Eletrólise

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Define-se por eletrólise ou eletroquímica o processo, no qual se induz artificial e forçadamente uma corrente, seja ela elétrica ou química, no sistema, a fim de se obter uma reação química, convertendo energia elétrica em energia química ou vice-versa.[1] De um modo resumido, quando os dois compostos entram em contato químico, seus elementos são separados através da corrente elétrica de energia química, forçada.[2] Em tal processo, ocorre primeiramente a decomposição (ionização ou dissociacão) do composto em íons. Posteriormente, com a passagem de uma corrente contínua através destes íons, são obtidos os elementos químicos. O processo da eletrólise é uma reação de oxirredução oposta àquela que ocorre numa célula galvânica (mais conhecida como pilha ou bateria), constituindo um fenômeno físico-químico não espontâneo. É importante frisar que, enquanto a reação que ocorre numa pilha ou bateria é espontânea, a eletrólise é um processo antinatural, isto é, não é espontâneo; sua ocorrência só se dará se garantido que uma corrente elétrica seja aplicada no sistema.[2]

Os processos eletrolíticos são de grande importância na indústria atual e tiveram participação no desenvolvimento de ideias quanto à natureza elétrica da matéria. Entre seus usos está a recarga de baterias e a produção industrial de elementos como o alumínio e o cloro, bem como a confecção de peças extremamente refinadas e de alto rendimento como aquelas usadas na indústria aeronáutica ou aeroespacial.

História[editar | editar código-fonte]

Define-se eletroquímica como sendo um ramo da química responsável pelo estudo de reações químicas que ocorrem em uma solução envolvendo um condutor, podendo ser um metal ou um semicondutor e um condutor iônico, que é um eletrólito. Baseando-se nisso, podemos dizer que o primeiro registro de um experimento notável no ramo da eletroquímica aconteceu em 1800, quando Alessandro Volta utilizou discos de Zinco (Zn) e Cobre (Cu) separados por algodão embebido em solução salina e criou a pilha eletroquímica. Porém, em 1807 Humphry Davy obteve potássio passando uma corrente elétrica através do carbonato de potássio. Mais tarde John Frederic Daniell, no ano de 1836, desenvolveu uma pilha (cujo nome dado foi pilha de Daniell) com eletrodos de cobre e zinco, onde cada eletrodo ficava em células individuais, existindo então um tubo, denominado "ponte salina", que ligava as duas cubas, aumentando assim sua eficiência.

Conceitos Químicos[editar | editar código-fonte]

Espontaneidade das reações[editar | editar código-fonte]

Os fenômenos da natureza possuem certa “tendência” de distribuição de energia, chamada de entropia. De uma forma geral, a entropia é uma quantidade em um primeiro momento termodinâmica, que mede a organização de um sistema. Assim, um sistema tende a transformar-se espontaneamente em direção ao arranjo mais caótico, com menor densidade energética possível.[2] Sabe-se, de um modo geral, que o Universo tende ao aumento de sua entropia[3] , ou seja, microscopicamente, há uma tendência natural à desordem. Isso garante, por exemplo, que quando se coloque uma gota de tinta azul em um copo de água, depois de certo tempo, as moléculas de tinta se espalhem pela água, tornando-a azul; porém, pode-se perguntar por que as moléculas de tinta não se concentram em um determinado ponto ou região do copo. Isso se deve ao fato que as moléculas da tinta procuram a distribuição menos organizada, ou seja, espalharem-se pelo copo (de certa forma, pode-se dizer, portanto, que o movimento browniano é consequência dessa tendência natural à desordem). Da mesma forma, ao soltar uma bola no chão ela começa a pingar cada vez mais baixo; ela nunca irá começar a pular mais alto sem que haja a interferência de algum fator externo ao sistema bola-chão. Isso porque quando a bola pinga no chão, ela dispersa partículas do chão e libera energia principalmente nas formas mecânica e sonora. Assim, salvo uma ação exterior, a bola nunca irá se mover mais alto, porque a energia nunca irá se concentrar, mas sim se dispersar. Também há uma dúvida frequente que atormenta muitos estudantes. Suponhamos um copo com água quente em uma mesa. A tendência da água no copo é esfriar, liberando calor para o ambiente ou para a mesa. Mas, segundo o princípio de conservação de energia, ou a primeira lei da termodinâmica, também há a possibilidade de o ambiente ceder calor ao copo, esquentando a água ainda mais mas esfriando o ambiente, de forma que o balanço de energia do sistema copo-ambiente fosse zero (não violando as leis antes citadas), ou seja, a energia se conservasse.[1] A não ocorrência desse fenômeno é garantida pelo aumento da entropia. O sentido livre da energia é dispersar-se, de forma que ela nunca se concentraria espontaneamente na água do copo, mas sim se dispersaria para o ambiente, de forma que o único modo de esquentar ainda mais a água do copo é inserir energia forçadamente. Há de se construir um paralelo dessa situação com a lei zero da termodinâmica, que garante que quando um corpo mais quente e outro mais frio entram em contato, o calor do mais quente se transfere para o mais frio, nunca o contrário. Em miúdos, a energia não pode se concentrar no mais quente; espontaneamente ela irá se dispersar, se equilibrando entre o mais quente e o mais frio até que ambos estejam à mesma temperatura.[1]

Quando há duas substâncias químicas, ocorre o mesmo: a energia do sistema tende a se distribuir, formando elementos menos energéticos (isto é, mais estáveis). Assim, podemos classificar certas reações em espontâneas ou não. Uma pilha descarregando é um exemplo de reação química espontânea, da mesma forma que uma diluição é. Porém, algumas reações químicas podem ser em parte revertidas, principalmente quando se fala de reações dinâmicas que entram em equilíbrio.

Para que tal reversibilidade ocorra, deve-se fazer trabalho sobre o sistema, já que tal reação não é espontânea (pois a reversibilidade não é natural).[1] Logo, a eletrólise é um processo em que é utilizado um gerador externo para que uma reação não espontânea ocorra. Em suma, a eletrólise é a conversão de energia elétrica em energia química. Conhecendo-se o potencial de redução ou oxidação de algumas semi-reações, é possível prever o comportamento da eletrólise.

Aspectos quantitativos[editar | editar código-fonte]

O número de moles de material oxidado ou reduzido em um eletrodo está relacionado pela estequiometria da reação do elétrodo com a quantidade de eletricidade que passa através da cela. Por exemplo, 1 mol de elétrons irão reduzir e depositar 1 mol de Ag+ ou 0,5 mol de Zn++, conforme sugerido pela seguintes reações de eletrodo (e- representa um elétron):[2]

Ag^{+} + e^{-} = Ag
Zn^{++} + 2e^{-} = Zn

Enquanto é conveniente "contar" átomos pela pesagem de substâncias, o número de moles de elétrons entregues a um elétrodo é medido mais eficientemente em termos de carga elétrica total. Como a carga de um elétron é 1,602177 x 10-19 Coulomb (C), a carga de 1 mol de elétrons é

1,602177 \times 10^{-19} \, \mbox{C/elétron}  \times 6,022137 \times 10^{23} \, \mbox{elétrons} = 96485 \, \mbox{C} [4]
<

Este valor geralmente é aproximado para 95000 C e a quantidade de 9500C/mol e é chamada de Faraday (F). Um Faraday é, então, a quantidade de carga presente em 1 mol de elétrons. Assim, é necessário um Faraday de eletricidade para reduzir um mol de Ag+ e dois Faradays para reduzir um mol de Zn++, uma vez que o íon Ag+ é monovalente, ou seja, 1 mol desse íon deve receber 1 mol de elétrons para se reduzir, e o íon Zn++ é bivalente. Tal lei foi enunciada por Faraday, que basicamente afirmou que, nos processos eletrolíticos, a quantidade de massa dos elementos químicos que reagem é proporcional com a quantidade de eletricidade inserida na reação.

Como um Ampére (A) é igual a um Coulomb por segundo, pode-se estabelecer a seguinte relação:

n = (I \times t) \div F

Onde n é o número de Faradays, I é a corrente elétrica em Ampéres e t é o tempo em segundos.

Assim, é possível calcular a corrente necessária em determinado tempo para que seja obtido o resultado desejado da eletrólise.

Esquema de uma Eletrólise[editar | editar código-fonte]

Eletrólise ígnea do Cloreto de Sódio

Como sabemos, precisamos de uma fonte de energia para forçar o fluxo de corrente elétrica, uma vez que a eletrólise não é um processo espontâneo. São usadas fontes de alimentação para fornecer a corrente elétrica do processo, também podemos utilizar uma pilha como fonte de alimentação.

A fonte de alimentação irá forçar os elétrons do polo positivo (ânodo) da cuba eletrolítica (nome dado ao recipiente onde ocorre a eletrólise) e os transfere para o polo negativo (cátodo).

Na primeira semi reação o gerador atrai ânions A- para o polo positivo e retira elétrons. Na segunda semi reação o gerador faz com que os cátions B+ recebam os elétrons. Desse modo existe fluxo de corrente elétrica. Observe a imagem ao lado.

O polo positivo da fonte de alimentação, descrita como Gerador na imagem é chamado, na eletrólise, de Ânodo e o negativo, de Cátodo. Lembrando que o fluxo da corrente é representado como o real, do negativo para o positivo.

Os ânions A- se concentram no polo positivo da bateria, pois a fonte forçará a perda de elétrons. E os cátions B+ se concentram no polo negativo da bateria, pois a fonte lhes transferirá elétrons.

No caso de eletrólise aquosa, participam da reação a substância dissolvida e a água, sendo que apenas um cátion e um ânion sofrerão as descargas do eletrodo. Mais a frente definiremos as prioridades de descarga dos elementos.

No caso da eletrólise ígnea, a passagem de corrente elétrica se dá em uma substância iônica fundida (liquefeita), esse tipo é muito utilizado em indústrias, principalmente para a produção de metais. Na imagem ao lado temos como exemplo a eletrólise ígnea do cloreto de sódio.

Processo eletrolítico[editar | editar código-fonte]

Dependendo do tipo de eletrodo e do modo de obtenção dos íons que constituem o eletrólito as reações que ocorrem no processo eletrolítico são diferentes. A eletrólise pode ser realizada com um reagente em estado líquido(fundido), chamada eletrólise ígnea, ou com uma solução aquosa deste produto. Há também a eletrólise com eletrodos reativos, na qual os eletrodos participam da reação[5] . A seguir vemos exemplos dos tipos de eletrólise, bem como as regras que determinam os produtos a serem formados:

Exemplos de eletrólise[editar | editar código-fonte]

Eletrólise ígnea do NaCl[editar | editar código-fonte]

Os produtos da eletrólise do sal de cozinha comum(NaCl) quando fundido são os elementos sódio e cloro.

Etapas:
  1. O NaCl é fundido e colocado numa cuba.
Na fusão ocorre a dissociação dos íons do sal: 2 NaCl → 2 Na+ + 2 Cl-
  1. Dois eletrodos inertes (exemplo, grafites) são mergulhados no sal fundido e ligados a um gerador químico (pilha ou bateria)
  2. Os ânions (2 Cl-) movem-se para o eletrodo positivo (ânodo) onde perdem eletrons (oxidação) tornando-se neutros, e ligando-se entre si:
2 Cl- - 2 elétrons → Cl2

Por diferença de potencial os dois elétrons são enviados através do gerador para o polo negativo.

Os cátions (2 Na+) movem se para o eletrodo negativo (cátodo) onde recebem estes dois elétrons (redução) transformando-se em sódio metálico:
2 Na+ + 2 elétrons → 2 Na

Encerrado o processo obteve-se a decomposição do NaCl em cloro e sódio metálico:

2 NaCl → 2 Na + Cl2

Eletrólise ígnea de MgCl2(Cloreto de Magnésio)[editar | editar código-fonte]

Na eletrólise deste composto fundido, ocorrem as reações:

No cátodo: Mg2+ + 2 e- → Mg(s)
No ânodo: 2 Cl-(l) → Cl2(g) + 2e-

Os produtos obtidos são o cloro gasoso e o magnésio sólido, depositado no cátodo, com a reação total sendo:

Mg2+(l) + 2 Cl-(l) → Cl2(g) + Mg(s)

Eletrólise de NaCl em solução aquosa(H2O + NaCl)[editar | editar código-fonte]

Com a mistura de Água e Sal, Este é um processo industrial importante para a obtenção do hidrogênio, cloro e soda caústica (NaOH). Considerando todas as reações possíveis de acontecer no ânodo e no cátodo, temos[6] , :

2 Cl-(aq) → Cl2(g) + 2e-
2 H2O → O2(g) + 4H+(aq) + 4 e-
4OH-(aq) → O2(g) + 2 H2O + 4 e-
e- + Na+(aq) → Na(s)
2e- + 2H2O → H2(g) + 2OH-(aq)
2e- + 2H+(aq) → H2(g)

Nesse caso a formação dos produtos obedece às prioridades de descarga mencionadas abaixo, de forma que as únicas das reações acima que ocorrerão serão a primeira(no ânodo) e a última(no cátodo), gerando a reação global:

2 Cl-(aq) + 2H+(aq) → H2(g) + Cl2(g)

Assim são produzidos gás hidogênio e gás cloro, porém ocorre também a formação de soda cáustica, dissolvida na água. Se os eletrodos utilizados forem de cobre, reagirão com o cloro formando um precipitado azul esverdeado (CuCl2). Pela eletrólise, pode se decompor a água acidulada em hidrogênio e oxigênio. Este procedimento foi descoberto pela primeira vez pelo químico inglês William Nicholson em 1800, e posteriormente por Faraday em 1820.

Eletrólise do ácido clorídrico(HCl) em água[editar | editar código-fonte]

Ao realizar esta eletrólise obtemos também cloro e higrogênio gasoso, ocorrendo as reações:

No ânodo: 2 Cl-(aq) → Cl2(g) + 2e-
No cátodo: 2e- + 2H+(aq) → H2(g)

O que resulta na mesma reação global da eletrólise aquosa do NaCl, dando como produtos finais cloro e hidrogênio gasosos.

Eletrólise aquosa do Na2SO4(sulfato de sódio)[editar | editar código-fonte]

Neste caso particular de eletrólise, ocorrem as seguintes reações[7] , :

No ânodo: 2 H2O → O2(g) + 4H+(aq) + 4 e-
No cátodo: 2 e- + 2 H2O → H2(g) + 2OH-(aq)

Apesar de realizada com uma solução de Na2SO4, percebe-se que nem o íon Na+ nem o íon SO4- participam das reações nos eletrodos. Isto acontece pois a água oxida mais facilmente que o SO4- e ao mesmo tempo reduz mais facilmente que o Na+. Neste caso o sulfato de sódio atua no transporte de elétrons e na manutenção da eletroneutralidade, apenas.

Eletrólise do CuSO4 com eletrodos de cobre em solução aquosa[editar | editar código-fonte]

Neste caso quem sofre a oxidação (perda de elétrons) é o próprio ânodo (eletrodo positivo). Isso ocorre porque o elétrodo tem mais facilidade para se oxidar que os ânions do eletrólito.

  • Ionização:
CuSO4 + 2 H2O --> Cu2+ + SO42- + 2 H+ + 2 OH-
  • No ânodo: O cobre tem mais facilidade para perder elétrons que os ânions presentes:
Cu - 2 elétrons --> Cu2+
  • No cátodo: Entre os cátions Cu2+ e 2 H+ a facilidade do cobre em receber elétrons é maior, ocorrendo a descarga do íon Cu2+:
Cu2+ + 2 elétrons --> Cu

Analisando o processo verfica-se que não ocorreu nenhuma reação química, apenas uma transferência de cobre do ânodo para o cátodo. Como no processo não ocorre a passagem das impurezas este tipo de eletrólise é utilizado para a purificação de metais como cobre e outros. O metal purificado obtido é de altíssima pureza.


Prioridade de descarga de íons[editar | editar código-fonte]

Na eletrólise aquosa, a auto-ionização da água não é desprezível, e portanto deve-se considerar as filas de prioridade de descarga. Os íons em solução deverão competir com os íons H3O+ e OH-.

  • 2 H2O(l) ⇌ H3O+(aq) + OH-(aq)

Cations[editar | editar código-fonte]

Da esquerda para a direita, aumenta a dificuldade de descarga: Au3+ Pt2+ Hg2+ Ag+ Cu2+ Ni2+ Cd2+ Pb2+ Fe2+ Zn2+ Mn2+ H3O+ Al3+ Mg2+ Na+ Ca2+ Ba2+ K+ Li+ Cs+

Ânions[editar | editar código-fonte]

Da esquerda para a direita, aumenta a dificuldade de descarga: Ânions não oxigenados e HSO4-, OH-, ânions oxigenados, F-

Proteção Catódica[editar | editar código-fonte]

Visão geral[editar | editar código-fonte]

A proteção catódica (CP) é uma técnica utilizada para controlar a corrosão de uma estrutura metálica, exposta a meios oxidantes, como água do mar ou solo úmido. Consiste em tornar a estrutura a ser protegida no cátodo de uma célula eletroquímica, conectando à um outro metal com maior facilidade de corrosão que será o ânodo da célula (metal com menor potencial de redução), ou o metal de sacrifício, também chamada de anodo de sacrifício. Sendo assim, o metal de sacrifício é corroído enquanto toda a estrutura metálica é protegida. A técnica de proteção catódica é muito útil e amplamente utilizada, uma vez que sua instalação e manutenção são relativamente simples e podem ser aplicadas a grandes estruturas.

Teoria[editar | editar código-fonte]

A corrosão é um processo eletroquímico. Para que ocorra , é necessário a presença de três condições

  • Dois metais diferentes
  • Um eletrólito ( meio em que os dois metais estão inseridos, como água do mar)
  • Um caminho condutivo entre os dois metais (um fio ou contato direto).

Os dois metais podem ser de materiais completamente diferentes, contudo o mais comum são as diferenças microscópicas e macroscópicas que uma mesma estrutura contém ao passar por processos metalúrgicos. Essa diferença de material já o suficiente para que partes da estrutura atuem como um ânodo e outras como cátodo de uma célula eletroquímica. Estando a parte mais reativa da estrutura, o anodo, exposto as condições descritas acima, a seguinte reação ocorre:


Fe → Fe2+ + 2e-


Nesse processo, os elétrons deixam o metal, provocando sua corrosão e reagem com a água ou com o oxigênio, dependendo do meio em que a estrutura esta exposta, através das seguintes reações:


O2 + 2H2O + 4e- → 4OH- - Ar


2H2O + 2e- → H2 + 2OH- - Água


Em ambas as reações são produzidas íons de hidroxilas (OH-), que se combinam com os íons de ferro desprendidos da estrutura que estão presentes no eletrólito, formando o Hidróxido de ferro (II) ou Hidróxido ferroso (Fe(OH)2), conhecido pelo nome popular de ferrugem, caracterizado pela sua consistência e cor marrom. A equação abaixo ilustra a reação:


Fe2+ + 2OH- → Fe(OH)2


Para evitar que isso ocorra é conectado ao sistema um metal de sacrifício. Esse metal deve necessariamente ter um menor potencial de redução que o metal da estrutura. Devido a diferença de potencial de redução, o metal inserido atuara como ânodo e todas as partes da estruturas reativas que atuariam como anodos tornam-se cátodos. Todas as reações agora acontecem no o metal de sacrifício, que perderá elétrons, se corroendo. Tomando como exemplo de metal de sacrifício o alumínio, ocorre a seguinte reação:


Al → Al3+ + 2e-


Os elétrons deixam o alumínio, liberando íons de Al3+ gerando a corrosão do metal. Os elétrons por sua vez reagem com o oxigênio ou a água, dependendo do meio, liberando íons de hidroxilas (OH-), exatamente como ocorre na reação com o ferro:


O2 + 2H2O + 4e- → 4OH- - Ar


2H2O + 2e- → H2 + 2OH- - Água


Ocorre assim a produção de Hidróxido de Alumínio(AL(OH)3), que não é prejudicial a estrutura:


Al3+ + 3OH- → AL(OH)3


Sendo assim metal que sofre corrosão é o metal de sacrifício, protegendo o metal que compõe a estrutura que permanece intacto. Não há formação de ferrugem, pois não estão presentes no eletrólito os íons de ferro para que a reaja com as hidroxilas para a formação do hidróxido ferroso.

Materiais[editar | editar código-fonte]

Os metais mais usados como metal de sacrifício na processo de proteção catódica são o alumínio, zinco e o magnésio.

Magnésio[editar | editar código-fonte]

O magnésio tem o menor potencial de redução entre eles, e é o mais aplicado a meios eletrolíticos com grande resistividade eletrolítica, por isso é muito utilizado em navios, gasodutos e oleodutos, alem de ser usado em estrutura enterradas no solo. Contudo, a eletronegatividade do magnésio pode ser um problema, se o metal é muito eletronegativo, as íons de hidrogênio presentes no processo acabam envolvendo a superfície do catodo, podendo causar um efeito chamado “fragilização por hidrogênio”, que fragiliza a estrutura, podendo causar sua ruptura.

Zinco[editar | editar código-fonte]

O zinco não pode ser exposto a grandes temperaturas, pois seu potencial de redução tende a aumentar e pode por em risco o material que ele protege, por isso, ele é aplicado a locais com baixa temperatura como oleodutos e gaseodutos subterrâneos. Também é muito comum substituir o anodo de magnésio pelo de zinco em embarcações, pois assim risco de ocorrer o efeito de fragilização por hidrogênio é nulo.

Alumínio[editar | editar código-fonte]

O alumínio possui diversas vantagens como o seu baixo peso e baixo custo. Contudo possui o mesmo comportamento eletrolítico do zinco, devendo ter muito cuidado com a sua aplicação.

Aplicações[editar | editar código-fonte]

As principais estruturas que utilizam a proteção catódica para evitar a corrosão.

Aplicações[editar | editar código-fonte]

  • Obtenção de elementos químicos, como o Lítio, O berílio, entre outros;
  • Obtenção de elementos químicos como metais, hidrogênio e cloro;
  • Obtenção de substâncias como soda caústica (NaOH) e água oxigenada (H2O2);
  • Purificação eletrolítica de metais como cobre e outros;
  • Galvanização: Eletrodeposição de metais tais como cromagem, niquelagem , cobreagem e outros;
  • Proteção metálica contra a corrosão.
  • Produção de peças de alta precisão ou alto rendimento, cuja confecção se mostra impossível através de métodos convencionais mecânicos.
  • Operação de capacitores eletrolíticos;
  • Fabricação de discos fonográficos.[8]

Além da obtenção, purificação e revestimento de camadas superficiais, a eletrólise em geral possibilita determinados processos de fabricação mecânica que originam peças bem uniformes e praticamente ausente de trincas e falhas. Elas podem suportar altos esforços, variações de temperatura e regimes críticos de trabalho. A consequência da uniformidade é o bom acabamento superficial liso que elas apresentam após esses processos. Entre eles, pode-se citar a “eletromaquinagem” e a “eletroformação”, que possuem em sua essência a eletrólise. Um exemplo de produto oriundo da eletromaquinagem é a turbina de avião, que pelas características do processo (ainda mantido sob sigilo), faz com que ela saia com um bom acabamento e praticamente perfeita no que diz respeito à uniformidade e ausência de trincas e tensões superficiais. Assim, peças desse calibre suportam variações extremamente bruscas de temperatura - lembremo-nos que o motor de um avião funciona a quase 900°C, enquanto a atmosfera a 10.000 m (nível médio da altura de operação de um avião comercial) se aproxima de -30°C - e imprimem ao avião forças hercúleas. Uma grande desvantagem desse processo de fabricação é o seu alto custo agregado, tornando-se então de uso mais restrito e limitado em campos como o militar e o aeronáutico. Pelo processo de eletroformação, originam-se produtos como a lâmina do barbeador elétrico e o molde para vidro, que deve ter um ótimo acabamento superficial interior liso.

Métodos de obtenção de substâncias[editar | editar código-fonte]

  • Eletrólise NaCl

É possível obter (Cl(g)) e (H2(g)) a partir da eletrólise de uma solução aquosa de cloreto de sódio. Apesar de várias reações serem possíveis em tal célula eletrolítica, verifica-se que no ânodo se produz gás cloro e no cátodo se forma gás hidrogênio.

  • Cobre metálico

Ao ligarmos dois eletrodos de cobre aos terminais de uma fonte de potencial, mergulhados numa solução aquosa de sulfato de cobre, obtemos uma deposição de cobre metálico no catodo e uma oxidação no anodo. Com uma célula análoga à descrita acima, pode-se obter cobre com uma pureza de 99,98% com um anodo de cobre de 99,0%. De fato, na industria moderna, muito se tem utilizado de tal método para obtenção de metais de alta pureza, devido à sua alta eficiência e à pureza dos materiais obtidos.

  • Eletrólise da água

O (H2(g)) pode também ser obtido por meio da sua redução do estado +1, onde temos o (H2O(l)) como reagente (H possui NOX +1) e (O2(g)) como produtos (H possui NOX 0). Embora o processo seja simples, não é extremamente viável decido ao custo da energia elétrica necessária. Por isso, o (H2(g)) é muitas vezes obtido pela redução química onde tem-se um custo viável.

  • Metais Alcalinos e Alcalino-Terrosos:

Os metais alcalinos e alcalino-terrosos são elementos químicos que atuam como agentes redutores, sendo assim, necessário utilizar um elemento ou substância oxidante para o sucesso da transformação química. Para isso, é usual executar a eletrólise com cloreto de sódio (em solução), com os metais nos polos positivos (ânodo) e o cloreto de sódio nos polos negativos (catodo). Após a reação, costuma-se resfriar e separar os metais do reagente químico.[9]

  • Alumínio

O alúminio pode ser obtido através da aluminia por meio do processo Hall, vide figura.

Charles Martin Hall era estudante de graduação de Oberlin College, quando seu professor o incentivou a produzir uma forma de obtenção do alumínio metálico que fosse viável. Foi então que Hall produziu, uma ano após se formar, uma célula com três ânodos de grafite, uma camada de criolita sólida, cátodos de grafite, alumina dissolvida em criolita fundida e um plugue. Tal célula eletrolítica opera a cerca de 1000ºC e não é possível descrever o processo por meio de equações simples. Resumidamente, no cátodo flúr complexos de alúminio reduzem-se a alumínio líquido. No ânodo de grafita forma-se produtos como (O2) e (F2). O alumínio formado no cátodo é então retirado pelo fundo da cela.

Curiosidades[editar | editar código-fonte]

  • Uma recarga de bateria nada mais é do que uma eletrólise;
  • A bateria de celulares e outros aparelhos eletrônicos similares, que nada mais é do que uma pilha de lítio, necessita de uma longa recarga para primeiro uso. Essa primeira recarga é o que a ativa, ou seja, torna a bateria inicialmente inerte e sem tensão numa bateria operante e plenamente funcional;
  • Uma boa parte do sódio (Na) sólido obtido não se deve à eletrólise, e sim aos garimpos de minas de NaCl, presentes em estados do nordeste brasileiro, como por exemplo, Alagoas;
  • A purificação do cobre é um processo de alto custo devido à demanda de energia elétrica empregada na eletrólise necessária. Mas o que o torna mais acessível no mercado é que são as próprias impurezas presentes nos minérios do cobre (dentre eles o ouro) cuja venda ajuda no custeio do processo;
  • O alumínio já foi um dos metais mais caros nos tempos antigos devido ao custo para processá-lo por fundição - o ponto de fusão do óxido de alumínio (Al2O3) é em torno dos 2000°C. Uma taça de alumínio era, antigamente, propriedade exclusiva de grandes reis e imperadores, de forma que um artefato de alumínio se apresentava mais valioso e chamativo do que se fosse fabricado de metais como ouro ou prata, de tal forma que a posse desse artefato garantisse ao seu dono uma posição social avantajada . Em 1886, Charles Hall, após realizar estudos, conseguiu baratear o processo de obtenção do alumínio misturando o óxido de alumínio (Al2O3) com a criolita (Na3AlF6), fazendo com que o ponto de fusão caísse para aproximadamente 1000°C (mistura eutética), diminuindo o preço do alumínio a partir dessa época;
  • Não só na indústria química, mas a soda cáustica (NaOH) também tem grande importância na culinária, pois após uma batata ser mergulhada num reservatório contendo esse composto, pode-se retirá-la sem sua casca. É dessa forma que as companhias alimentícias descascam grandes quantidades de batatas a serem empregadas em sua produção.

Referências

  1. a b c d Eletrólise. R7. Brasil Escola. Página visitada em 27 de novembro de 2012.
  2. a b c d Emerson Santiago (04 de junho de 2012). Eletrólise (em português). InfoEscola. Página visitada em 27 de novembro de 2012.
  3. Pimentel, QUÍMICA: Um tratamento moderno, volume 1, 1974
  4. Mahan-Myers, QUÍMICA um curso universitário, 4ª edição 2011.
  5. Mahan-Myers, QUÍMICA um curso universitário, 4ª edição 2011.
  6. Russel, J.B., QUÍMICA GERAL tradução da 2ª edição americana, Pearson, 1994
  7. Russel, J.B., QUÍMICA GERAL tradução da 2ª edição americana, Pearson, 1994
  8. Química Geral; Autor: Hugo Rossi; Editora Blücher Ltda; Página 464-468
  9. Química Geral; I.M.Rozenberg; Editora Edgard Blücher; Página 466

Ver também[editar | editar código-fonte]

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Eletrólise da água