Em química, eletrólise (do grego: elektron, "eletricidade"; e lysis, "decomposição") é a reação química de oxirredução provocada pela passagem da corrente elétrica. Há dois tipos principais de eletrólise: eletrólise em solução, isto é, que ocorre em uma solução iônica; e eletrólise ígnea, quando um composto iônico é aquecido até ser fundido. O que há em comum entre os dois tipos de eletrólises é a presença de íons.
Na eletrólise ígnea, a substância pura está liquefeita (fundida) e não existe água no sistema. Esse sistema é submetido a uma corrente elétrica, por meio de dois eletrodos (geralmente inertes). Os elétrons saem do polo negativo do gerador (pilha) e seguem em direção ao eletrodo, que fica carregado de cargas negativas, assim, os íons positivos são atraídos por ele, por isso é chamado de catodo, pois atrai cátions. No catodo ocorre a reação de redução. No outro eletrodo, os íons negativos descarregam sua carga, ou seja, o eletrodo recebe cargas negativas ficando carregado negativamente e, consequentemente, os elétrons do eletrodo saem em direção do polo positivo do gerador, esse eletrodo é chamado de anodo, pois é descarregado nele cargas negativas. No anodo ocorre a reação de oxidação. Neste sentido, o circuito é fechado, onde se tem uma corrente iônica e uma corrente elétrica.
A eletrólise aquosa segue o mesmo processo de eletrólise ígnea, sendo que a diferença se dá pelo processo ocorrer em meio aquoso. Em outras palavras, a substância iônica deve ser solúvel em água. Neste caso, a água é ionizada e, assim, os íons provenientes da água competirão com os íons do soluto. Portanto, é necessário consultar a tabela de potencial de redução para conhecer quais íons irão chegar ao eletrodo.
Os processos eletrolíticos são de grande importância na indústria atual e tiveram participação no desenvolvimento de ideias quanto à natureza elétrica da matéria. Entre seus usos, está a recarga de baterias e a produção industrial de elementos como o alumínio e o cloro, bem como a confecção de peças extremamente refinadas e de alto rendimento, como aquelas usadas na indústria aeronáutica ou aeroespacial.
História
Define-se eletroquímica como sendo um ramo da química responsável pelo estudo de reações químicas que ocorrem em uma solução envolvendo um condutor, podendo ser um metal ou um semicondutor e um condutor iônico, que é um eletrólito. Baseando-se nisso, podemos dizer que o primeiro registro de um experimento notável no ramo da eletroquímica aconteceu em 1800, quando Alessandro Volta utilizou discos de Zinco (Zn) e Cobre (Cu) separados por algodão embebido em solução salina e criou a pilha eletroquímica. Porém, em 1778, Humphry Davy obteve potássio passando uma corrente elétrica através do carbonato de potássio. Mais tarde John Frederic Daniell, no ano de 1836, desenvolveu uma pilha (cujo nome dado foi pilha de Daniell) com eletrodos de cobre e zinco, onde cada eletrodo ficava em células individuais, existindo então um tubo, denominado "ponte salina", que ligava as duas cubas, aumentando assim sua eficiência.
Conceitos Químicos Espontaneidade das reações Os fenômenos da natureza possuem certa “tendência” de distribuição de energia, chamada de entropia. De uma forma geral, a entropia é uma quantidade em um primeiro momento termodinâmica, que mede a organização de um sistema. Assim, um sistema tende a transformar-se espontaneamente em direção ao arranjo mais caótico, com menor densidade energética possível. Sabe-se, de um modo geral, que o Universo tende ao aumento de sua entropia,Pimentel, QUÍMICA: Um tratamento moderno, volume 1, 1974 ou seja, microscopicamente, há uma tendência natural à desordem. Isso garante, por exemplo, que quando se coloque uma gota de tinta azul em um copo de água, depois de certo tempo, as moléculas de tinta se espalhem pela água, tornando-a azul; porém, pode-se perguntar por que as moléculas de tinta não se concentram em um determinado ponto ou região do copo.
Isso se deve ao fato de que as moléculas da tinta procuram a distribuição menos organizada, ou seja, espalharem-se pelo copo (de certa forma, pode-se dizer, portanto, que o movimento browniano é consequência dessa tendência natural à desordem). Da mesma forma, ao soltar uma bola no chão ela começa a pingar cada vez mais baixo; ela nunca irá começar a pular mais alto sem que haja a interferência de algum fator externo ao sistema bola-chão. Isso porque, quando a bola pinga no chão, ela dispersa partículas do chão e libera energia principalmente nas formas mecânica e sonora. Assim, salvo uma ação exterior, a bola nunca irá se mover mais alto, porque a energia nunca irá se concentrar, mas sim se dispersar.
Também há uma dúvida frequente que atormenta muitos estudantes. Suponhamos um copo com água quente em uma mesa. A tendência da água no copo é esfriar, liberando calor para o ambiente ou para a mesa. Mas, segundo o princípio de conservação de energia, ou a primeira lei da termodinâmica, também há a possibilidade de o ambiente ceder calor ao copo, esquentando a água ainda mais, porém esfriando o ambiente, de forma que o balanço de energia do sistema copo-ambiente fosse zero (não violando as leis antes citadas), ou seja, a energia se conservasse. A não ocorrência desse fenômeno é garantida pelo aumento da entropia. O sentido livre da energia é dispersar-se, de forma que ela nunca se concentraria espontaneamente na água do copo, mas sim se dispersaria para o ambiente, de forma que o único modo de esquentar ainda mais a água do copo é inserir energia forçadamente.
Há de se construir um paralelo dessa situação com a lei zero da termodinâmica, que garante que quando um corpo mais quente e outro mais frio entram em contato, o calor do mais quente se transfere para o mais frio, nunca o contrário. Em miúdos, a energia não pode se concentrar no mais quente; espontaneamente, ela irá se dispersar, se equilibrando entre o mais quente e o mais frio até que ambos estejam à mesma temperatura.
Quando há duas substâncias químicas, ocorre o mesmo: a energia do sistema tende a se distribuir, formando elementos menos energéticos (isto é, mais estáveis). Assim, podemos classificar certas reações em espontâneas ou não. Uma pilha descarregando é um exemplo de reação química espontânea, da mesma forma que uma diluição é. Porém, algumas reações químicas podem ser em parte revertidas, principalmente quando se fala de reações dinâmicas que entram em equilíbrio.
Para que tal reversibilidade ocorra, deve-se fazer trabalho sobre o sistema, já que tal reação não é espontânea (pois a reversibilidade não é natural). Logo, a eletrólise é um processo em que é utilizado um gerador externo para que uma reação não espontânea ocorra. Em suma, a eletrólise é a conversão de energia elétrica em energia química. Conhecendo-se o potencial de redução ou oxidação de algumas semirreações, é possível prever o comportamento da eletrólise.
Aspectos quantitativos O número de moles de material oxidado ou reduzido em um eletrodo está relacionado pela estequiometria da reação do elétrodo com a quantidade de eletricidade que passa através da cela. Por exemplo, 1 mol de elétrons irá reduzir e depositar 1 mol de Ag+ ou 0,5 mol de Zn2+, conforme sugerido pelas seguintes reações de eletrodo (e- representa um elétron):
{Ag^+} + {e^-} -> {Ag} {Zn^2+} + 2{e^-} -> {Zn}
Enquanto é conveniente "contar" átomos pela pesagem de substâncias, o número de moles de elétrons entregues a um elétrodo é medido mais eficientemente em termos de carga elétrica total. Como a carga de um elétron é 1,602177 x 10−19 Coulomb (C), a carga de 1 mol de elétrons é
Mahan-Myers, QUÍMICA um curso universitário, 4ª edição 2011. Este valor geralmente é aproximado para 95 000 C e a quantidade de 95 000 C/mol e é chamada de Faraday (F). Um Faraday é, então, a quantidade de carga presente em 1 mol de elétrons. Assim, é necessário um Faraday de eletricidade para reduzir um mol de Ag+ e dois Faradays para reduzir um mol de Zn++, uma vez que o íon Ag+ é monovalente, ou seja, 1 mol desse íon deve receber 1 mol de elétrons para se reduzir, e o íon Zn++ é bivalente. Tal lei foi enunciada por Faraday, que basicamente afirmou que, nos processos eletrolíticos, a quantidade de massa dos elementos químicos que reagem é proporcional com a quantidade de eletricidade inserida na reação.
Como um Ampére (A) é igual a um Coulomb por segundo, pode-se estabelecer a seguinte relação:
Onde n é o número de Faradays, I é a corrente elétrica em Ampéres e t é o tempo em segundos.
Assim, é possível calcular a corrente necessária em determinado tempo para que seja obtido o resultado desejado da eletrólise.
Esquema de uma Eletrólise thumb|Eletrólise ígnea do Cloreto de Sódio É preciso uma fonte de energia para forçar o fluxo de corrente elétrica, uma vez que a eletrólise não é um processo espontâneo. São usadas fontes de alimentação para fornecer a corrente elétrica do processo, também podemos utilizar uma pilha como fonte de alimentação.
A fonte de alimentação irá forçar os elétrons do polo positivo (ânodo) da cuba eletrolítica (nome dado ao recipiente onde ocorre a eletrólise) e os transfere para o polo negativo (cátodo).
Na primeira semi reação, o gerador atrai ânions A- para o polo positivo e retira elétrons. Na segunda semi reação o gerador faz com que os cátions B+ recebam os elétrons. Desse modo existe fluxo de corrente elétrica. Observe a imagem ao lado.
O polo positivo da fonte de alimentação, descrita como Gerador na imagem é chamado, na eletrólise, de Ânodo e o negativo, de Cátodo. Lembrando que o fluxo da corrente é representado como o real, do negativo para o positivo.
Os ânions A- se concentram no polo positivo da bateria, pois a fonte forçará a perda de elétrons. E os cátions B+ se concentram no polo negativo da bateria, pois a fonte lhes transferirá elétrons.
No caso de eletrólise aquosa, participam da reação a substância dissolvida e a água, sendo que apenas um cátion e um ânion sofrerão as descargas do eletrodo. Mais à frente, definiremos as prioridades de descarga dos elementos.
No caso da eletrólise ígnea, a passagem de corrente elétrica se dá em uma substância iônica fundida (liquefeita), esse tipo é muito utilizado em indústrias, principalmente para a produção de metais. Na imagem ao lado temos como exemplo a eletrólise ígnea do cloreto de sódio.
Processo eletrolítico Dependendo do tipo de eletrodo e do modo de obtenção dos íons que constituem o eletrólito as reações que ocorrem no processo eletrolítico são diferentes. A eletrólise pode ser realizada com um reagente em estado líquido(fundido), chamada eletrólise ígnea, ou com uma solução aquosa deste produto. Há também a eletrólise com eletrodos reativos, na qual os eletrodos participam da reação. A seguir vemos exemplos dos tipos de eletrólise, bem como as regras que determinam os s produtos a serem formados:
Exemplos de eletrólise Eletrólise ígnea do NaCl Os produtos da eletrólise do sal de cozinha comum (NaCl) quando fundido são os elementos sódio e cloro. Etapas: O NaCl é fundido e colocado numa cuba. Na fusão ocorre a dissociação dos íons do sal: 2 NaCl → 2 Na+ + 2 Cl- Dois eletrodos inertes (exemplo, grafites) são mergulhados no sal fundido e ligados a um gerador químico (pilha ou bateria) Os ânions (2 Cl-) movem-se para o eletrodo positivo (ânodo) onde perdem elétrons (oxidação) tornando-se neutros, e ligando-se entre si: 2 Cl- - 2 elétrons → Cl2 Por diferença de potencial, os dois elétrons são enviados através do gerador para o polo negativo. Os cátions (2 Na+) movem se para o eletrodo negativo (cátodo) onde recebem estes dois elétrons (redução) transformando-se em sódio metálico: 2 Na+ + 2 elétrons → 2 Na Encerrado o processo obteve-se a decomposição do NaCl em cloro e sódio metálico: 2 NaCl → 2 Na + Cl2
Eletrólise ígnea de MgCl2(Cloreto de Magnésio) Na eletrólise deste composto fundido, ocorrem as reações: No cátodo: Mg2+ + 2 e- → Mg(s) No ânodo: 2 Cl-(l) → Cl2(g) + 2e-