea e a eletrólise 
aquosa: na eletrólise ígnea, não há presença de água, e a passagem da corrente 
elétrica acontece em uma substância iônica no estado de fusão (liquefeita ou 
fundida). É um tipo de reação muito utilizado na indústria, principalmente para a 
produção de metais, como por exemplo, o alumínio a partir da bauxita (minério de 
alumínio). Já a eletrólise aquosa se dá com a passagem elétrica através de um 
líquido condutor. Neste tipo, apenas um dos cátions e um dos ânions são 
participantes. É na eletrólise do cloreto de sódio em meio aquoso que são 
produzidos a soda cáustica (NaOH), o gás hidrogênio (H2) e o gás cloro (Cl2). 
 
Eletrólise Ígnea 
É uma eletrólise onde não há presença de água. Metais iônicos são fundidos 
(derretidos). Ao se fundirem, eles se ionizam formando íons. A partir desses íons, é 
formada a corrente elétrica. 
Reação de fusão (transformação do estado físico sólido para líquido) do NaCl a 
808°C: 
 
O eletrodo positivo é chamado de ânodo e nele ocorre a reação de oxidação. 
O eletrodo negativo é chamado de cátodo e nele ocorre a reação de redução. 
Eletrólise Aquosa 
É uma eletrólise onde há a dissociação de um composto iônico em solução 
aquosa. O eletrodo deve ser inerte. É necessário considerar a reação de auto 
ionização da água, onde produz íon H+ e íon OH-. 
http://www.infoescola.com/fisica/corrente-eletrica/
http://www.infoescola.com/quimica/eletrolise-ignea/
http://www.infoescola.com/quimica/substancia-quimica/
http://www.infoescola.com/rochas-e-minerais/bauxita/
http://www.infoescola.com/compostos-quimicos/cloreto-de-sodio/
http://www.infoescola.com/compostos-quimicos/soda-caustica/
http://www.infoescola.com/elementos-quimicos/hidrogenio/
O composto iônico é dissolvido em água, ocorrendo a formação de íons livres, 
que produzirão a corrente elétrica. Deve ser montada as quatro reações para obter a 
reação global desta eletrólise. 
Nesta cuba eletrolítica deve haver água e o composto iônico dissolvido. Da 
auto ionização da água, formará íons H+ e íons OH-. Se o composto for um sal, o 
NaCl, em contato com a água, formará o íon Na+ e o íon Cl-. Os íons positivos serão 
atraídos pelo eletrodo negativo e os íons negativos serão atraídos pelo eletrodo 
positivo. Cada par de íons (positivo e negativo) competirão entre si para ver qual se 
formará ao redor do seu respectivo eletrodo. 
 
 
4 MATERIAIS E MÉTODOS 
4.1 MATERIAIS 
 3 Placasde Petri (10 cm de diâmetro); 
 Eletrodos de aço-inox; 
 Fonte de corrente; 
 Dois conectores tipo jacaré; 
 Dois fios de conexão; 
 Indicadores de pH – Azul bromotimol; 
 Iodeto de Potássio (KI) 5% m/v; 
 Hidróxido de sódio (NaOH) 5% m/v; 
 Solução de um eletrólito inerte ( sulfato de potássio 2 4K SO a 5%); 
 Solução de NaCl 5% m/v; 
4.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Numa placa de Petri, adicionou-se 40 mL de solução de KI 5% e os eletrodos 
de aço inox opostamente colocados. Logo, foi conectado à fonte de corrente pelos 
cabos. Por fim, a ligação do circuito. Neste primeiro experimento foi mostrada a 
eletrolise de iodeto de potássio com a formação de iodo elementar. 
No segundo experimento, foi realizada a eletrolise de cloreto de sódio. 
Inicialmente, na placa de Petri, foi inserido os eletrodos de aço inox em posição 
oposta. Em seguida, foi conectado os eletrodos à fonte de corrente pelos cabos e 
conexões. Sendo assim, foi adicionada 40 mL de solução de NaCl 5% na placa de 
Petri e fez-se a ligação do circuito, após ser observado, adicionou-se duas gostas de 
fenolftaleína. 
Foi inserido em uma placa de Petri a solução 2 4K SO (40 mL). Em seguida, 
adicionou-se 20 gostas do indicador azul bromotimol. Montando os eletrodos de aço 
inox na placa de forma oposta, da mesma forma como os procedimentos anteriores. 
Logo, foi deixado o circuito ligado durante alguns minutos pode-se perceber a 
evolução da eletrólise. Neste último experimento, foi demostrado a decomposição 
eletrolítica da água, sendo percebidos os efeitos mediantes os indicadores de pH. 
 
 
5 RESULTADOS E DISCUSSÕES 
No primeiro experimento, observou-se a redução do íon iodeto, aparecendo à 
coloração amarelada, formando o iodo na forma elementar, como é mostrado na 
figura. 
 
Figura 1 Reação do KI 
Neste caso, o potássio se oxidou e o iodo se reduziu. A transferência dos 
elétrons foi possível a partir de um eletrodo inerte, de inox. A eletrólise do iodeto de 
potássio é descrita pelas seguintes semirreações, com os seus respectivos 
potenciais padrão: 
𝐾+ + 𝑒 = 𝐾, 𝐸𝑜 = −2,93 V 
𝐼2 + 2𝑒 = 𝐼, 𝐸
𝑜 = −0,54 V 
Portanto, o potencial padrão da reação global é: 
𝐸𝑜 = −2,93 − 0,54 = −3,47 V 
 Como o potencial é negativo, então a reação direta é favorecida e trata-se de 
um processo não espontâneo. 
 Na eletrólise do cloreto de potássio (NaCl), este se ionizou originando os íons 
Na+, que se reduziu, e Cl–, substância oxidada (agente redutor). A eletrólise do NaCl 
é descrita pelas seguintes equações: 
2𝑁𝑎+ + 2𝑒 → 2𝑁𝑎, 𝐸𝑜 = −2,71 V 
2𝐶𝑙− → 𝐶𝑙2 + 2𝑒, 𝐸
𝑜 = 1,36 V 
--------------------------------------------- 
2𝑁𝑎+ + 2𝐶𝑙− → 2𝑁𝑎 + 𝐶𝑙2, 𝐸
𝑜 = −4,07 V 
Como na reação de eletrólise do iodeto de potássio, 𝐸𝑜 < 0, e, portanto, um 
processo não espontâneo. 
 
Figura 2 Reação do NaCl 
Nesse experimento, que consistiu em observar a eletrólise da água, esta se 
decompôs produzindo hidrogênio (cátodo) e oxigênio (ânodo) em estado gasoso. 
2 𝐻2𝑂 → 𝑂2 + 4 𝐻
+ + 4 𝑒− 
4 𝐻2𝑂 + 4 𝑒
− → 2𝐻2 + 4 𝑂𝐻
− 
--------------------------------------------------- 
2 𝐻2𝑂 (𝑙) → 2 𝐻2 (𝑔) + 𝑂2 (𝑔) 
O K2SO4 também se decompôs originando os íons K
+ e SO4
2-. 
 
Figura 3 Eletrólise da água 
 
No experimento do Hidróxido de Sódio, o lado negativo liberou 
hidrogênio e gerou a fumaça, há formação de bolhas em ambos os lados, e o 
lado positivo liberou oxigênio. Os polos positivos e negativos foram 
conectados a fios de Cobre. Observou-se com a medição no aparelho (Fonte 
Contínua), que houve a liberação de Hidrogênio no lado negativo, onde houve 
a redução. E no positivo houve a oxidação, onde ocorreu a liberação de 
Oxigênio. 
Neste experimento tivemos íons a disputarem nos eletrodos: 
𝑁𝑎+ 𝑂𝐻− 
 𝐻+ 
Dissociação: NaOH → Na+ + OH- 
dissociação da água → 2H2O → 2H
+ + 2OH- 
Semi-redução: 2H+ + 2e- H2 
Semi-Oxidação: 2OH- ½ O2 + H2O + 2e
- 
 
NaOH → Na+ + OH- 
2H2O → 2H
+ → 2OH- 
2H+ + 2e- H2 E = 0 
2OH- ½ O2 + H2O + 2e
- E = +0,40 
________________________________________________________________ 
NaOH + H2OH2 + ½ O2 + Na
+ + OH- (Equação Global) 
 
Figura 4 Reação do NaOH 
 
6 CONCLUSÃO 
Com os experimentos realizados, conclui-se que no experimento com a água 
destilada, não houve a oxidação da água, pois a agua por ser destilada não contém 
sais minerais e outros compostos fazendo com que não haja eletrólitos. No 
experimento do Iodeto de Potássio houve a oxidação do Iodeto para Iodo e a 
redução do gás Hidrogênio para Hidrogênio. No experimento do Cloreto de Sódio 
houve a oxidação de Cloreto para Cloro e a Hidroxila é liberada pelo pólo que 
reduziu. E no experimento do Hidróxido de Sódio há formação de bolhas, e há 
redução liberando o Hidrogênio e oxidação liberando o gás Oxigênio. 
Conclui-se que houve a presença nas reações de oxirredução em cada 
experimento, formando a precipitação de bolhas tornando o meio ácido e resultando 
em diferentes reações em cada solução de um determinado experimento. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
7 REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
BROWN, T. L., LEWAY JR., H. E., BURSTEN, B. E., BURDGE, J. R., 
 
Química – A Ciência Central, Capítulo 20, 9a Edição, Pearson, 2007. 
 
KOTZ, J. C., TREICHEL JR., P. M. Química Geral 2 e Reações Químicas, Capítulo 
20, Tradução da 9a Edição americana, Cengage Learning, São Paulo, 
2009. 
 
Site: http://www.pontociencia.org.br acessado em 25 de Outubro de 2009. 
Site: http://www.uff.br/gqi/ensino/disciplinas acessado em 24 de Outubro de 
2009.