O documento discute o processo de eletrolise, incluindo sua definição, aplicações, mecanismos e aspectos quantitativos. A eletrolise é um processo químico não espontâneo induzido por corrente elétrica que pode ser usado para produzir metais como alumínio e ferro galvanizado ou gases como cloro e hidrogênio. A lei de Faraday relaciona a massa de substância produzida ou consumida durante a eletrolise com a quantidade de carga elétrica que atravessa o eletrólito.
2. 01 - Introdução Ocorre à custa de
trabalho elétrico.
A eletrólise consome
energia livre
É todo processo químico não espontâneo (ΔG > 0)
provocado por corrente elétrica.
Eletrólise
ELETRÓLISE
NÃO ESPONTÂNEO
8. 02 – Mecanismo da eletrólise
GERADOR
ELÉTRONS
+ –
ELÉTRONS
Na0
(s)
Na+
(aq)
Na+
(aq)
Na0
(s)
Cl0
(s)
Cl0
(s)
Cl
-
(aq)
Cl
-
(aq)
Cuba eletrolítica
meio contendo uma
substância XY
Pólo positivo
Ânodo
Descarrega os ânions
Ocorre oxidação
Semi-reação do ânodo
2Cl–
(aq) →Cl2 + 2 e–
Pólo negativo
Cátodo
Descarrega os cátions
Ocorre redução
Semi-reação do cátodo
Na+
(aq) + e–→Na0
(s)
9. Estudaremos dois tipos de eletrólise:
Eletrólise Ígnea: É a eletrólise da substância fundida.
Eletrólise Aquosa: É a eletrólise da substância em
solução aquosa.
14. 04 – Eletrólise em solução aquosa.
Na eletrólise aquosa teremos a presença de
“ DOIS CÁTIONS “ e “ DOIS ÂNIONS “
Neste caso teremos que observar a
“ ORDEM DE DESCARGA DOS ÍONS ”
17. ASPECTOS QUANTITATIVOS DA
ELETRÓLISE
Quanto vale 1 mol de elétrons?
1 mol = 6,02.1023 partículas ( elétrons ).
Que carga corresponde a esse valor?
ROBERT MILLIKAN (1909)
MICHAEL FARADAY (1834)
Carga do elétron = 1,6.10 -19 C (coulomb).
1 elétron ----- 1,6.10-19 C x = 96500C
1 mol = 6,02.1023 elétrons ----- x
1 mol de elétrons transporta 96500 C = 1 F
Considere a produção de cloro gasoso na
Eletrólise ígnea.
2Cℓ - → Cℓ2 + 2 e-
1 mol 2 mol de e-
18. “A massa (m) de substância produzida ou
consumida numa reação de eletrólise é
diretamente proporcional à quantidade de
carga(Q) que atravessa o eletrólito”.
LEI DE FARADAY
m = k.Q Q = i.tonde
19. APLICAÇÃO
1. Uma peça de bijuteria recebeu um “banho de
prata”(prateação) por um processo eletrolítico. Sabendo
que nessa deposição o Ag+ se reduz a Ag e que a
quantidade de carga envolvida no processo foi de 0,01
faraday, qual é a massa de prata depositada?
( Ag = 108g/mol-1)
1mol de e- 1mol
Ag+ + e- Ag
0,01 F ---------------- x
1 F ------------- 108 g
x = 1,08 g de Ag.
20. APLICAÇÃO
2. Se considerarmos que uma quantidade de carga igual a
9.650 C é responsável pela deposição de cobre quando é
feita uma eletólise de CuSO4(aq), Qual será a massa de cobre
depositada? (Cu=64g/mo/-1).
2mol de e- 1mol
Cu+2 + 2e- Cu
9650 C ------- x
2 x 96500 C ------- 64 g
x = 3,2 g de Cu
21. APLICAÇÃO
3. Em uma pilha de flash antiga, o eletrólito está contido em
uma lata de zinco, que funciona como um dos eletrodos.
Que massa de Zn é oxidada a Zn 2+ durante a descarga
desse tipo de pilha, por um período de 30 minutos,
envolvendo uma corrente de 5,36 . 10-1 A? (Zn = 65g/mol-1)
1mol 2 mol de e-
Zn Zn+2 + 2e-
65 g --------------- 2 x 96500 C
x = 3,25 . 10-1 g de Zn
i = 5,36 . 10-1 A
t = 30x60 = 1800s
Q = it
Q = 5,36 . 10-1 x 1800
Q = 965 C.
x --------------- 965 C
22. APLICAÇÃO
4. Qual é o volume de gás cloro, medido nas CNTP, na
eletrólise ígnea de NaCℓ após 1 min 40 s, com uma corrente
de intensidade igual a 9,65 A?
1mol 2 mol de e-
2Cℓ- Cℓ2 + 2e-
22,4 L --- 2 x 96500 C
V = 0,112 L
i = 9,65 A
t = 1 x 60 + 40 = 100s
Q = it
Q = 9,65 . 100
Q = 965 C.
V --- 965 C
23. Na eletrólise de uma solução de AgNO3, foi utilizada
uma corrente de 20 A durante 9650 s. Calcule o número
de mols de prata depositados no cátodo.
Calcule o volume de hidrogênio, na CNPT, obtido a
partir da redução do H+ no cátodo quando passa pela
cuba uma corrente de 20 A durante 5 minutos.
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