Eletrólise de Soluções Salinas e Obtenção de Hidrogênio

1. Introdução

Em sua grande maioria, as análises inorgânicas são realizadas observando reações químicas conduzidas em soluções aquosas. Quando passa-se corrente elétrica nessas substâncias, podem-se separá-las, de acordo com seus comportamentos, em dois grupos, aqueles que conduzem corrente elétrica, chamados de não-eletrólitos, e aqueles (aos quais pertencem as soluções deste experimento) que conduzem corrente elétrica e, consequentemente, sofrem alterações químicas, os eletrólitos. O processo completo das transformações químicas resultante da passagem de corrente elétrica na solução chama-se eletrólise, onde ocorre reação de oxirredução de forma não espontânea. Com poucas exceções, todas as substâncias inorgânicas estão incluídas no grupo dos eletrólitos (sais, ácidos e bases) sendo que a maioria destes também conduz eletricidade em seus estados de fusão.

Na eletrólise os íons negativos são atraídos pelo ânodo, conectado ao pólo positivo da bateria, onde perdem elétrons e então oxidam. Os elétrons cedidos ao polo positivo migram pelo circuito externo até o polo negativo (cátodo), e então os íons positivos recebem esses elétrons e ocorre a redução. Ou seja, para ocorrer a redução, é necessário a presença de íons livres na solução. No caso da eletrólise em solução aquosa, uma substância qualquer que sofre dissociação ou ionização libera íons, estes íons da substância e da auto ionização da água, apesar de ocorrerem em pequena escala, permitem duas alternativas de íons para se descarregar no cátodo e no ânodo.

Durante a eletrólise pode ser liberado gás hidrogênio, esse elemento apresenta diversas aplicações industriais, sendo utilizado como combustível, formação de compostos como amônia e ácido clorídrico além de ser usado na hidrogenação de óleos vegetais para a produção de margarina. É um gás inodoro e incolor, sua molécula é tão leve que, ao ser liberada, rapidamente atinge níveis altos da atmosfera. Industrialmente esse gás pode ser obtido de diversas formas: à partir do carvão (reação de água com carbono), por processo Lane, por eletrólise e pela reação de ácidos com metais mais ativos que o hidrogênio.

2. Objetivos

Analisar e identificar a formação de compostos formados a partir do processo de eletrólise, além de estudar um dos métodos de obtenção do gás hidrogênio.

3. Metodologia

Os procedimentos realizados neste experimento foram os mesmos descritos no roteiro disponibilizado para a realização do mesmo [1], tendo apenas algumas adaptações como a inserção de uma pequena porção de papel toalha entre a garra e o tubo em U para a acomodação do mesmo no sistema montado (parte 1 e 2) .

4. Resultados e discussão

Assim como apresentado no roteiro citado no ítem anterior, esse procedimento foi realizado em duas partes, tendo, dessa forma, dois sistemas a serem analisados.

4.1 Parte 1 do roteiro experimental

Durante o processo de eletrólise da solução aquosa de NaCl, foi observado a liberação de gases tanto no ânodo quanto no cátodo, sendo que no primeiro, o gás liberado foi o H2 e no segundo o gás cloro (Cl2). Foi possível elucidar essa observação devido a coloração obtida nos entornos do ânodo (consequência da presença de fenolftaleína na solução), caracterizado pela cor rosa (Figura 1), indicando um pH básico, que por sua vez, contextualizando no sistema, indica a oxidação do íon Cl-, formando a molécula Cl2, conforme demonstrado na equação 1. No cátodo, a equação que descreve a reação de redução do H+, presente nos entornos do eletrodo, pode ser observada na equação 2.

(1)

(2)

Analiticamente, essas condições são possíveis pois o íon H+ tem potencial de redução maior que o íon Na+, propiciando a redução do primeiro. Quanto à oxidação no ânodo, o íon Cl-, por ter menor potencial de redução que o íon OH-, acabou sendo oxidado liberando, como já fora exposto, o gás Cl2 e proporcionando um meio básico. A equação 3 expõe a reação global da eletrólise.

(3)

Após a coleta da solução presente na região do cátodo (sem coloração), foi colocado pequenas alíquotas do líquido em três tubos de ensaio distintos:

Tubo 1 - Adicionando alguns cristais de KI foi observado uma coloração alaranjada, resultante da reação descrita na equação 4. Essa reação é possível devido a grande quantidade de íons Cl- resultantes da reação de eletrólise no cátodo, que por sua vez é um forte agente oxidante, proporcionando a oxidação do íon I- para I2. A cor observada é resultante da presença deste último, demonstrando a presença do íon Cl-.

(4)

Em seguida, foi adicionado uma pequena porção de amido, fazendo com que a solução apresentasse uma coloração escura (Figura 2). Essa coloração é resultado da reação do amido com o I2.

Tubo 2 - Neste tubo, após uma pequena porção de amido ser misturado a solução, o mesmo apresentou uma turbidez com uma coloração ‘esbranquiçada” indicando que não houve quebra das moléculas de amido.

Tubo 3 - Após adicionadas duas gotas de azul de bromotimol, a solução apresentou uma coloração amarelada, e, a partir da escala de cores deste indicador de pH, pôde-se estimar que a solução presente no cátodo tinha um pH menor que 6, sugerindo um meio ácido.

4.2 Parte 2 do roteiro experimental

Durante o processo de eletrólise da solução de 0,5 mol.L-1 de KI, notou-se a formação de uma substância de cor marrom/alaranjado no eletrodo do ânodo e a liberação de gás no cátodo, não apresentando alteração na coloração, portanto continuando incolor. Foi possível determinar, a partir dessas observações, a formação da substância iodo (I2(s)), proveniente do íon iodeto (I-(aq)), no ânodo, que tem equação de formação mostrada na equação 5. Isso ocorre devido ao fato deste íon ter menor padrão de redução que o íon hidróxido (OH-(aq)), sendo assim o componente a ser oxidado nessa reação. Quanto à reação proveniente na região do cátodo, ela apresenta similaridade ao ocorrido na parte 1 deste experimento, ou seja, como a formação do íon H+(aq) tem maior potencial de redução que a do íon K+(aq), ele reduz formando a molécula de H2(g), conforme apresentado na equação 6 abaixo.