A eletrólise é a reação de oxirredução que é provocada

Uma pilha é um sistema eletroquímico espontâneo que gera energia elétrica a partir de energia química.

A eletrólise, porém, é exatamente o contrário da pilha, pois se trata de um processo não espontâneo que converte a energia elétrica em energia química.

A eletrólise é muito utilizada na indústria, pois por meio dela é possível isolar algumas substâncias fundamentais para muitos processos de produção, como o alumínio, o cloro, o hidróxido de sódio, etc. Além disso, também é um processo que purifica e protege (revestimento) vários metais.

A eletrólise se dá apenas com fornecimento de energia por meio de um gerador, como uma pilha, por exemplo. Para entender como ela acontece, observe o esquema a seguir:

O gerador “puxa” os elétrons do polo positivo (ânodo) da cuba eletrolítica e os transfere para o polo negativo (cátodo). Isso é mostrado pelas semirreações:

1ª Semirreação: o gerador atrai os ânions A- para o polo positivo e os força a perder elétrons:

A- 

2ª Semirreação: o gerador faz com que os cátions C+ recebam os elétrons:

C+ + elétron 

Existem dois tipos principais de eletrólise: a eletrólise ígnea e a eletrólise aquosa. Entenda a diferença entre elas a seguir:

• Eletrólise Ígnea: ocorre quando a passagem de corrente elétrica se dá em uma substância iônica liquefeita, isto é, fundida. Daí a origem do nome “ígnea”, uma palavra que vem do latim, ígneus, que significa inflamado, ardente.

Esse tipo de reação é muito utilizado na indústria, principalmente para a produção de metais. Veja o exemplo de eletrólise do NaCl (cloreto de sódio – sal de cozinha), com produção do sódio metálico e do gás cloro:

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Semirreação no cátodo: Na+ + e- → Na  . (2)
Semirreação no ânodo: 2 Cl- → Cl2 + 2e-____
Reação global: 2 Na+ + 2 Cl- → 2 Na + Cl2

• Eletrólise Aquosa: nesse caso, fazem parte os íons da substância dissolvida (soluto) e da água. Na eletrólise do cloreto de sódio em meio aquoso são produzidos a soda cáustica (NaOH), o gás hidrogênio (H2) e o gás cloro (Cl2). Note como se dá:

Dissociação do NaCl: 2 NaCl- → 2 Na+ + 2 Cl-
Autoionização da água: 2 H2O → 2 H+ + 2 OH-
Semirreação no cátodo: 2 H+  + 2e- → H2
Semirreação no ânodo: 2 Cl- → Cl2 + 2e-____________________ Reação global: 2 NaCl- + 2 H2O → 2 Na++ 2 OH- + H2 + Cl2

   

   

Observe que foram formados dois cátions (Na+ e H+) e dois ânions (Cl- e OH-). Porém, apenas um cátion (H+) e um ânion (Cl-) sofreram as descargas do eletrodo, os outros íons foram apenas espectadores nessa eletrólise.

Isso ocorre em todas as eletrólises em meio aquoso: apenas um dos cátions e um dos ânions são participantes. Para determinarmos quais serão os participantes e quais serão os espectadores, existe uma ordem de facilidade de descarga, conforme mostrado na lista abaixo:

Desse modo, consultando a lista, vemos que o cátion H+ tem mais facilidade de descarga que o Na+ que é um metal alcalino. E, com respeito aos ânions, o Cl- é um ânion não oxigenado e mais reativo que OH-.

A eletrólise é um processo muito utilizado pela indústria química, pois ele permite a obtenção de substâncias que não existem livres na natureza, tais como o cloro, o iodo, a soda cáustica, entre outros.

A eletrólise é o oposto da pilha, sendo que nesta última se obtém eletricidade por meio de reações de oxirredução, isto é, transforma-se energia química em energia elétrica. Já na eletrólise, a eletricidade é usada para produzir reações de oxirredução e energia química.

Daí a origem de seu nome, sendo que eletro significa “corrente elétrica” e lise significa “quebra”. É exatamente isso o que ocorre, a corrente elétrica quebra ou decompõe a substância que está sendo submetida a ela.

A pilha é um processo espontâneo, a eletrólise, porém, é um processo não espontâneo, que precisa ser iniciado por meio da corrente elétrica.

Existem dois tipos de eletrólise: a ígnea e a em meio aquoso. Neste texto, trataremos do primeiro caso.

A diferença entre a eletrólise ígnea e a eletrólise em meio aquoso é a forma em que está a substância que será submetida à corrente elétrica. No caso da eletrólise ígnea, a substância iônica está no estado líquido, ou seja, fundida, sem a presença de água. A palavra “ígnea” vem do latim ígneus, que significa “ardente, inflamado”.

Na eletrólise, usa-se um recipiente que é chamado de cuba ou célula eletrolítica, onde são adaptados dois eletrodos por onde passarão a corrente elétrica. Os eletrodos podem ser inertes (não sofrem alteração durante a eletrólise) ou ativos (sofrem algum tipo de alteração durante a eletrólise). Os mais usados são os inertes de platina ou de grafite.

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Os eletrodos são, então, ligados a uma fonte de corrente contínua (pilha ou bateria). O polo negativo da bateria irá fornecer elétrons para um dos eletrodos, ficando carregado negativamente e atrairá os cátions (íons positivos) da substância fundida. Devido ao fato de atrair os cátions, esse eletrodo negativo é chamado de cátodo. Nele, os cátions recebem elétrons e se reduzem.

Já o eletrodo positivo atrai os ânions (íons negativos) e, devido a isso, é chamado de ânodo. Os ânions descarregam seus elétrons no ânodo, sofrendo oxidação.

Nas pilhas, o eletrodo positivo é chamado de cátodo e o negativo é o ânodo. Aqui na eletrólise é o contrário, o ânodo é o polo positivo e o cátodo é o polo negativo. No entanto, nos dois casos, na pilha e na eletrólise, no ânodo há a oxidação e no cátodo há a redução.

Resumidamente, temos:

Outro fato importante é que a pilha ou bateria usada para gerar a corrente elétrica deve ter uma ddp (diferença de potencial) igual ou maior que a diferença de potencial da reação.

Para entender melhor como ocorre o processo da eletrólise e como ela decompõe as substâncias produzindo elementos ou substâncias simples importantes, leia o texto Eletrólise Ígnea do Cloreto de Sódio.

Por Jennifer Fogaça

Graduada em Química

A eletrólise em meio aquoso é uma reação de oxirredução não espontânea que ocorre com pela passagem de corrente elétrica por meio de uma solução de íons dissolvidos em água. Para entendê-la bem, é importante saber o que é a eletrólise em sim. Acompanhe!

Veja também: O que é eletrólise ígnea?

O que é eletrólise e para que serve?

Eletrólise é o nome dado à reação química de oxirredução que ocorre provocada pela passagem de corrente elétrica. Essa reação pode acontecer de duas formas:  a eletrólise ígnea e a eletrólise em solução iônica aquosa. Sendo essa última de nosso interesse neste texto.

Nos dois tipos de eletrólise existem íons, a diferença é que, no primeiro tipo, o composto iônico é fundido e não possui água no processo, e, já no segundo, como o próprio nome diz, o composto iônico está dissolvido em água.

A eletrolise é um processo químico utilizado para a obtenção de elementos químicos (como metais, hidrogênio, berílio, cloro, entre outros), para o processo de galvanização, como cromagem e niquelagem, e também para a purificação eletrolítica de metais. Caso tenha curiosidade sobre esse tópico, leia nosso texto: Conceito de eletrólise.

Na eletrólise aquosa, temos um composto iônico dissolvido em água, e esse, por dissociação ou ionização, libera seus íons na solução, possibilitando a passagem de corrente elétrica. Além dos íons liberados pelo composto iônico, devemos levar em consideração os íons provenientes da autoionização da água:

H2O → H+ + OH-

Por haver a necessidade da corrente elétrica para que ocorra a eletrólise, dizemos, então, que se trata de um processo não espontâneo. O qual ocorre exatamente ao contrário do processo visto em uma pilha, que, por sua vez, transforma a energia química derivada de uma reação, para a produção de energia elétrica.

Como ocorre a eletrólise aquosa

Como já dito, durante a eletrólise aquosa, devemos levar em consideração os íons derivados da água e os íons derivados do composto dissolvido. Veja o exemplo da dissociação do cloreto de sódio:

NaCl(aq) → Na+(aq) + Cl-(aq)

Assim a solução passa a ter dois cátions (H+ e Na+) e dois ânions (OH- e Cl-). No entanto, apenas um cátion e um ânion sofrerão oxirredução pela descarga elétrica. Para identificar qual dos dois será afetado, temos uma fila de prioridade, representada, a seguir, na ordem crescente:

- Cátions: Metais da família 1,2 e 13  <  H+  <  outros metais

- Ânions: Ânions oxigenados e F-  <  OH-  <  ânions não oxigenados

Portanto, para o exemplo da eletrólise em solução aquosa de cloreto de sódio, temos que os íons H+ e Cl- sofrerão descarga elétrica. Agora, faremos a análise do que ocorre em cada um dos polos:

No cátodo, o polo negativo da cela eletrolítica, os elétrons chegam ao eletrodo e é para onde migram os cátions presentes na solução. Portanto, é onde ocorre a descarga do cátion H+ e sua redução, conforme a equação seguinte:

2H+ + 2e → H2(g)

No ânodo, o polo positivo da cela eletrolítica, os cátions presentes na solução sofrem a descarga e perdem seus elétrons. Por ter prioridade de descarga sobre o OH-, o Cl- migra para a o ânodo, onde sofre oxidação conforme a equação seguinte:

2Cl-(aq) → 2e + Cl2(g)

Podemos escrever a equação geral do processo de eletrólise somando as reações de cada etapa do processo: a dissociação; a autoionização da água; a redução do cátion; e a oxidação do ânion.

NaCl(aq) → Na+(aq) + Cl-(aq)

H2O → H+ + OH-

2H+ + 2e → H2(g)

2Cl-(aq) → 2e + Cl2(g)

Balanceando as equações e eliminando os itens que se repetem nos reagentes e nos produtos, temos:

2NaCl(aq) + 2H2O(liq.) → 2Na+(aq) + 2OH-(aq) + H2(g) + Cl2(g)

Analisando a equação global, temos ainda em solução os íons Na+(aq) e OH-(aq), formando soda cáustica (NaOH), um dos produtos da reação, além do gás hidrogênio, formado no cátodo, e do gás cloro, formado no ânodo.

Veja também: Aspectos quantitativos da eletrólise

Exercícios resolvidos

Questão 01 (UEG) A galvanização é um processo que permite dar um revestimento metálico a determinada peça. A seguir é mostrado um aparato experimental, montado para possibilitar o revestimento de uma chave com níquel.

No processo de revestimento da chave com níquel ocorrerá, majoritariamente, uma reação de X, representada por uma semirreação Y. Nesse caso, o par XY pode ser representado por:

a) redução, Ni+ + 1e– → Ni(s)

b) redução, Ni(s) → Ni2+ + 2e–

c)  oxidação, Ni2+ + 2e– → Ni(s)

d) oxidação, Ni(s) → Ni2+ + 2e–

e) redução, Ni2+ + 2e– → Ni(s)

Resolução: Letra “e”. Os íons presentes na solução são: cátions: Ni2+ e H+; ânions: SO42- e OH-. Para os cátions, o Ni2+ tem prioridade na descarga e, portanto, sofrerá redução no cátodo, conforme a equação: Ni2+ + 2e– → Ni(s).

Questão 02 (FMABC-SP) Considere o seguinte sistema utilizado na purificação de cobre metálico:

Nesse processo:

a) II representa o cátodo em que ocorre a oxidação.

b) II representa o ânodo em que ocorre a redução.

c)  I representa o cátodo em que ocorre a oxidação.

d) I representa o cátodo em que ocorre a redução.

e) I representa o ânodo em que ocorre a oxidação.

Resolução: Letra “e”. Na eletrólise, o eletrodo ligado ao polo positivo do gerador é chamado de ânodo, e nele os ânions perdem elétrons e sofrem oxidação, conforme a equação: Cu0 → Cu2+ + 2e.

Questão 03 (Fatec-SP) Para a cromação de um anel de aço, um estudante montou o circuito eletrolítico, representado na seguinte figura, utilizando uma fonte de corrente contínua.

Durante o funcionamento do circuito, é correto afirmar que nele ocorre

a) liberação de gás cloro no ânodo e depósito de cromo metálico no cátodo.

b) liberação de gás cloro no cátodo e depósito de cromo metálico no ânodo.

c)  liberação de gás oxigênio no ânodo e depósito de platina metálica no cátodo.

d) liberação de gás hidrogênio no ânodo e corrosão da platina metálica no cátodo.

e) liberação de gás hidrogênio no cátodo e corrosão do aço metálico no ânodo.

Resolução: Letra “a”. Os íons presentes na solução são: cátions: Cr3+ e H+; ânions: Cl- e OH-. Para os cátions, o Cr3+ tem prioridade na descarga e, portanto, sofrerá redução no cátodo, conforme a equação: Cr3+ + 3e– → Cr(s).

Para os ânions, o Cl- tem prioridade na descarga e, portanto, sofrerá oxidação no ânodo, conforme a equação: 2Cl-(aq) → 2e + Cl2(g).

Ou seja, no ânodo (peça de platina) teremos a liberação do gás cloro Cl2, e, no cátodo (anel de aço), a deposição do cromo metálico.

Por Victor Ferreira
Professor de Química