Eletrólise aquosa

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-.
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 dissolvidos.
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.
Existe uma tabela de facilidade de descarga elétrica, entre cátions e
ânions:
Cátions:
Alcalinos
Alcalinos Terrosos
Al3+ < H+ < demais cátions
Ordem Crescente de Facilidade de Descarga dos Cátions
Ânions:
Ânions Oxigenados < OH- < ânions não-oxigenados < halogênios
Ordem Crescente de Facilidade de Descarga dos Ânions
Observando a tabela, deve-se comparar então os seguintes íons:
- Cl- e OH-
- H+ e Na+
De acordo com a tabela, o íon Cl- (halogênio) tem mais facilidade do que o íon OH-.
De acordo com a tabela, o íon H+ tem mais facilidade do que o íon Na+.
Então, formam-se nos eletrodos, o gás hidrogênio (H2) e o gás cloro (Cl2).
No polo (-) = H+
No polo (+) = Cl-
Reações:
Observe que forma o H2 e Cl2.
Também forma 2Na+ e 2OH-. Juntando estes dois íons, forma-se 2NaOH.

Resumo de Pilhas e Eletrólise
Pilha de Daniell
Polo + Polo -
Cátodo Ânodo
Redução Oxidação
Aumenta a lâmina Corrói a lâmina
Dilui concentração Aumenta concentração
Eletrólise Ânodo Cátodo
Oxidação Redução
Leis da Eletrólise
As leis que regem a eletrólise são as leis que relacionam as massas das substâncias produzidas nos eletrodos e as
quantidades de energia gastas na eletrólise.
Essas leis foram estabelecidas pelo físico-químico inglês Michael Faraday, em 1834.
Primeira Lei da Eletrólise ou Lei de Faraday
“ A massa da substância eletrolisada em qualquer dos elementos é diretamente proporcional à quantidade de carga
elétrica que atravessa a solução.”
Onde:
m = massa da substância
k = constante de proporcionalidade
Q = carga elétrica (Coulomb)
Segunda Lei da Eletrólise
“ Empregando-se a mesma quantidade de carga elétrica (Q), em diversos eletrólitos, a massa da substância eletrolisada,
em qualquer dos eletrodos, é diretamente proporcional ao equivalente-grama da substância. “
m = massa da substância (g)
k2 = constante de proporcionalidade
E = equivalente-grama
Unindo as duas leis, temos:
Estudamos na Física que:
Onde:
Q = carga elétrica (C)
i = intensidade da corrente elétrica (A)
t = tempo (s)
Então temos a seguinte expressão:
A constante K chamada de constante de Faraday é equivalente a
Unindo todas estas informações, temos a equação geral da eletrólise:
A carga elétrica de 96500 coulomb recebe o nome de faraday (F).
1 Faraday
- É a carga elétrica que produz um equivalente-grama de qualquer elemento em uma eletrólise.
- Equivale aproximadamente a 96.500 Coulomb
- Equivale a carga de um mol (6,02.1023) de elétrons ou de prótons.

Eletrólise em meio aquoso
Publicado por:Jennifer Rocha Vargas Fogaça em Eletroquímica0 comentário
Equipamento de eletrólise em meio aquoso
A eletrólise em meio aquoso é um processo em que se passa corrente elétrica através de uma solução
aquosa, onde existem íons que produzem reações, gerando energia química.
Visto que é necessário que se passe uma corrente elétrica, esse processo não é espontâneo e é exatamente o
contrário de uma pilha, que é um equipamento que transforma energia química em elétrica de modo
espontâneo.
Na solução aquosa, a substância diluída se dissocia ou ioniza, liberando íons para o meio. Mas existem
também os íons provenientes da ionização da água:
H2O → H+ + OH-
Apesar de haver tantos íons na solução, apenas um cátion e um ânion sofrerão a descarga nos
eletrodos. Para sabermos quais serão eles, se são os íons da água ou os íons da substância diluída, temos
que considerar uma ordem de prioridade, que é dada abaixo:

Observe que os cátions de metais alcalinos, de metais alcalinoterrosos e do alumínio não se descarregam em
solução aquosa. Nesses casos, se o meio for neutro, a redução que ocorrerá no cátodo será a da água, mas se
for em meio ácido, a redução será a do cátion H+, formando o gás hidrogênio, H2. Se quisermos produzir esses
metais alcalinos, alcalinoterrosos e o alumínio, terá que ser por eletrólise ígnea, que ocorre sem a presença de
água, com o material fundido.
Os cátions dos demais metais sofrem redução no eletrodo negativo, depositando seu r espectivo metal. Por
exemplo, se for o cátion prata (Ag1+(aq)), será depositada a prata metálica no eletrodo negativo (Ag0(s)).
Quanto aos ânions, veja que os que são oxigenados e o fluoreto nunca se oxidam em solução aquosa, mas sim
os ânions da água. Se o meio for neutro, a água se oxidará no eletrodo positivo, produzindo gás oxigênio; mas
se o meio for básico, os seus ânions hidroxila (OH-(aq)) serão oxidados.
Os ânions não oxigenados Cℓ-, Br- e I- oxidam-se gerando no eletrodo positivo as substâncias elementares
cloro, bromo e iodo, respectivamente.
Vejamos um exemplo para entender melhor como isso ocorre:
Considere que numa cuba eletrolítica seja colocada uma solução aquosa de sulfato de cobre II (CuSO 4(aq)), com
dois eletrodos mergulhados nela. Esses eletrodos estão ligados a um gerador de corrente elétrica, como mostra
a figura:
Na solução, temos os íons gerados pelo sulfato de cobre e os da água:
CuSO4(aq) → Cu2+
(aq) + SO2-
4(aq)
H2O(ℓ) → H+
(aq) + OH-
(aq)
Os cátions disponíveis são Cu2+(aq) e H+(aq). Se olharmos na ordem de facilidade de descarga, o cátion cobre
tem maior poder oxidante, sofrendo redução no eletrodo negativo (cátodo) e depositando o metal cobre nele.
Semirreação do cátodo: Cu2+
(aq) + 2 e- → Cu(s)
Entre os ânions SO2-4(aq) e OH-(aq), os ânions hidroxila têm maior facilidade de oxidação, gerando gás oxigênio
no eletrodo positivo (ânodo):
Semirreação do ânodo: 2 OH-
(aq) → H2O(ℓ) + ½ O2(g)+ 2 e-
A reação global dessa reação é dada por:
CuSO4(aq) → Cu2+(aq) + SO2-4(aq)
2 H2O(ℓ) → 2 H+(aq) + 2 OH-(aq)
Semirreação do cátodo: Cu2+(aq) + 2 e- → Cu(s)
Semirreação do ânodo: 2 OH-(aq) → H2O(ℓ) + ½ O2(g)+ 2 e-
Reação global: CuSO4(aq) + H2O(ℓ) → 2 H+
(aq) + SO2-
4(aq) + Cu(s) + ½ O2(g)
Como produtos dessa eletrólise foram obtidos o cobre metálico e o gás oxigênio. Além disso, a solução é ácida,
pois apresenta os íons H+ que não foram reduzidos.

Eletrólise da água
Para que a eletrólise da água ocorra, é preciso acrescentar um eletrólito que forme ânions e cátions mais reativos e
permita que o hidrônio e a hidroxila descarreguem-se.
Na eletrólise da água, o volume de gás hidrogênio produzido (eletrodo à esquerda) é o dobro do volume de gás oxigênio produzido (eletrodo à
direita)
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Conforme mostrado no texto Equilíbrio iônico da água, suas moléculas sofrem autoionização e geram os íons
hidrônio (H3O+(aq)) e hidroxila (OH-(aq) ):
H2O(l) + H2O(l) ↔ H3O+
(aq) + OH-
(aq)
A eletrólise da água ocorre quando esse íons descarregam-se nos eletrodos. No entanto, essa autoionização não
produz uma quantidade de íons suficiente para conduzir corrente elétrica e permitir que eles descarreguem-se
continuamente.
Assim, para conseguir realizar a eletrólise da água, é preciso adicionar algum eletrólito que seja solúvel nela e
que gere íons mais reativosque os íons hidrônio (H3O+
(aq)) e hidroxila (OH-
(aq) ). Isso porque quanto mais reativo
(eletropositivo) for um metal, maior será a sua tendência de doar elétrons e menor será a sua tendência de receber
elétrons. Assim, o cátion do metal menos reativo descarrega-se primeiro.
Em relação aos ânions, quanto mais eletronegativo é o elemento que os forma, maior é a sua tendência de atrair os
elétrons e menor a sua tendência de doá-los. Por isso, o ânion do ametal menos eletronegativo descarrega-se
primeiro.
Alguns exemplos de eletrólitos que podem ser usados são o ácido sulfúrico (H2SO4), o hidróxido de sódio (NaOH) e o
nitrato de potássio (KNO3).
Sabemos que essas substâncias permitem a descarga dos íons da água porque no texto Eletrólise em meio
aquoso foram fornecidas duas tabelas que mostram a ordem descrescente de facilidade de descarga dos cátions e
dos ânions.
Segundo a primeira tabela, quando comparamos o cátion hidrônio (H3O+(aq)) com os cátions Na+ e K+fornecidos,
respectivamente, pelo hidróxido de sódio (NaOH) e pelo nitrato de potássio (KNO3), percebemos que esses cátions
são mais reativos que o hidrônio e possibilitam, assim, que ele se descarregue primeiro no eletrodo.
Quando analisamos os ânions, vemos que os ânions SO42- (fornecidos pelo ácido sulfúrico) e os NO3-(fornecidos pelo
nitrato de potássio) são mais reativos que a hidroxila da água, o que faz com que ela se descarregue primeiro.
Vejamos um exemplo de eletrólise em que o sal nitrato de potássio é dissolvido na água e gera os íons:

Dissociação do sal: 1 KNO3 → 1 K+ + 1 NO3-
Autoionização da água: 8 H2O → 4 H3O+ + 4 OH-
Conforme dito, o K+ é mais reativo que o H3O+. Este possui maior facilidade de descarga, enquanto aquele é mais
reativo que o OH-, que, por sua vez, possui maior facilidade de descarga.
Assim, o H3O+ da água sofre redução no eletrodo negativo (cátodo) e produz gás hidrogênio, H2. Já o ânion OH- da
água sofre oxidação no eletrodo positivo (ânodo) e produz gás oxigênio, O2:
Semirreação do cátodo: 4 H3O+ + 4 e- → H2O + H2
Semirreação do ânodo: 4 OH- → 2 H2O + 1 O2 + 4 e-
Somando-se todo esse processo, chegamos à equação global:
Dissociação do sal: 1 KNO3 → 1 K+ + 1 NO3
-
Ionização da água: 8 H2O → 4 H3O+ + 4 OH-
Semirreação do cátodo: 4 H3O+ + 4 e- → 4 H2O + 2 H2
Semirreação do ânodo: 4 OH- → 2 H2O + 1 O2 + 4 e-
Equação global: 2 H2O → 2 H2 + 1 O2
Não escrevemos o sal na equação global porque ele não participou da reação, seus íons continuaram livres na água
na mesma concentração inicial. Ele atuou apenas com o objetivo de ajudar na condução de corrente elétrica e
efetivar a eletrólise da água.
Por Jennifer Rocha Vargas Fogaça
Eletrólise da Água
Fundamentos de Eletrólise
Denomina-se eletrólise qualquer processo químico não espontâneo (que não acontece naturalmente) induzido
por uma corrente elétrica. A eletrólise é um processo eletroquímico inverso ao que ocorre nas pilhas e baterias,
em que uma reação química é usada para gerar corrente elétrica. O que caracteriza a eletrólise é a descarga
de íons, ou seja, a perda de carga por parte de cátions e ânions.
Em uma solução aquosa de qualquer eletrólito acontece dissociação iônica ou ionização (no caso de ácidos e
bases). Se for aplicada uma diferença de potencial sobre a solução os íons passam a ser atraídos pelos
eletrodos do gerador. O polo positivo do gerador atrai ânions e o polo negativo atrai cátions.
No polo positivo, os ânions cedem elétrons para o eletrodo:
A−→A0+e−
Trata-se de um processo de oxidação; portanto, o polo positivo é chamado de ânodo.
No polo negativo, os cátions recebem elétrons do eletrodo:
C++e−→C0
Trata-se de um processo de redução; portanto, o polo negativo é chamado de cátodo.
Disputa de Íons
Quando existirem na solução dois tipos de ânions e cátions, ocorre uma “disputa de íons”. O que define a
ordem da descarga são os potenciais de oxidação/redução de íons envolvidos.

Como a descarga de ânions é uma oxidação, descarrega primeiro o ânion com maior potencial de oxidação (
).
Como a descarga dos cátions é uma redução, descarga o ânion com maior potencial de redução ( menor
potencial de oxidação).
Eletrólise por via aquosa
Sabe-se que a água, por si só, não é uma substância eletrolítica (incapaz de conduzir corrente elétrica). Para
proceder-se a eletrólise da água é necessário usar uma solução aquosa de algum eletrólito. Deve-se tomar o
cuidado entretanto, de escolher um eletrólito cujos íons não descarreguem antes da água.
Comumente a ordem de descarga é definida pelos potenciais de oxidação dos íons. Em via aquosa, entretanto,
os íons seguem uma ordem diferente de descarga:
Cátions: alcalinos, alcalino-terrosos e Al+3
descarregam depois do H+
; todos os demais descarregam antes do
H+
.
Ânions: oxigenados (exceto H2SO4
-
: hidrogenossulfato) e R-COO-
(carboxilato) descarregam depois do OH-
; os
não oxigenados (exceto F-
) descarregam antes do OH-
.
Assim, se desejarmos realizar a eletrólise da água, devemos levar em consideração que os íons do
eletrólito estarão competindo com os íons da água (H+
e OH-
). Os íons da substância eletrolítica ajudam a
separam a molécula de água em íons. A solução eletrolítica permite a passagem de corrente elétrica e os íons
H+
e OH-
são atraídos para os eletrodos, onde descarregam, formando os gases hidrogênio e oxigênio.
No polo positivo (ânodo): 2OH−→12O2+H2O+2e−
No polo negativo (cátodo): 2H++2e−→H2
Portanto, a equação global da eletrólise da água é: H2O→H2(g)+12O2(g)
A proporção estequiométrica entre a quantidade de gás hidrogênio e oxigênio formados (que pode ser
observada na equação acima) nos explica por que, na eletrólise, os níveis de solução em cada um dos tubos,
após algum tempo de eletrólise, serão diferentes. É formado o dobro de hidrogênio em r elação ao oxigênio,
portanto no tubo do cátodo será formado mais gás. O maior volume de gás "empurra" a solução para fora do
tubo com mais força, fazendo com que o nível seja menor.
Realização experimental da eletrólise da água
Este é um roteiro que você pode seguir para realizar a eletrólise da água.
Materiais
Fonte: é necessário fornecer uma ddp de 9 a 12 V ao sistema. Recomenda-se utilizar uma fonte de 12V ou
uma bateria de 9V. Pode-se fazer uma associação de pilhas C em série para obter a tensão adequada.
Eletrodos:para a eletrólise da água devem ser utilizados eletrodos de grafite, conectados às extremidades dos
fios vindos de cada terminal da fonte. Se forem usados eletrodos de algum metal, o próprio eletrodo pode sofrer
eletrólise antes da água. Eletrodos de grafite podem ser obtidos em pilhas alcalinas ou pilhas secas. Basta abrir
a pilha e remover seus componentes (dentre os quais a pasta de dióxido de manganês, que pode ser usado
para catalisar a decomposição da água oxigenada... veja mais aqui); no centro da pilha há uma haste de grafite.
Eletrólito: a escolha do eletrólito é um ponto delicado na eletrólise da água, uma que vez que precisa-se
considerar a disputa com outros íons. Os íons em que o eletrólito se dissocia/ioniza não devem descarregar
antes do H+
e OH-
. Recomendamos usar uma solução aquosa de bicarbonato de sódio ou diluir algumas gotas
de ácido sulfúrico em água.

Além destes: copo de vidro ou béquer; dois tubos de ensaio para coletar os gases; fios; fita veda -rosca / fita
isolante para isolar as conexões dos eletrodos.
Procedimentos
Recomendamos assistir ao vídeo da eletrólise no topo do post.
1) Conectar a extremidade de fios vindo de cada terminal da fonte / bateria a um eletrodo de grafite. Isolar a
conexão com fita veda-rosca e fita isolante: o cobre do fio não deve ser exposto;
2) Preparar a solução eletrolítica dissolvendo bicarbonato de sódio ou ácido sulfúrico em água. Acrescentar a
solução até pouco mais da metade de cada tubo de ensaio e ao copo conde será realizada a eletrólise;
3) Inserir os eletrodos em cada tubo de ensaio e invertê-los dentro da solução eletrolítica;
4) Ligar a fonte / os fios às bateria.
Teste para os gases
A formação dos gases pode ser comprovada com simples testes que utilizam apenas palitos de fósforos.
Ao aproximarmos um palito de fósforo aceso do tubo onde formou-se oxigênio, percebe-se que a chama torna-
se mais viva (o oxigênio é o comburente na reação de combustão). Não mostramos o teste para o oxigênio no
vídeo.
Ao aproximarmos um palito de fósforo do tubo onde formou-se hidrogênio, ouve-se um pequeno ruído. Este
deve-se à explosão do hidrogênio, que é altamente inflamável.
Água
A água deverá ser uma das principais fontes de hidrogênio no futuro. Companhias de energia no Brasil estão
começando a pesquisar a viabilidade econômica de se produzir hidrogênio a partir da água utilizando os reservatórios
das grandes usinas hidrelétricas brasileiras. A idéia é produzir durante a madrugada, período em que a demanda por
energia é baixa e de menor custo.
Para extrair o hidrogênio da molécula de água (H2O), utiliza-se o método por eletrólise. A eletrólise faz uso da
eletricidade para romper a água em átomos de hidrogênio e oxigênio, passando por ela uma corrente elétrica. Este
processo existe há mais de 100 anos. Seu funcionamento consiste de dois eletrodos, um negativo (ânodo) e outro
positivo (cátodo) que são submersos em água pura, à qual se deu maior condutibilidade pela aplicação de um
eletrólito, tal como um sal, melhorando a eficiência do processo.
As cargas elétricas da corrente quebram as ligações químicas entre os átomos de hidrogênio e o de oxigênio e separa
os componentes atômicos, criando partículas carregadas (íons). Os íons se formam em dois pólos: o anodo,
polarizado positivamente, e o catodo, polarizado negativamente. O hidrogênio se concentra no cátodo e o anodo atrai
o oxigênio. Uma tensão de 1,24V é necessária para separar os átomos de oxigênio e de hidrogênio em água pura a
uma temperatura de 25ºC e uma pressão de 1,03Kg/cm2. A tensão necessária para quebrar a molécula de água varia
conforme a pressão ou a temperatura são alteradas. Visualmente, o hidrogênio borbulha em direção ao eletrodo de
carga negativa (anodo), e o oxigênio rumo ao eletrodo de carga positiva (cátodo). A menor quantidade de
eletricidade necessária pra eletrolisar um mol de água é de 65,3 Watts-hora (25ºC). A produção de um metro cúbico
de hidrogênio requer 0,14 kilowatts-hora (kWh) de energia elétrica (ou 4,8kWh por metro cúbico).
A eletrólise não tem sido muito utilizada porque os custos da eletricidade usada no processo impedem que ela
concorra com o processo de reforma a vapor do gás natural e futuramente com o de etanol. A eletricidade pode
custar de três a quatro vezes mais que o gás natural reformado a vapor. À medida que o gás natural for ficando mais
escasso e caro, provavelmente a eletrólise ficará competitiva. No Brasil, pode-se aproveitar os reservatórios das
hidroelétricas e produzir hidrogênio nos horários fora de pico e mais baratos, como durante a madrugada. Se os
custos das células fotovoltaicas, de geração eólica, hídrica e geotérmica, todas estas formas de energia renováveis e
livres de carbono, diminuírem, a eletrólise através destes métodos será uma opção também atrativa.

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