Química · 11.ª–12.ª classe

O que é a eletrólise?

  • 9 min de leitura
  • 4 exemplos resolvidos
  • 5 exercícios com solução
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Resposta curta

A eletrólise é o processo em que uma corrente elétrica, fornecida por uma fonte externa, provoca uma reação de oxidação-redução não espontânea num eletrólito (sal fundido ou solução). Realiza-se numa cuba eletrolítica: no cátodo (polo negativo) ocorre redução e no ânodo (polo positivo) ocorre oxidação.

Definição e características

Em algumas reações, as substâncias não reagem sozinhas, mas é possível «forçá-las» a reagir se se fornecer energia elétrica suficiente. Foi assim que se obteve o sódio, o cloro e o alumínio metálicos. A eletrólise é o contrário do que se passa numa pilha: em vez de produzir corrente, consome corrente.

Os componentes de uma cuba eletrolítica

  • Fonte de corrente contínua: bateria ou fonte de alimentação que impõe o sentido dos eletrões.
  • Dois elétrodos: frequentemente inertes (grafite ou platina), mas podem ser ativos (participam na reação).
  • Eletrólito: substância com iões livres, fundida (eletrólise ígnea) ou dissolvida em água (eletrólise aquosa).

O que acontece nos elétrodos

  • Cátodo (−): liga-se ao polo negativo da fonte. Os catiões são atraídos e reduzem-se (ganham eletrões).
  • Ânodo (+): liga-se ao polo positivo da fonte. Os aniões são atraídos e oxidam-se (perdem eletrões).
  • Os eletrões circulam no fio, do ânodo para o cátodo, impulsionados pela fonte.

Regra de ouro

Ânodo = oxidação (sempre); cátodo = redução (sempre). Pilha: ânodo (−) e cátodo (+). Eletrólise: ânodo (+) e cátodo (−).

Comparação com a pilha

CaracterísticaPilhaEletrólise
Energiaquímica passa a elétricaelétrica passa a química
Reaçãoespontâneanão espontânea
Fonte externanão temtem
Cátodopolo +polo −
Ânodopolo −polo +
Separação dos elétrodosduas soluções e ponte salinaem regra uma só cuba

Eletrólise ígnea e eletrólise aquosa

Na ígnea, só existem os iões do sal fundido, por isso só eles reagem. Na aquosa, a água também pode reagir e «compete» com os iões do sal. Como regra prática: catiões de metais muito reativos (grupos 1 e 2, alumínio) não se reduzem em água, e a água é que se reduz; aniões como sulfato e nitrato não se oxidam em água, e a água é que se oxida. Esta regra tem exceções; siga a ordem de descarga do seu manual.

Exemplos do quotidiano e aplicações

  • Galvanoplastia: revestimento de objetos com uma camada fina de metal (niquelagem, cromagem, prateação). O objeto a revestir é ligado ao cátodo.
  • Refinação do cobre: o cobre impuro é o ânodo e dissolve-se; o cobre puro deposita-se no cátodo.
  • Produção industrial de alumínio: obtém-se por eletrólise da alumina dissolvida em criolite fundida.
  • Produção de cloro, hidrogénio e hidróxido de sódio por eletrólise de uma solução concentrada de cloreto de sódio (processo cloro-alcális).
  • Decomposição da água em hidrogénio e oxigénio, usada em laboratório e em tecnologias de hidrogénio.

Exemplos resolvidos

Exemplo 1 — Eletrólise ígnea do cloreto de sódio

Enunciado: Escreva as semirreações e a reação global da eletrólise do NaCl fundido.

Resolução:

  1. O sal fundido tem os iões Na+ e Cl-.
  2. Cátodo (−): Na+ + e- → Na. Multiplica-se por 2 para igualar os eletrões.
  3. Ânodo (+): 2Cl- → Cl2 + 2e-.
  4. Soma: 2Na+ + 2Cl- → 2Na + Cl2.

Resposta: 2NaCl(l) → 2Na(l) + Cl2(g); sódio no cátodo, cloro gasoso no ânodo. Verificação: eletrões ganhos (2) = eletrões perdidos (2); átomos e cargas conservam-se.

Exemplo 2 — Eletrólise aquosa do cloreto de cobre(II)

Enunciado: Preveja os produtos da eletrólise de uma solução aquosa de CuCl2 com elétrodos de grafite.

Resolução:

  1. Em solução existem Cu2+, Cl- e moléculas de água.
  2. O Cu2+ reduz-se mais facilmente do que a água (o seu potencial de redução, +0,34 V, é elevado): cátodo, Cu2+ + 2e- → Cu.
  3. O Cl- oxida-se no ânodo: 2Cl- → Cl2 + 2e-.
  4. Soma: Cu2+ + 2Cl- → Cu + Cl2.

Resposta: deposita-se cobre no cátodo e liberta-se cloro no ânodo. Verificação: a reação global é a decomposição do sal nos seus elementos.

Exemplo 3 — Eletrólise da água

Enunciado: Na eletrólise da água (com um pouco de ácido sulfúrico ou sulfato de sódio para melhorar a condução), recolhe-se 10 mL de oxigénio no ânodo, nas mesmas condições de pressão e temperatura. Que volume de hidrogénio se recolhe no cátodo?

Resolução:

  1. Cátodo: 2H2O + 2e- → H2 + 2OH- (ou 2H+ + 2e- → H2 em meio ácido).
  2. Ânodo: 2H2O → O2 + 4H+ + 4e-.
  3. Para igualar os eletrões (4), multiplica-se a redução por 2: formam-se 2 mol de H2 por cada 1 mol de O2.
  4. A volumes iguais de gás correspondem mols iguais, logo a razão é 2 : 1 em volume.
  5. V(H2) = 2 × 10 mL = 20 mL.

Resposta: 20 mL de hidrogénio. Verificação: a fórmula da água, H2O, tem o dobro de átomos de hidrogénio do que de oxigénio.

Exemplo 4 — Revestir uma colher com prata

Enunciado: Pretende-se revestir uma colher de metal com uma camada de prata, usando uma solução de nitrato de prata. A colher liga-se ao cátodo ou ao ânodo? Escreva a semirreação na colher.

Resolução:

  1. O Ag+ da solução tem de se reduzir em prata metálica sobre o objeto.
  2. A redução ocorre no cátodo, por isso a colher é o cátodo (liga-se ao polo negativo).
  3. Semirreação: Ag+ + e- → Ag.
  4. O ânodo pode ser uma barra de prata, que se oxida (Ag → Ag+ + e-) e repõe os iões da solução.

Resposta: a colher é o cátodo; nela ocorre Ag+ + e- → Ag. Verificação: o que se quer depositar é sempre um produto de redução, logo vai para o cátodo.

Erros frequentes

  • Dizer que o cátodo é positivo na eletrólise. Na eletrólise o cátodo é o polo negativo; o que não muda é que nele há redução.
  • Esperar sódio metálico numa eletrólise aquosa de NaCl. Em água, o Na+ não se reduz; reduz-se a água e obtém-se hidrogénio no cátodo.
  • Ignorar a água nas soluções aquosas, quando ela também pode oxidar-se ou reduzir-se.
  • Não igualar os eletrões nas duas semirreações antes de somar.
  • Confundir eletrólise com dissociação. A dissociação (ou ionização) liberta iões ao dissolver o sal e não precisa de corrente; a eletrólise precisa.
  • Pensar que a eletrólise só se faz com sais. Faz-se também com hidróxidos fundidos, ácidos diluídos e com a própria água acidificada.

Exercícios propostos

Tente resolver primeiro no caderno; depois confira.

1Exercício 1

Escreva as semirreações e a reação global da eletrólise do brometo de potássio fundido (KBr).

Ver solução

Cátodo: K+ + e- → K (×2). Ânodo: 2Br- → Br2 + 2e-. Reação global: 2KBr(l) → 2K(l) + Br2(g). Forma-se potássio no cátodo e bromo no ânodo.

2Exercício 2

Indique três diferenças entre uma pilha e uma cuba eletrolítica.

Ver solução

(1) Na pilha a reação é espontânea; na eletrólise é imposta por uma fonte externa. (2) Na pilha a energia química passa a elétrica; na eletrólise, a elétrica passa a química. (3) Na pilha o cátodo é positivo; na eletrólise é negativo. Qualquer três destas (ou do quadro comparativo) está correta.

3Exercício 3

Na eletrólise de uma solução de CuSO4 com elétrodos inertes, recolhe-se oxigénio no ânodo. Qual é o produto do cátodo e qual é a semirreação do ânodo?

Ver dica

O sulfato não se oxida em água. Quem se oxida no ânodo?

Ver solução

O Cu2+ reduz-se no cátodo: deposita-se cobre (Cu2+ + 2e- → Cu). No ânodo, como o SO42- não se oxida, oxida-se a água: 2H2O → O2 + 4H+ + 4e-. A solução fica mais ácida.

4Exercício 4

Numa eletrólise da água, recolheram-se 36 mL de hidrogénio. Que volume de oxigénio se recolheu, nas mesmas condições?

Ver solução

A razão em volume é H2 : O2 = 2 : 1. V(O2) = 36 ÷ 2 = 18 mL.

5Exercício 5

Numa oficina quer-se revestir de níquel uma peça de ferro, usando uma solução de sal de níquel(II). Diga a que polo se liga a peça, qual é a semirreação nela e o que acontece a um ânodo de níquel.

Ver solução

A peça liga-se ao polo negativo (cátodo), onde ocorre a redução: Ni2+ + 2e- → Ni. O ânodo de níquel liga-se ao polo positivo e oxida-se: Ni → Ni2+ + 2e-, repondo na solução os iões que se depositam na peça.

Perguntas frequentes

Qual é a diferença entre eletrólise e conceitos parecidos?

A eletrólise usa corrente externa para forçar uma reação; a pilha produz corrente a partir de uma reação espontânea; a eletroforese e a dissociação são fenómenos diferentes. Só a eletrólise decompõe o eletrólito nos elétrodos.

Onde se aplica a eletrólise na prática?

Em galvanoplastia (revestimento de metais), na refinação do cobre, na obtenção de metais como o alumínio e o sódio, na produção de cloro e de soda cáustica e na produção de hidrogénio a partir da água.

Que erros os estudantes cometem sobre a eletrólise?

Atribuem o sinal positivo ao cátodo, esquecem a água nas soluções aquosas e escrevem sódio metálico onde se forma hidrogénio. Veja a lista de erros frequentes acima.

Os elétrodos participam sempre na reação?

Não. Os elétrodos inertes (grafite, platina) só conduzem a corrente. Os ativos (como o cobre na refinação ou a prata na prateação) também se oxidam ou recebem depósito.

Resumo

  • Eletrólise: reação não espontânea provocada por corrente elétrica de uma fonte externa.
  • Cátodo (−): redução. Ânodo (+): oxidação.
  • Pode ser ígnea (sal fundido) ou aquosa (a água compete com os iões).
  • Na eletrólise da água, o volume de H2 é o dobro do de O2.
  • Aplica-se na galvanoplastia, na refinação de metais e na produção de substâncias como cloro e alumínio.
  • É o oposto da pilha, em energia, espontaneidade e polaridade dos elétrodos.

Onde aprofundar

  • O manual de Química da 11.ª/12.ª classe e o programa oficial (INIDE / Ministério da Educação de Angola) — confirme a edição em vigor e a ordem de descarga adotada.
  • A obra aberta OpenStax Chemistry (em inglês), capítulo sobre eletroquímica, secção de eletrólise.
  • Os artigos do MeuGuia sobre pilhas eletroquímicas e sobre o cálculo da massa depositada numa eletrólise.

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