Nós vimos exemplos do comportamento espontâneo de algumas reações de oxirredução, onde a reação química envolvia a troca de elétrons, fluxo que produz corrente elétrica. Agora vamos entender o que acontece, por exemplo, quando estamos carregando a bateria de um celular ou outra bateria qualquer.
Eletrólise é a reação de oxirredução provocada por corrente elétrica!!
A eletrólise é um processo não espontâneo, onde vamos usar energia elétrica para fazer uma reação química acontecer. Podemos classificar essas reações conforme o meio em que acontecem: em composto iônico fundido ou solução aquosa de eletrólito.
É chamada de eletrólise ígnea a reação química provocada pela passagem de corrente elétrica por um composto iônico fundido.
É chamada de eletrólise aquosa a reação química provocada pela passagem de corrente elétrica por uma solução aquosa do eletrólito.
Vamos pegar como exemplo uma eletrólise ígnea do sal cloreto de sódio – NaCl. Pela tabela de potenciais padrão de redução, obtemos os valores de:
Na+(aq) + 1 e– = Na(s) E° = – 2,71 V
Cl2 (g) + 2 e– = 2 Cl–(aq) E° = +1,36 V
Então, em uma pilha desses eletrodos haverá a redução do cloro, pois ele tem o maior potencial de redução. Entretanto, como estamos falando em eletrólise, a corrente aplicada será no sentido não espontâneo da reação, vamos formar sódio metálico e cloro gasoso.
Estudamos que os elétrons saem do ânodo (que na eletrólise vai ser o polo positivo, pois a reação não é espontânea) em direção ao cátodo (polo negativo).
► Ânodo: polo positivo de onde saem os elétrons;
► Cátodo: polo negativo aonde chegam os elétrons.
O outro meio em que podemos ter eletrólise é em solução aquosa do eletrólito.
É muito mais fácil fazer uma eletrólise do NaCl tendo ele em solução aquosa, certo? Afinal, não precisamos aquecer a mais de 800°C para tê-lo fundido. Porém, em solução aquosa existem os íons provenientes da auto-hidrólise da água, ou seja, vamos ter H+ competindo no cátodo com o Na+, assim como o OH– competindo no ânodo com o Cl–.
Apesar de a tabela de potenciais padrão de redução nos ajudar a prever o comportamento de alguns metais na eletrólise, ela foi determinada para concentração fixa de 1 mol/L e não considera alguns erros experimentais, como o fato de o gás H2 ficar retido no eletrodo impedindo a passagem dos elétrons. Para minimizar esses erros, foi feito um esquema para a eletrólise:
Com esse esquema, podemos perceber que no, nosso exemplo da eletrólise do NaCl(aq), o íon H+ ganha do Na+ e o Cl– ganha do OH–. Nesse caso, após a eletrólise, ficaríamos com NaOH em solução.
Como outro exemplo, temos o sal cloreto de níquel – NiCl2. Quando colocado em eletrólise aquosa, vamos ter a competição entre os cátions H+ e Ni2+ e os ânions OH– e Cl–. Com o esquema mostrado acima, vemos que os íons do sal vão reagir antes dos da água, ou seja, para esse caso não haveria justificativa fazer por eletrólise ígnea.
A eletrólise é muito utilizada. Você já ouviu alguém dizer que determinado objeto é cromado? Pois então, esse objeto passou por um processo de eletrólise chamado galvanoplastia, que consiste em revestir uma peça de um metal com outro, como se fosse uma pintura, mas com metais. Essa é apenas uma das aplicações possíveis.
Já as pilhas e baterias nós reconhecemos com maior facilidade no nosso cotidiano e, como vimos, elas são constituídas de metais que são muito tóxicos ao meio ambiente, por isso é importante tomarmos muito cuidado com o descarte das pilhas e baterias.
Vamos ver um resuminho?
