Eletrólise Aquosa
Teoria
Fala aí, seja bem vindo ao Responde Aí! Bora conversar sobre Eletrólise Aquosa?
O que é uma Eletrólise Aquosa?
Na eletrólise aquosa a gente tem uma reação de oxirredução que é “forçada” por uma passagem de corrente elétrica! Se liga nesse esqueminha aqui:
Como podemos ver na figura acima, a gente tem dois eletrodos que estão em contato com um meio aquoso contendo íons! Os nossos eletrodos serão o ânodo que é o polo positivo onde ocorrem as reações de oxidação e o cátodo que é negativo e é responsável pela redução dos íons!
A gente tem que ter muito cuidado pra não confundir a eletrólise aquosa com a pilha, na pilha as reações são espontâneas. Além disso o ânodo é negativo e o cátodo é positivo!
Voltando à nossa eletrólise…Em uma eletrólise aquosa a gente tem a presença de
Ficamos então com:
cátios: e ânions: e
- Mas e daí que tem
O que vai acontecer aqui na eletrólise aquosa é que vai rolar uma “competição” entre os íons para sofrer oxirredução! Isso é, no cátodo o
- E quem vence essa queda de braço?!
Pra saber quem vai oxidar e quem vai reduzir, temos que ficar de olho nos potenciais de oxirredução! No caso dos cátions, quem tem maior potencial de redução, vai se reduzir e para os ânions, quem tem menor potencial de redução, vai se oxidar!
Os íons que “perderem” essa queda de braço vão ficar inertes, de boa na solução! Nessa figura abaixo a gente tem um esqueminha que pode te ajudar a descobrir qual íon vai oxidar e qual vai reduzir:
No nosso caso do cloreto de sódio em água:
- O
tem prioridade maior que metais alcalinos, como o sódio. - Ânions não oxigenados, como o
, tem prioridade maior que o .
📢Clique para ver mais:
Cátodo e Anôdo
Em uma eletrólise aquosa a gente vai ter a oxidação ocorrendo no ânodo e a redução no cátodo! Agora a gente vai entender um pouco melhor como essas reações vão ocorrer!
Mas antes, dá só uma conferida nesse vídeo super completo sobre eletrólise aquosa que eu separei pra você! 🧡
Como vimos ali em cima, para o nosso exemplo o cloro vai oxidar e o hidrogênio irá reduzir, portanto temos as seguintes semi-reações no ânodo e no cátodo:
Pra a gente descobrir a reação global, fazemos:
A gente teve que multiplicar as duas primeiras reações por
Além disso, o meio fica básico, afinal temos o
E bom sempre ter em menta as duas semirreações da água:
- No cátodo:
com - No ânodo:
com
Diferença entre Pilha e Eletrólise
É muito importante ficar atento às diferenças entre pilha e eletrólise! Se liga nesse quadro resumo aqui:
Agora vamos praticar com exercícios?
Diferença entre Pilha e Eletrólise
Exercícios Resolvidos
Exercício Resolvido #1
Elaboração própria.
Para a eletrólise aquosa do sulfato de cobre II, indique:
a) os íons que concorrem pela redução
b) os íons que concorrem pela oxidação
c) o produto obtido em cada eletrodo
d) a reação global da eletrólise.
Passo 1
Em uma solução de sulfato de cobre , temos os seguintes íons:
Então vamos ver o que acontece quando a gente provoca a eletrólise dessa galera.
Passo 2
a) A Redução ocorre no Cátodo (consoante com consoante, lembra?). E no cátodo, teremos os cátions concorrendo pela redução.
Passo 3
b) A Oxidação ocorre no Ânodo (vogal com vogal). E no ânodo vamos ter o ânions concorrendo pela oxidação:
Passo 4
c) Pra saber o produto em cada eletrodo, vamos ter que prever qual dos cátions vai sofrer a redução e qual dos ânion vai sofrer a oxidação.
Pra isso, podemos usar o esquema:
Para os cátions, então, o (demais metais) tem prioridade mais alta do que o .
Portanto, o será reduzido e o cobre metálico será produzido, segundo:
Já entre os ânions, o tem prioridade maior do que ânions oxigenados como o . Portanto, o será oxidado, formando gás oxigênio, conforme:
Resumindo, os produtos obtidos serão:
- Cobre metálico no cátodo.
- Gás oxigênio no ânodo.
Obs: a água também será produzida no ânodo (segundo aquela reação de oxidação aí de cima), mas ela acaba ficando misturada no meio mesmo. Já produtos gasosos como o ou sólidos como o , podem ser separados do meio e “obtidos” de fato!
Passo 5
d) E a reação global?
Já temos a reação de redução:
E a de oxidação:
Além disso temos a dissociação do sal:
E a autoionização da água:
Como na reação de oxidação a gente tem 2 mols de , vamos ter que multiplicar a autoionização da água, pra produzir doir mols de :
Juntando tudo isso em uma só reação, a global, vamos ter:
A gente ainda pode multiplicar a reação como um todo por dois, pra ter apenas coeficientes inteiros, e indicar o estado físico dos reagente e produtos:
Ou seja, além de produzir o cobre metálico no cátodo e o gás oxigênio no ânodo, a eletrólise provoca a acidificação do meio!
Resposta
a)
b)
c) Cobre metálico no cátodo e gás oxigênio no ânodo
d)
Exercício Resolvido #2
UERJ. Professor Nilson Bispo. Lista de Eletroquímica. Questão 03.
Uma solução aquosa de é eletrolisada usando-se eletrodos inertes. Uma corrente de 1,00 A passa através da solução durante 1 dia. Quantos gramas de cada produto gasoso são formados?
Passo 1
Primeiro precisamos identificar quais produtos serão formados.
Numa solução de , temos os íons do sal e os íons da água “concorrendo”.
No cátodo, os cátions e concorrem pela redução.
No ânodo, os ânions e concorrem pela oxidação.
Pelo esquema:
O tem prioridade maior que os metais alcalinos (como o sódio, ).
Já o tem prioridade maior que os ânions oxigenados, como o .
Portanto, só os íons da água vão sofrer eletrólise.
No cátodo o vai ser reduzido a e no ânodo o vai ser oxidado a . Estes são os produtos REDOX da água.
Passo 2
Agora vamos pras contas.
A corrente aplicada é de 1,00 A.
E essa corrente é aplicada durante 24 horas.
Portanto, a carga aplicada é igual a:
Como:
O número de elétrons transportados será igual a:
Passo 3
No cátodo:
Ou seja, pra cada mol de elétrons, meio mol de é formado no cátodo.
Como temos 0,895 mol de elétrons, o número de mols de será:
Portanto, a massa de gás hidrogênio produzida pode ser calculada por:
Então, no cátodo, 0,902 gramas de serão formados.
Passo 4
No ânodo:
Ou seja, pra formar 1 mol de gás oxigênio, 4 mols de elétrons precisam ser transportados.
Como temos 0,895 mol de elétrons, o número de mols de será:
Portanto, a massa de gás oxigênio produzida pode ser calculada por:
Então, 7,17 gramas de serão formados no ânodo.
Passo 5
Observação: Se alguém realmente quer produzir gás hidrogênio e gás oxigênio por eletrólise, pra que adicionar no meio?
Bem, a água pura é um eletrólito beeem ruim. Ela não conduz muita eletricidade (uma vez que a concentração de íons nela é bem baixa ).
Por isso, a adição de um sal que não atrapalhe a eletrólise, pode ser favorável. Pois aumenta a concentração iônica do meio e, assim, a condução de eletricidade.
Resposta
0,902 gramas de e 7,17 gramas de .
Exercício Resolvido #3
UDESC – Professora Carla D. Química Geral e Inorgânica. Lista de Eletroquímica. Questão 10.
Quanto tempo é necessário para depositar, por galvanização, 1,50 g de prata a partir de uma solução de (nitratao de prata), usando uma corrente de 13,6 mA?
Passo 1
Primeiro de tudo e antes de mais nada, tá vendo aquela palavrinha mágica ali? “Solução” .
Se uma SOLUÇÃO de nitrato de prata está sendo usada, a prata está concorrendo com o da água, no catodo, pra sofrer redução.
Segundo:
A prata (demais metais) tem prioridade maior do que o hidrogênio, então ela que vai se reduzir e a gente pode fazer o exercício de bouas!
Passo 2
Hora das contas, então.
Vamos ver quanto mols de prata nós queremos depositar. Qual o que corresponde àquela massa de 1,50 gramas?
Sabendo que:
E pela reação de redução da prata:
A cada mol de elétrons recebido, um mol de prata é reduzido.
Logo, pra depositar 0,0139 mol de prata, precisamos de 0,0139 mol de elétrons.
Passo 3
Pela formula da carga elétrica ():
Resposta
Exercício Resolvido #4
UERJ. Professor Nilson Bispo. Lista de Eletroquímica. Questão 01.
Uma solução aquosa de é eletrolisada usando-se eletrodos inertes. Quantos gramas de cobre metálico e de gás oxigênio são produzidas se uma corrente de 5,0 A atravessa a célula durante 1,5 h?
Passo 1
O enunciado já nos diz que na eletrólise aquosa do sulfato cúprico os produtos serão cobre metálico e gás oxigênio.
Basta, então, calcular as quantidades produzidas.
Passo 2
Então vamos calcular.
A corrente aplicada é de 5,00 A.
E essa corrente é aplicada durante 1,5 h.
Portanto, a carga aplicada é igual a:
Como:
O número de elétrons transportados será igual a:
Passo 3
No cátodo:
Ou seja, pra formar um mol de cobre metálico, precisamos de dois mols de elétrons.
Como temos 0,28 mol de elétrons, o número de mols de será:
Portanto, a massa de cobre produzida pode ser calculada por:
Então, no cátodo, 8,90 gramas de cobre serão formados.
Passo 4
No ânodo:
Ou seja, pra formar 1 mol de gás oxigênio, 4 mols de elétrons precisam ser transportados.
Como temos 0,28 mol de elétrons, o número de mols de será:
Portanto, a massa de gás oxigênio produzida pode ser calculada por:
Então, 2,24 gramas de serão formados no ânodo.
Resposta
8,90 gramas de e 2,24 gramas de
Exercício Resolvido #5
IQSC-USP. Lista de Eletrólise. Questão 16.
Que peso de Ag seria depositado sobre uma bandeja, pela eletrólise de uma solução contendo íons , por um período de 8 horas, usando-se uma corrente de 8,46 A?
Que área seria recoberta, supondo-se que a densidade da prata é 10,5 g/cm³ e a espessura de revestimento é de 0,0254 cm?
Passo 1
Dados importantes:
E reação de redução da prata:
Passo 2
O número de mols de elétrons transportados pode ser calculado por:
Como cada mol de elétrons produz um mol de prata reduzida, o número de mols de elétrons é igual ao número de mols de prata!
E, assim, podemos calcular a massa de prata depositada:
Como o enunciado pede o “peso” de prata:
Passo 3
Com a massa e a densidade da prata, calculamos o volume de prata produzido:
Dado a espessura de prata depositada, podemos calcular a área coberta de prata:
Resposta
Exercício Resolvido #6
James E. Brady e Gerard E. Humiston Volume 2, 2ª edição: Livros Técnico Científicos Editora. página 636 exercício 17.11
Por que não se pode produzir alumínio por eletrólise de uma solução aquosa de um sal como o ?
Passo 1
Eletrólise de cátions
Os cátions sofrem eletrólise aquosa quando se e somente se seus potencias de redução forem menores que o potencial de redução do íon , caso contrário ocorre a redução do Hidrogênio presente na água e e formação do gás hidrogênio.
Passo 2
Potencial de redução do cátion
O potencial de redução do íon é igual a 0,00 V assim a qualquer metal com potencial de redução menor que esse não pode ser reduzido na presença de , o nox potencial de redução do é -1,67 e por isso ele não pode ser reduzido em soluções aquosas.
Resposta
Ei, a resposta está no passo a passo :)
Exercício Resolvido #7
James E. Brady e Gerard E. Humiston Volume 2, 2ª edição: Livros Técnico Científicos Editora. página 636 exercício 17.13
Descreva a purificação eletrolítica do cobre metálico. Por que este processo é viável economicamente?
Passo 1
Purificação do cobre
A purificação eletrolítica do cobre segue é feita da seguinte forma:
Coloca-se um pedaço do cobre impuro como anodo de uma eletrólise numa célula eletrolítica alimentada com solução de cátions . Ao longo da a barra de cobre impuro sofre a oxidação e cátions cobre se depositam no cátodo, formando o metal de alta pureza.
Passo 2
Viabilidade
A viabilidade desse processo está em obter o cobre com altíssimo grau de pureza pois devido ao seu elevado potencial de redução poucas impurezas poderiam se depositar junto a ele no catodo.
Resposta
Ei, a resposta está no passo a passo :)
Exercício Resolvido #8
James E. Brady e Gerard E. Humiston Volume 2, 2ª edição: Livros Técnico Científicos Editora. página 637 exercício 17.57
Uma corrente de passa através de de uma solução , durante . Qual sera o da solução, depois que a corrente for interrompida?
Passo 1
para resolver essa questão vamos precisar montar a equações anódicas e catódicas para vrificar se alguma das espécies formdas vai influenciar no pH do meio.
Vamos dissociar o sal
E ionizar a água
E vejamos a agora a as reações possíveis de ocorrer.
Cátodo
Como sabemos que metais alcalinos tem um potencial de redução muito pequenoquem vai se reduzir no catodo vai ser o íon H+ que veio da água.
Ânodo
Nesse eletrodo as reações que podem ocorrer são:
Como já sabemos que o só ganha quando se tivercompetidno com ânions oxigenados, nesse caso quem vai se oxidar é o íon .
Passo 2
Como vimos na redução vai ser consumido o então haverá um excesso de ions no meio devido a eletrólise.
Vamos calcluar a quantidade de que reage e dai vamos calcluar o total de por diferença.
Calculandando a Carga:
Passo 3
Agora vamos determinar quanto que isso equivale em relação ao número de mols de . Note que cada elérons que passa no sistema reduz exataemnte 1 íon
Agora sabemos que houve o consumo de 0,0054 mol de íons podemos já dizer que isso equivale a uma solução em que há um excesso de. Portanto, vamos descobrirr a concentração de íons
Passo 4
Agora falta apenas calcular o Valor do pOH da solução
logo como sabemos que: