Eletrólise: o que é, leis, fórmula e aplicações!

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O processo em que ocorre a conversão de energia elétrica em energia química, por meio do fornecimento de corrente elétrica ao sistema, é chamado eletrólise. Esse estudo tem muitas aplicações, como na obtenção de metais pela indústria metalúrgica.

Carregadores de bateria são acessórios obrigatórios para equipamentos eletrônicos, como celulares e notebooks. Mas você sabe como o processo de recarga de pilhas e baterias pode ser explicado? Nesses casos, o fornecimento de energia elétrica para o sistema provoca uma reação de oxirredução não espontânea.

Neste artigo vamos abordar os princípios fundamentais da eletrólise e as suas principais aplicações. Boa leitura e bons estudos!

O que é eletrólise?

A eletrólise é um processo não espontâneo, no qual ocorre a passagem de uma corrente elétrica em um sistema em que existam íons que produzem reações químicas de oxirredução. Esse processo é realizado em células eletrolíticas, nas quais a corrente elétrica é estabelecida por um gerador.

Em geral, os eletrodos (placas usadas para conectar o circuito elétrico, permitindo a transferência dos elétrons) são inertes, para que não reajam e não interfiram nas reações. As substâncias que serão submetidas ao processo de eletrólise podem estar fundidas ou em solução aquosa.

É importante estar atento a um detalhe: na eletrólise, os elétrons se dirigem para o cátodo (polo negativo), no qual a redução ocorre. Já a oxidação acontece no ânodo (polo positivo) da célula eletrolítica.

Leis da eletrólise

As Leis da eletrólise foram definidas por Michael Faraday, físico-químico inglês, em 1834. De acordo com a primeira lei, a massa de qualquer elemento eletrolisado é diretamente proporcional à fração de carga que atravessa o sistema. Ou seja, se a carga elétrica que atravessa a solução for duplicada, a massa da substância também dobra.

A segunda Lei da eletrólise define que, para uma mesma quantidade de carga elétrica, as massas das substâncias químicas eletrolisadas em qualquer eletrodo, são diretamente proporcionais aos seus equivalentes químicos.

Fórmula da eletrólise

Faraday revelou que íons de um metal se depositam no estado sólido quando a corrente elétrica atravessa uma solução iônica composta pelo sal do metal. Veja os exemplos a seguir para a prata (Ag) e o cobre (Cu):

• 1 Ag+(aq) + 1 e- → 1 Ag(s)
• 1 Cu2+(aq) + 2 e- → 1 Cu(s)

Observe que 1 mol de elétrons faz depositar 1 mol de Ag+(aq), enquanto são necessários 2 mol de elétrons para acumular 1 mol de Cu2+(aq). O total de elétrons que circula depende da corrente elétrica, que pode ser calculada pela seguinte equação:

i = Q/t

em que:

• i é a corrente elétrica aplicada (em ampere, A);
• Q é a carga elétrica (em Coulomb, C);
• t é o tempo (em segundos, s).

Aplicações da eletrólise

Tanto nos veículos movidos a combustíveis fósseis quanto nos que usam a energia elétrica ocorrem transformações de energia.

Além disso, a eletrólise é muito empregada na indústria, sendo útil na obtenção de diversos elementos químicos, alguns muito reativos na forma elementar, como os metais alcalinos. Confira outras aplicações desse processo:

• sódio: obtido por meio da eletrólise ígnea de uma mistura composta por cloreto de sódio (NaCl) e cloreto de cálcio (CaCl2), fundido em temperatura menor que o NaCl puro (cerca de 800 °C);
• alumínio: conseguido pela eletrólise ígnea da bauxita — porém, a quantidade de energia elétrica envolvida nesse processo é muito alta, o que o torna economicamente viável apenas em locais com disponibilidade de energia a baixo custo;
• soda cáustica (NaOH): ocorre com a eletrólise aquosa do NaCl;
• galvanização: revestimento de peças e utensílios com uma fina camada de metal — nesse processo, podemos citar a niquelação (feito com níquel) e a cromação (realizado com cromo).

Eletrólise ígnea

Na eletrólise ígnea, a substância está fundida e não há água no sistema. Vamos usar o exemplo do fluoreto de potássio (KF). O seguinte processo ocorre dentro da célula eletrolítica:

• no cátodo, os íons potássio (K+) migram para o polo negativo e recebem elétrons (e-), sendo reduzidos a átomos de potássio (K);
• no ânodo, os íons fluoreto (F-) se deslocam para o polo positivo, perdendo elétrons e se combinando para formar moléculas de flúor (F2), que sobem na forma gasosa para a superfície do líquido.

A tabela de potenciais padrão ajuda a prever que se trata de um processo não espontâneo. Confira as semi-reações de redução, de oxidação e a reação global dessa eletrólise:

• cátodo, redução: K+ + e- → K E° = -2,93 V
• ânodo, oxidação: 2 F- → F2 + e- E° = -2,87 V
• equação global: 2 K+ + 2 F- → 2 K + F2 ΔE° = -5,80 V

O ΔE é a variação de energia e, quando negativo, representa uma reação não espontânea.

Eletrólise aquosa

A eletrólise aquosa ocorre em presença de água (H2O), portanto, é importante considerar também os íons provenientes da ionização dessa substância. Vamos usar como exemplo o cloreto de sódio NaCl(aq). Durante o processo, é possível observar que, no cátodo, não há a formação de sódio metálico, mas sim de gás hidrogênio. Por que isso acontece?

Essa geração de gás ocorre porque, além dos cátions Na+, há na solução cátions H+, provenientes da autoionização da água. Além disso, as próprias moléculas de H2O podem sofrer redução no polo negativo.

Nesse caso, a espécie reduzida é a água pois seu potencial de redução é menor que o do cátion Na+. Para comprovar isso, observe as semi-reações e compare os potenciais padrões de redução que ocorrem no cátodo:

• Na⁺_(aq) + e^– → Na_(s) E° = -2,71 V
• 2 H⁺_(aq) + 2 e^– → H_2(g) E° = 0,00 V
• 2 H₂O_(l) + 2 e^– → H_2(g) + 2 OH^–_(aq) E° = -0,83 V

Já os cátions H+ têm maior potencial de redução, mas estão em baixíssima concentração. No ânodo, além do ânion Cl-, o OH- proveniente da autoionização da água também pode oxidar, assim como as próprias moléculas da substância.

Pilhas e eletrólise

As pilhas e os processos eletrolíticos envolvem reações de oxirredução. Entretanto, cada um apresenta a sua particularidade. A pilha é um dispositivo que gera energia elétrica a partir da energia química. Para isso, a reação precisa ser espontânea nas condições do dispositivo.

As semicélulas eletroquímicas precisam estar em contato elétrico. O contato externo é eletrônico, com fios que permitem a condução da eletricidade e a realização de trabalho elétrico. Internamente, o contato iônico é feito pela ponte salina, que fecha o circuito e garante a neutralidade das cargas.

Ao contrário do que vimos na eletrólise, o polo positivo da pilha é o cátodo, em que ocorre a semi-reação de redução, enquanto a oxidação acontece no ânodo — polo positivo da pilha.

Na eletrólise, a energia elétrica vem de uma fonte, que pode ser uma pilha ou uma bateria, e ocasiona a reação química, normalmente não espontânea.

Como você foi capaz de perceber, a eletrólise é um processo interessante e muito útil. A todo momento nos deparamos com materiais revestidos com substâncias metálicas — como bijuterias, ferramentas, utensílios domésticos e peças de automóveis. Agora, sabemos que tais materiais são, em geral, submetidos aos processos eletrolíticos.

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