Eletrólise

Eletrólise e aplicações

Eletrólise é todo processo químico não espontâneo provocado por corrente elétrica.

Substâncias iônicas possuem a capacidade de conduzir corrente elétrica quando estão em soluções aquosas. A eletrólise é um processo que se baseia na descarga de íons, onde ocorre uma perda de carga por parte de cátions e ânions.

É uma transformação artificial, pois é provocada por um gerador. Ela tem grande utilização em indústrias, na produção de muitas substâncias, dentre elas metais alcalinos, alcalino-terrosos, gás hidrogênio e gás cloro. A eletrólise é um processo útil na obtenção de vários elementos químicos. Por exemplo:

Sódio: eletrólise ígnea de NaCl (cloreto de sódio) fundido em um processo que ocorre a cerca de 800°C.

Alumínio: eletrólise ígnea de Al2O3(bauxita).

Gás hidrogênio: eletrólise aquosa do NaCl (cloreto de sódio).

Cloro: eletrólise ígnea do gás cloro (Cl2). O cloro é muito utilizado na produção de compostos orgânicos clorados e alvejantes, e também para o tratamento de água para consumo e de piscinas.

A eletrólise é muito utilizada na galvanoplastia, isto é, no recobrimento de objetos com uma fina camada de metal. Vários cátions metálicos, após a redução, ficam grudados no cátodo, o que provoca a formação de uma camada de metal. Por exemplo:

Niquelação: recobrimento de um objeto com níquel;

Cromação: recobrimento de um objeto com cromo.

Corrosão e proteção a corrosão a partir da série de reatividade de óxido-redução

A corrosão é em geral um processo espontâneo, se não houvesse proteção ter-se-ia a destruição completa dos materiais metálicos. Já que são reações químicas e eletroquímicas que se passam no meio ambiente.

Todos os metais estão sujeitos a ataques corrosivos, se o meio for suficientemente agressivo:

1. Ouro não é resistente à mistura de ácido clorídrico e ácido nítrico;

2. Aço inoxidável sofre corrosão localizada em presença de íon cloreto;

3. Titânio sofre corrosão em ácido fluorídrico.

Grande importância o estudo material metálico, meio corrosivo e condições operacionais.

OXIDAÇÃO: É a perda de elétrons por uma espécie química e redução é o ganho de elétrons por uma espécie química.

Fe  Fe2+ + 2e (oxidação do ferro)

Cl2 + 2e  2 Cl- (redução do cloro)

Reação REDOX:

Fe + 2HCl  FeCl2 + H2

Fe  Fe 2+ + 2e (oxidação)

2H+ + 2e  Fe2+ + H2 (redução)

OBS: Em geral serão íons de hidrogênio em meios ácidos e oxigênio dissolvido em meios alcalinos ou neutros.

Equação de ataque de ferro metálico por ácido não oxidante.

Oxidado: perde elétrons – age como redutor;

Reduzido: ganha elétrons – age como oxidante.

Nos processos químicos de oxirredução à transferência de elétrons precisa combinar as duas equações de tal maneira que não apareçam elétrons livres.

Por exemplo, se colocarmos uma placa de zinco em uma solução de sulfato de cobre, que contém cátions cobre II, o zinco irá oxidar, doando elétrons para o cobre, que irá reduzir:

Zn0(s) → Zn2+(aq) + 2 elétrons

Cu2+(aq) + 2 elétrons → Cu0(s)

Zn0(s)+ Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu0(s)

Nesse caso, temos dois metais, o cobre e o zinco, porém o zinco tem maior tendência de doar elétrons, por isso ele é que sofrerá a oxidação. Dizemos que ele é mais reativo que o cobre, pois temos a seguinte definição para a reatividade de um metal:

Isso significa que se quisermos realizar a reação contrária, conforme mostrada abaixo, na qual o cobre oxida, doando elétrons para zinco, isso não será possível em meios espontâneos:

Cu0(s)+ Zn2+(aq) -> não ocorre reação espontânea

Essa reação só ocorrerá se fornecermos energia ao sistema, pois a transferência de elétrons de um átomo de metal menos reativo para o cátion de um metal mais reativo não é espontânea.

POTENCIAL DE ELETRODO

Os metais têm frequentemente de 1 a 3 elétrons no último nível energético, e quando reagem, tendem a perder esses elétrons, oxidando-se (redutores). Conclui-se que se deve evitar o contato dos metais com substâncias oxidantes (se reduzem), como por exemplo: oxigênio, cloro, enxofre, água, que têm a tendência de ganhar elétrons. Deste contato poderá resultar um processo de oxirredução, com a consequente corrosão do metal.

Os metais apresentam diferentes tendências à oxidação, assim em presença de ar e umidade nota-se que o ferro tem maior tendência a se oxidar do que o níquel e o ouro não se oxidam. Daí ser necessária a tabela de potenciais de ELETRODO.

Veja que, apesar de não ser um metal, o hidrogênio aparece nessa fila de reatividade porque quando ele está presente em determinadas substâncias (como os ácidos) ele é capaz de formar o cátion hidrônio (H3O1+). Esse cátion pode receber elétrons formando gás hidrogênio e água, segundo a reação:

2 H3O1+(aq) + 2e-→ H2(g) + 2 H2O(l)

Os metais menos reativos que o hidrogênio são denominados metais nobres, enquanto o mais reativo desloca o cátion do metal menos reativo.

Metal imerso em uma solução eletrolítica (permite fluxo de elétrons): produz uma diferença de potencial eletroquímico.

1. Eletrodo Anodo: se oxida, aumenta o número de elétrons livres, diminui a massa do eletrodo (corrosão);

2. Eletrodo Catodo: se reduz, diminui o número de elétrons na fase metálica, aumenta a massa do catodo.

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