ELETRÓLISE ou CELAS ELETROLÍTICAS

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ELETRÓLISE ou CELAS ELETROLÍTICAS 
 
ENERGIA QUÍMICA ← REAÇÃO QUÍMICA (processo não espontâneo, 
provocado por corrente elétrica que flui nos íons livres em solução, permitindo 
a decomposição da substancia) 
 
Obs.: A eletrólise pode ocorrer a partir de uma pilha ao aplicar uma tensão 
maior que a ddp produzida pela pilha (sobretensão ou sobrepotencial). Dessa 
forma, obtemos a eletrólise a partir de uma pilha forçando seu funcionamento 
no sentido inverso. 
 
◘ DDP, U, fem ou E0 < 0 e G > 0. 
 
◘ O CÁTION SEMPRE VAI PARA O CATODO (GAnha MAssa, REduz, 
POsitivo); 
 
Semirreação catódica: C+ + e-  C0 
 
◘ O ÂNION SEMPRE VAI PARA O ANODO (Corroi, Oxida, Negativo). 
 
Semirreação anodica: A-  A0 + e- 
 
Obs1.: Se somarmos as semirreações, obtemos a reação global: C
+ + A-  C0 
+ A0 
 
Obs2.: Multiplicar ou inverter um reação não altera a ddp nem o E
0. 
 
Obs3.: Na eletrólise, os elétrons saem do anodo (+) e vão ao cátodo (-). O 
processo é análogo ao que ocorre na pilha, porém os polos (anodo e catodo) 
possuem sinais invertidos. 
 
◘ ANODO: OXIDA E ATRAI ÂNIONS: A  A- + e- 
◘ CATODO: REDUZ E ATRAI OS CÁTIONS: C+ + e-  C 
 
Obs.: Apesar dos sinais serem invertidos na eletrólise em relação a pilha, 
devido às reações ocorrerem no sentido inverso, a oxirredução relativa aos 
polos permanecem iguais. 
 
 
ELETRÓLISE ÍGNEA: é provocada pela passagem de corrente elétrica através 
de um composto iônico fundido (líquido), sem a presença de água. 
 
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EXEMPLO: A aparelhagem do desenho abaixo pode ser usada para 
realizar a eletrólise ígnea do fluoreto de potássio (K+F-), industrialmente 
empregada para produzir gás flúor. 
 
 
 
Indique: 
a) o polo positivo e o polo negativo da cela eletrolítica; 
b) o cátodo e o ânodo da cela eletrolítica; 
c) o sentido de movimentação de elétrons no fio; 
d) o sentido de movimentação dos cátions e dos ânions; 
e) as equações de cada semirreação e a equação da reação global. 
 
 
RESOLUÇÃO 
 
 
Semirreação catódica (redução): K+ + e-  K0 (x2) 
Semirreação anódica (oxidação): 2F-  F2 + 2e
- 
Equação global: 2K+ + 2F-  2K0 + F2 ou 2KF  2K
0 + F2 
 
 
 
ELETRÓLISE EM MEIO AQUOSO: 
 
É provocada pela passagem de corrente elétrica por eletrodos inertes, através 
de uma solução aquosa de um eletrólito. Dessa forma, como foi visto no 
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equilíbrio químico Kw, a água ioniza o íon H+ e a hidroxila (OH-), além do soluto 
que é dissolvido em água. 
 
Abaixo, temos uma generalização da ordem de facilidade de descarga. 
Devemos comparar os cátions e os ânions provenientes do soluto com o H+ e o 
OH- da água, para saber qual efetivamente participará da eletrólise. 
 
 
 
EXEMPLO 1: eletrólise de HCl diluído em água. 
 
As duas ionizações ocorrem em água, ionizam H+, um dos H+ ficará em 
solução. 
HCl  H+ + Cl- 
H2O  H
+ + OH- 
 
Comparando os ânions Cl- e OH-, pela ordem de facilidade de descarga, o Cl- 
descarregará. 
 
Assim, o H+ e o Cl- descarregará. Logo, a solução fica menos ácida, pois ocorre 
a eletrólise do soluto. 
 
EXEMPLO 2: eletrólise de H2SO4 diluído em água. 
 
Como a reação se dá em água, temos duas ionizações ocorrendo: 
H2SO4  2H
+ + SO4
2- 
H2O  H
+ + OH- 
 
Comparando os ânions SO4
2- e OH-, pela ordem de facilidade de descarga, o 
OH- descarregará. Assim, o H+ e o OH- descarregará. Logo, a solução fica mais 
ácida, pois ocorre a eletrólise do solvente, permanecendo H+ + SO4
2- em 
solução. 
 
EXEMPLO 3: eletrólise de FeSO4 diluído em água. 
 
Como a reação se dá em água, temos duas ionizações ocorrendo: 
FeSO4  Fe
2+ + SO4
2- 
H2O  H
+ + OH- 
 
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Comparando os cátions Fe2+ e H+, percebemos que ocorre a descarga do Fe2+ 
e comparando os ânions SO4
2- e OH-, o SO4
2- descarregará. Assim, a solução 
fica mais ácida, pois ocorre a eletrólise do cátion do soluto e do ânion do 
solvente, e a formação de H2SO4. 
 
Obs.: Um eletrodo inerte não reage com os íons produzidos, suporta 
temperaturas ainda maiores que dos eletrólitos em solução e permite 
passagem de corrente elétrica. Comumente usa-se grafite ou platina, pois são 
bons condutores e “inertes”, servindo como superfície para ocorrer a 
oxirredução. Se utilizasse algum eletrodo que efetivamente participasse da 
reação, ele seria ativo ou reativo. Este caso é de grande importância nos 
processos metalúrgicos. 
 
EXEMPLO 1: Eletrodo de grafite em meio oxigenado. 
 
Como o carbono em contato com oxigênio forma CO2, em seu estado máximo 
de oxidação, o eletrodo de grafite é facilmente oxidado, ocorrendo sua 
corrosão, e assim, participando da eletrolise ao se desprender para a solução. 
 
EXEMPLO 2: Eletrólise de uma solução aquosa diluída de CuSO4 com 
anodo de cobre impuro e catodo de cobre puro. 
 
Como a reação se dá em água, temos duas ionizações ocorrendo: 
CuSO4  2Cu
2+ + SO4
2- 
H2O  H
+ + OH- 
 
Porém, agora devemos observar qual o cátion e o ânion que será 
descarregado com base nas reações acima e com o cobre do anodo que ioniza 
em solução. 
 
O eletrodo de cobre puro é colocado no catodo, pois lá flui corrente elétrica, 
promovendo o deposito do íon cobre. No anodo, eletrodo de cobre impuro, 
ocorre corrosão. Parte das impurezas permanecem no anodo e outra parte 
forma precipitado (lama anodica). 
 
Comparando os íons no catodo, temos: SO4
2-, OH- e Cu2+. Ocorre deposito do 
Cu2+ no catodo. 
 
Comparando os íons no anodo, temos: H+ e Cu2+. Ocorre corrosão do anodo, 
liberando Cu2+. 
 
Observe, então, que o mesmo íon que deposita, é o íon que sai do anodo. 
 
Dessa forma, não há alteração no sistema, pois apenas o íon Cu2+ é transferido 
do anodo, que perde massa, para o catodo, que ganha massa. 
 
ESTEQUIOMETRIA DAS REAÇÕES ELETROQUÍMICAS: LEIS DE 
FARADAY 
 
◘ 1 mol de elétrons = 6,02 • 1023 
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◘ carga do elétron = - 1,60218 • 10-19 C. 
 
◘ carga do próton = + 1,60218 • 10-19 C. 
 
Obs.: O módulo da carga do elétron e do próton é 1,60218 • 10-19 C. 
 
◘ Carga do elétron em 1 mol faraday (1 F) = 9,6485•104C  96500C. 
 
◘ Q = i•t, onde Q é a carga elétrica (COULOMB), I (AMPERE) e t 
(SEGUNDO). 
 
◘ Q = n•, onde n é o número de elétrons. 
 
EXEMPLO: Numa pilha de flash antiga, o eletrólito estava contido numa lata de 
zinco que funcionava como um dos eletrodos. Que massa de zinco metálico 
(Zn) foi oxidada a cátion zinco (Zn2+) durante a descarga desse tipo de pilha, 
por um período de 30 minutos, envolvendo uma corrente elétrica de 5,36•10 -1 
A? (Dado: Massa molar do zinco = 65 g/mol). 
 
RESOLUÇÃO: 
 
Antes de descobrir a massa, devemos determinar a carga elétrica no sistema. 
 
Q = i • t = (5,36 • 10-1 A) • (30 s) = 965 C 
 
Zn → Zn2+ + 2e- 
65 g -------- 2 (9,65 • 104 C) 
 m --------- 965 C 
 
m = 3,25 . 10-1 g de Zn 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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EXERCÍCIOS ENEM 
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 3h,empregando-se uma corrente elétrica de intensidade igual a 10A. 
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. 
a) 0,02g. 
b) 0,04g. 
c) 2,40g. 
d) 35,5g. 
e) 71,0g. 
 
GABARITO: D 
 
2. (ENEM 1999) O alumínio se funde a 666oC e é obtido à custa de energia 
elétrica, por eletrólise – transformação realizada a partir do óxido de alumínio a 
cerca de 1 000oC. 
A produção brasileira de alumínio, no ano de 1985, foi da ordem de 550 
000 toneladas, tendo sido consumidos cerca de 20kWh de energia elétrica por 
quilograma do metal. Nesse mesmo ano, estimou-se a produção de resíduos 
sólidos urbanos brasileiros formados por metais ferrosos e não-ferrosos em 3 
700 t/dia, das quais 1,5% estima-se corresponder ao alumínio. 
([Dados adaptados de] FIGUEIREDO, P. J. M. A sociedade do lixo: resíduos, a 
questão energética e a crise ambiental. Piracicaba: UNIMEP, 1994) 
 
Suponha que uma residência tenha objetos de alumínio em uso cuja massa 
total seja de 10kg (panelas, janelas, latas etc.). O consumo de energia elétrica 
mensal dessa residência é de 100kWh. Sendo assim, na produção desses 
objetos utilizou-se uma quantidade de energia elétrica que poderia abastecer 
essa residência por um período de 
(A) 1 mês. 
(B) 2 meses. 
(C) 3 meses. 
(D) 4 meses. 
(E) 5 meses. 
 
 
GABARITO: B 
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3. (ENEM PPL 2011) A matéria-prima básica para a fabricação de calçados 
plásticos é a resina de PVC. 
A seguir é apresentado o fluxograma de fabricação do PVC e sua fórmula 
química. 
Siglas: PVC - policloreto de vinila; EDC - dicloro etano; MVC - monocloreto de 
vinila 
 
Disponível em: http://ri.grendene.com.br. Acesso em: 15 jun. 2011 (adaptado). 
 
Para a produção do PVC, a obtenção do cloro é proveniente do processo de 
A) destilação. 
B) eletrólise. 
C) fusão ígnea. 
D) filtração a vácuo. 
E) precipitação fracionada. 
 
GABARITO: B 
 
4. (ENEM PPL 2015) O alumínio é um metal bastante versátil, pois, a partir 
dele, podem-se confeccionar materiais amplamente utilizados pela sociedade. 
A obtenção do alumínio ocorre a partir da bauxita, que é purificada e dissolvida 
em criolita fundida (Na3AℓF6 ) e eletrolisada a cerca de 1.000 °C. Há liberação 
do gás dióxido de carbono (CO2), formado a partir da reação de um dos 
produtos da eletrólise com o material presente nos eletrodos. O ânodo é 
formado por barras de grafita submergidas na mistura fundida. O cátodo é uma 
caixa de ferro coberta de grafita. 
A reação global do processo é: 2 Aℓ2O3(ℓ)+ 3C(s) → 4 Aℓ(ℓ)+ 3 CO2(g) 
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Na etapa de obtenção do alumínio líquido, as reações que ocorrem no cátodo e 
ânodo são: 
 
 
GABARITO: A 
 
5. (ENEM 2016-2) A bauxita é o minério utilizado na fabricação do alumínio, a 
qual apresenta Al2O3 (alumina) em sua composição. Após o trituramento e 
lavagem para reduzir o teor de impurezas, o minério é misturado a uma 
solução aquosa de NaOH (etapa A). A parte sólida dessa mistura é rejeitada e 
a solução resultante recebe pequenos cristais de alumina, de onde sedimenta 
um sólido (etapa B). Esse sólido é aquecido até a obtenção de um pó branco, 
isento de água e constituído unicamente por alumina. Finalmente, esse pó é 
aquecido até sua fusão e submetido a uma eletrólise, cujos produtos são o 
metal puro fundido (Al) e o gás carbônico (CO2). 
SILVA FILHO, E. B.; ALVES, M. C. M.; DA MOTTA, M. Lama vermelha 
da indústria de beneficiamento de alumina: produção, características, 
disposição e aplicações alternativas. Revista Matéria, n. 2, 2007. 
 
Nesse processo, as funções das etapas A e B são, respectivamente, 
a) oxidar a alumina e outras substâncias e reduzir seletivamente a alumina. 
b) solubilizar a alumina e outras substâncias e induzir a precipitação da 
alumina. 
c) solidificar as impurezas alcalinas e deslocar o equilíbrio no sentido da 
alumina. 
d) neutralizar o solo ácido do minério e catalisar a reação de produção da 
alumina. 
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e) romper as ligações químicas da alumina e diminuir o calor de formação do 
alumínio. 
 
GABARITO: B 
 
 
6. (ENEM 2016-2) A obtenção do alumínio dá-se a partir da bauxita (Al2O3 • 
3H2O), que é purificada e eletrolisada numa temperatura de 1.000 o C. Na 
célula eletrolítica, o ânodo é formado por barras de grafita ou carvão, que 
são consumidas no processo de eletrólise, com formação de gás 
carbônico, e o cátodo é uma caixa de aço coberta de grafita. 
A etapa de obtenção do alumínio ocorre no 
a) ânodo, com formação de gás carbônico. 
b) cátodo, com redução do carvão na caixa de aço. 
c) cátodo, com oxidação do alumínio na caixa de aço. 
d) ânodo, com depósito de alumínio nas barras de grafita. 
e) cátodo, com fluxo de elétrons das barras de grafita para a caixa de aço. 
 
GABARITO: E 
 
 
7. (ENEM 2017) A eletrólise é um processo não espontâneo de grande 
importância para a indústria química. Uma de suas aplicações é a obtenção do 
gás cloro e do hidróxido de sódio, a partir de uma solução aquosa de cloreto de 
sódio. Nesse procedimento, utiliza-se uma célula eletroquímica, como ilustrado. 
 
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No processo eletrolítico ilustrado, o produto secundário obtido é o 
a) vapor de água. 
b) oxigênio molecular. 
c) hipoclorito de sódio. 
d) hidrogênio molecular. 
e) cloreto de hidrogênio. 
 
GABARITO: D 
 
(ENEM 2009) Para que apresente condutividade elétrica adequada a muitas 
aplicações, o cobre bruto obtido por métodos térmicos é purificado 
eletroliticamente. Nesse processo, o cobre bruto impuro constitui o ânodo da 
célula, que está imerso em uma solução de CuSO4. À medida que o cobre 
impuro é oxidado no ânodo, íons Cu2+ da solução são depositados na forma 
pura no cátodo. Quanto às impurezas metálicas, algumas são oxidadas, 
passando à solução, enquanto outras simplesmente se desprendem do ânodo 
e se sedimentam abaixo dele. As impurezas sedimentadas são posteriormente 
processadas, e sua comercialização gera receita que ajuda a cobrir os custos 
do processo. A série eletroquímica a seguir lista o cobre e alguns metais 
presentes como impurezas no cobre bruto de acordo com suas forças 
redutoras relativas. Entre as impurezas metálicas que constam na série 
apresentada, as que se sedimentam abaixo do ânodo de cobre são 
 
 
A) Au, Pt, Ag, Zn, Ni e Pb. 
B) Au, Pt e Ag. 
C) Zn, Ni e Pb. 
D) Au e Zn. 
E) Ag e Pb. 
 
GABARITO: B