Eletrólise e leis de faraday

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FÍSICO-QUÍMICA 
 
 ELETRÓLISES E LEIS DE FARADAY 
 
Prof: Gierdson Santos 
 
 
 
 
FALA MEUS QUERIDOOOSSSS!!!!!! Tudo 
bem com vocês ? Prontos para mais uma aula 
de físico-química ? Bora lá. 
 
ELETRÓLISES E LEIS DE FARADAY 
 
Como já vimos na aula passada, 
eletrólises são fenômenos inversos aos que 
ocorrem nas pilhas, ou seja, a corrente elétrica 
é que promove a reação. 
 
Eletrólise = ​Reação eletroquímica não 
espontânea que é promovida pelo consumo de 
energia elétrica ( Eº ).Δ < 0 
 
A eletrólise de sais, de ácido e de 
bases tem como característica principal a 
descarga de íons, tornando-os neutros. Os 
cátions descarregam-se em um eletrodo 
denominado cátodo. Os ânions descarregam-se 
em um eletrodo denominado ânodo. 
 
Em resumo temos: 
 
Cátodo = polo + = eletrodo em que há 
redução. 
 
EÂnodo = polo - = eletrodo em que há a 
oxidação. 
 
Os eletrodos em uma eletrólise podem 
ser inertes, quando não tomam parte da reação, 
ou ativos, quando participam da reação. Os 
eletrodos inertes mais utilizados são os de 
carbono grafite e platina. 
A eletrólise é um processo não 
espontâneo, no qual o cátion recebe seus 
elétrons de volta, e o ânion doa os elétrons 
 
 
 
 
recebidos. Assim, é forçada a passagem do 
estado de maior estabilidade para o de menor 
estabilidade. 
 
TIPOS DE ELETRÓLISES 
 
Eletrólise ígnea 
 
Eletrólise em que ps íons são obtidos a 
partir da fusão do eletrólito sólido, ou seja, da 
dissociação do eletrólito a partir do 
aquecimento, por exemplo: 
 
 ​ aCl Na ClN (s) → +(l) + 
 −
(l) 
 
Agora, com íons livres, uma fonte 
geradora de corrente elétrica promove a 
oxidação e a redução. 
 
Semirreação de oxidação 
 Cl Cl 2 e2 −(l) → 2 (g) + 
 − 
° , 6 V ( ânodo)E oxida = − 1 3 
 
 
Semirreação de redução 
 
 Na 2 e 2 Na2 +(l) + 
− → (l) 
° , 1 V ( cátodo)E red = − 2 7 
 
Reação Global 
 
 Cl 2Na l Na2 −(l) + + (l) → C 2(g) + 2 (l) 
Eº , 7 VΔ = − 4 0 
 
Observe que o , ou seja, o Eº 0Δ < 
gerador deverá produzir uma tensão maior do 
que 4,07 V para que essa reação ocorra 
 
 
Portanto, a eletrólise ígnea é um 
processo no qual uma substância no estado 
fundido (líquida) é submetida a uma corrente 
elétrica, resultando em duas novas substâncias, 
uma no cátodo (polo negativo) e outra no 
ânodo (polo positivo). 
Na eletrólise ígnea, como em qualquer 
eletrólise, é necessária a presença de íons 
(cátions e ânions) livres no meio. O cátion é 
um íon deficiente em elétrons, enquanto o 
ânion é um íon com elétrons excedentes. 
. 
Esquema 
 
 
 
O cloro gasoso irá borbulhar na fase 
líquida e deverá ser recolhido com a ajuda de 
um tubo de vidro adaptado ao sistema. 
 
Eletrólise aquosa 
 
Quando a dissociação do eletrólito é 
promovida pela água, temos a eletrólise 
aquosa. Em uma eletrólise aquosa, existem 
duas alternativa de íons para promover a 
descarga nos eletrodos: os íons obtidos da 
autoionização da água e os íons do eletrólito, 
gerando uma competição. Veja o exemplo do 
cloreto de sódio. 
 
 
 
Porém, apenas um dos cátions e 
apenas um dos ânions irão se descarregar. 
Os metais menos reativos são os que 
necessitam de menor voltagem para se 
descarregar. Logo, são os primeiros que se 
descarregam, vencendo a competição. A 
mesma análise pode ser estendida aos ânions: 
 
MUITA ATENÇÃO AGORA: 
 
=> A ordem crescente de tendência à descarga 
dos cátions é : cátions da família IA e IIA, 
, os demais cátions.lA 3+ H + H O ),( 3
 + 
 
Observe que o cátion da água só 
descarrega primeiro ( vence a competição) 
quanto os cátions são das famílias IA, IIA ou 
quando é o .lA 3+ 
 
=> A ordem crescente de tendência à descarga 
dos ânions é: oxigenados e , , não F − HO − 
oxigenados e .SOH 4
− 
 
Observe que o ânion da água só 
descarrega primeiro (vence a competição) 
quando os ânions são oxigenados ( exceto o 
 ) ou quando é o fluoreto.SOH 4
− 
Quando os íons da água só descar- 
-regam primeiro do que os íons do eletrólito, 
as reações que ocorrem são: 
 
Vamos a alguns exemplos para 
entender melhor essa parte. 
 
Exemplo 1 : 
(ITA-SP) A figura a seguir mostra o esquema 
da aparelhagem utilizada por um aluno para 
realizar a eletrólise de uma solução aquosa 
 
ácida, com eletrodos inertes. Durante a 
realização da eletrólise, pela secção tracejada 
(A----B), houve a seguinte movimentação de 
partículas eletricamente carregadas através da 
solução: 
 
 
a) Elétrons da esquerda para a direita. 
b) Elétrons da direita para a esquerda. 
c) Cátions da esquerda para a direita e ânions 
da direita para a esquerda. 
d) Cátions da direita para a esquerda e ânions 
da esquerda para a direita. 
e) Cátions e ânions da esquerda para a direita. 
 
Resposta: 
 
Alternativa “c”. 
Se há formação de H​2(g) no eletrodo da direita é 
porque os cátions H​3​O​
+​
(aq) estão descarregando 
nesse eletrodo. Dessa forma, os cátions 
caminham da esquerda para a direita em 
direção ao cátodo. 
Se há formação de O​2(g) no eletrodo da 
esquerda é porque os ânions OH​-​(aq) estão 
descarregando nesse eletrodo. Assim, os 
ânions caminham da direita para a esquerda 
em direção ao ânodo. 
Observe que os elétrons não atravessam a 
secção tracejada A ---- B, pois os elétrons não 
atravessam a solução, eles atravessam o fio 
(circuito externo). 
Exemplo 2 : 
 
(FEI-SP) Dois alunos de Química realizaram 
eletrólise do BaCl​2​; a primeira aquosa e, a 
segunda, ígnea. Com relação ao resultado, 
podemos afirmar que ambas obtiveram: 
a) H​2​ e O​2​ nos ânodos. 
b) H​2​ e Ba nos ânodos. 
c) Cl​2​ e Ba nos eletrodos. 
d) H​2​ nos cátodos. 
e) Cl​2​ nos ânodos. 
Resposta: 
 
Alternativa ​“e”​. 
Na eletrólise ígnea, ocorrem as seguintes 
semirreações no cátodo: 
Ânodo: 2 Cl​-​→ Cl​2​ + 2 e​
- 
Cátodo: Ba​2+​ + 2 e​- ​→ Ba 
Na eletrólise aquosa, existem duas 
possibilidades de descaraga no cátodo e no 
ânodo: 
-Dissociação do BaCl​2​: 
Ânodo: 2 Cl​-​→ Cl​2​ + 2 e​
- 
Cátodo: Ba​2+​ + 2 e​- ​→ Ba 
ou 
-Autoionização da água: 
2 H​2​O​(l)​→ 1 H​3​O​
+​
(aq)​ + OH​
1-​
(aq) 
No caso do ânodo, entre os ânions Cl​-​ e OH​-​, o 
que descarrega primeiro é o Cl​-​ porque ele é o 
menos reativo. Isso significa que o Cl​2​ é 
formado. 
 
Já no cátodo, entre os cátions Ba​2+​ e H​3​O​
+​, o 
H​3​O​
+ ​é o que descarrega primeiro, portanto, 
nesse caso, o Ba não é formado. 
 
Exemplo 3 : 
A eletrólise ígnea do brometo de magnésio é 
representada pela equação química a seguir: 
MgBr​2(l)​ → Mg​(s)​ + Br​2(g) 
Pode-se afirmar que, durante essa eletrólise: 
a) há liberação de energia elétrica. 
b) os íons Mg​2+​ oxidam-se. 
c) os íons Mg​2+​ reduzem-se. 
d) o eletrodo em que é formado magnésio 
metálico é o cátodo. 
Resposta: 
Alternativa ​“c”. 
Na eletrólise ígnea do brometo de magnésio, 
ocorrem as seguintes semirreações: 
Cátodo: Redução: Mg​2+​+ 2 e- → Mg 
Ânodo: Oxidação: 2 Cl​-​→ Cl​2​ + 2 e- 
a) Falsa. Em toda eletrólise há absorção e não 
liberação de energia elétrica. 
b) Falsa. Os íons Mg​2+​ oxidam-se. 
c) Verdadeira. Os íons Mg​2+​ reduzem-se. 
d) Falsa. O eletrodo em que é formado 
magnésio metálico é o cátodo. 
 
…………………………………………. 
 
LEIS DE FARADAY 
 
O estudo quantitativo das massas 
depositadas nos eletrodos ativos, das massas 
de substâncias formadas ou de substâncias 
decompostas em uma eletrólise ou em uma 
pilha é dado pelas Leis de Faraday. 
As Leis de Faraday são leisexclusivamente experimentais, que relacionam 
a quantidade de eletricidade que percorre o 
sistema com as massas e os volumes das 
substâncias obtidas nos eletrodos. 
 
1° Lei de Faraday. 
 
=> A massa de uma dada substância obtida 
os eletrodos em um processo eletroquímico 
é diretamente proporcional à quantidade de 
carga que percorre o sistema, 
 
Essa lei foi obtida experimentalmente, 
fornecendo-se aos sistemas diversos valores de 
quantidade de carga elétrica e medindo-se as 
massas obtidas ou decompostas. 
 
.Q m = K 
 
Onde: 
 
m = Massa da substância 
k = Constante de proporcionalidade 
Q = Carga Elétrica em Coulomb 
 
OBS: 
A grandeza física quantitativa de carga 
elétrica (Q) pode ser expressa a partir da 
definição de intensidade de corrente elétrica 
(i). 
Intensidade de corrente é a quantidade de 
carga que passa, por unidade de tempo, por 
uma seção transversal reta de um condutor. 
 
 i = t
Q 
 
.t Q = i 
 
Unidades 
 
 
i = Ampere (A) 
Q = Coulomb (C) 
t = Segundos (s) 
 
 
2° Lei de Faraday 
 
=> A massa obtida ou decomposta de uma 
dada substância nos eletrodos em um 
processo eletroquímico , mantendo-se a 
carga do sistema constante, é diretamente 
proporcional à massa molar por carga dessa 
substância. 
 
 
m = massa da substância (g) 
k2 = constante de proporcionalidade 
E = equivalente-grama 
Unindo as duas leis, temos: 
 
Exemplo 1 : 
Na eletrólise de uma solução aquosa de sulfato 
férrico, quantos gramas de ferro metálico são 
libertados por 9.650 coulombs? 
Dado: Fe = 56 u 
 
Dados fornecidos pelo exercício: 
● Massa atômica do ferro = 56 u 
● Quantidade de energia liberada 
= 9650 coulombs 
● Quantidade de energia por mol 
= 96500 C por mol 
Assim, para determinar a massa de ferro 
depositada, basta fazer uma regra de três 
contendo os dados fornecidos: 
1 mol-------56 g de Fe ---------96500 C 
xg ------------ 9650 C 
96500.x = 56.9650 
96500.x = 540400 
x =​ 540400 
 96500 
 
 
x = 5,6 g de Fe 
 
Exemplo 2: 
 
(Unip-SP) O alumínio é obtido pela eletrólise 
do óxido de alumínio (Al​2​O​3​) fundido, de 
acordo com a reação catódica: 
Al​3+​ + 3 e​-​ → Al 
A quantidade de elétrons, em mols, necessária 
para a obtenção de 675 g de alumínio é: 
Dado: massa molar do alumínio = 27 g/mol. 
 
Dados fornecidos pelo exercício: 
● Massa atômica do alumínio = 
27u 
● Quantidade de mol de elétrons 
para reduzir o alumínio em mol 
= 3 mol 
● Massa de alumínio produzida = 
675 g 
Assim, para determinar a massa de alumínio 
obtida, basta montar uma regra de três 
abrangendo os dados fornecidos: 
1 mol-------27 g de Al ---------3 mol de 
elétrons 
675 g de Al ------------ x mol de elétrons 
27.x = 675.3 
27.x = 540400 
x =​ 2025 
 
 27 
x = 75 mol de elétrons 
 
Exemplo 3 
 
Uma solução aquosa de nitrato de prata foi 
eletrolisada durante 1 h. Sabendo que a 
corrente elétrica que circulou pela cela 
eletrolítica foi de 2,0 A, determine a massa de 
prata depositada no cátodo: 
Nitrato de prata: AgNO​3 
Reação que ocorre no cátodo: 
Ag​+​+ 1 e​-​ → Ag 
 ↓ ↓ 
1 mol 1 mol 
 ↓ ↓ 
96 500 C 107,8 g 
Mas para fazer uma relação de regra de três e 
descobrir a massa que foi formada nesse caso, 
precisamos descobrir primeiro a quantidade de 
carga elétrica (Q): 
Q = i . t 
Q = 2,0 A . 3600 s 
Q = 7 200 C 
Assim, temos: 
96 500 C---- 107,8 g 
7 200 C ----------- m 
m = ​776160 
 96 500 
m ≈ 8 g 
Exemplo 4: 
 
Quanto tempo é necessário para que se 
depositem 25,0 g de zinco em uma eletrólise 
de uma solução aquosa de cloreto de zinco 
realizada com uma corrente de 2,0 A? 
 
Usamos a fórmula da lei de Faraday: 
 
Q = i . t 
t = Q/i 
Mas também não sabemos o valor de Q 
(quantidade de carga elétrica). Então, vamos 
descobrir por meio da seguinte reação 
catódica: 
Zn​2+​ + 2 e​-​ → Zn 
 ↓ ↓ 
 2 mol 1 mol 
Olhando na tabela periódica, vemos que a 
massa atômica do zinco é 65,38 g/mol. Então, 
2 mol de elétrons formam 65,38 g de zinco: 
Sabemos que 96 486 C = 1 mol de elétrons, 
então 2 mol de elétrons = 193 000 C. 
Por regras de três, obtemos: 
193 000 C --------- 65,38 g de Zn 
 Q ----------- 25 g de Zn 
 Q =​ 193 000 . 25 
 65,38 
 Q = 73 799,33 C 
Agora podemos aplicar esse valor na equação 
da lei de Faraday para a eletrólise: 
t = Q/i 
t = ​73 799,33 C 
 2,0 A 
 
t ≈ 3 689,665 s 
 
1 h ----------- 3 600 s 
 t------------- 3 689,665 s 
 t ≈ 10,2 h 
…………………………………………… 
 
E agora quero lançar um desafio, tentem 
resolver essas questões: 
 
1​. (Enem–2010) A eletrólise é muito 
empregada na indústria com o objetivo de 
reaproveitar parte dos metais sucateados. O 
cobre, por exemplo, é um dos metais com 
maior rendimento no processo de eletrólise, 
com uma recuperação de aproximadamente 
99,9%. Por ser um metal de alto valor 
comercial e de múltiplas aplicações, sua 
recuperação torna-se viável economicamente. 
Suponha que, em um processo de recuperação 
de cobre puro, tenha-se eletrolisado uma 
solução de sulfato de cobre (II) (CuSO4) 
durante 3 h, empregando-se uma ​corrente 
elétrica de intensidade igual a 10 A. A ​massa 
de cobre puro recuperada é de 
aproximadamente Dados: Constante de 
Faraday F = 96 500 C/mol; Massa molar em 
g/mol: Cu = 63,5. 
1. A) 0,02 g. 
2. B) 0,04 g. 
3. C) 2,40 g 
4. D) 35,5 g. 
5. E) 71,0 g. 
 
2.(UERJ) Muitas latas utilizadas em 
embalagens de alimentos industrializados são 
formadas a partir de uma folha de ferro, 
revestida internamente por uma camada de 
estanho metálico. A aplicação dessa camada 
sobre o ferro se dá por meio de um processo de 
eletrodeposição, representado pela seguinte 
reação: 
Sn2+ (aq) + 2e– → Sn(s) 
Admitindo que em uma lata exista, em média, 
1,19×10–3 g de estanho e que 1 F = 96 500 C, 
CALCULE o tempo necessário para a 
eletrodeposição de uma lata, mediante o 
emprego de uma corrente elétrica com 
intensidade de 0,100 A. 
 
……………………………………………… 
 
Bons estudos a todos . 
 
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