INTRODUÇÃO
Com esta experiência,
pretendemos obter um efeito artístico a partir da eletrólise de uma solução de
sulfato de sódio consolidando os conhecimentos sobre a electroquímica,
nomeadamente as reacões redox da água, os circuitos electrolíticos tendo por
base as leis de Faraday.
Além disso,
desejamos dar a conhecer as aplicações da eletrólise no nosso quotidiano, como
por exemplo a purificação e protecção de metais tornando-os resistentes à
corrosão e o isolamento de algumas espécies químicas.
FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
Galvanoplastia e anodização
Galvanoplastia
O ato de recobrir uma superfície de
metal com uma camada fina de outro metal é conhecido como galvanização. Esse
processo é geralmente usado a fim de melhorar a aparência da peça, aumentar a
sua durabilidade, garantir ao material maior espessura, condutividade,
lubrificação e torná-la mais resistente à corrosão. O objeto que vai receber o
banho faz o papel do cátodo, o pedaço que vai recobri-lo é o ânodo e o eletrólito
contém um composto desse metal.
Por exemplo:
® Se uma placa de aço deve receber uma
camada de estanho, este será usado como ânodo e uma solução de sulfato de
estanho será usada como eletrólito.
® Quando a corrente elétrica é ligada,
os iões positivos de estanho migram através da solução até o aço, formando uma
camada de estanho na sua superfície. É o processo no qual uma peça metálica,
recebe o revestimento de outro metal, através da eletrólise aquosa de um sal.
Esse também é o processo que permite
revestir anéis com uma camada de ouro e faqueiros com uma camada de prata. O
ferro galvanizado consiste no ferro que recebeu uma camada superficial de zinco
por eletrólise.
Anodização
A anodização é uma forma de
resguardar certos metais contra a corrosão, é a formação de uma camada
protetora superficial de um óxido do próprio metal. Um processo de anodização
bastante conhecido é o caso do alumínio.
Eletrólise
Eletrólise é o processo químico no
qual uma reação de oxidação-redução é provocada pela corrente elétrica de forma
não espontânea. A reação redox é aquela em que há transferência de eletrões
entre os átomos do sistema.
A eletrólise é muito utilizada na
indústria, pois por meio dela é possível isolar algumas substâncias
fundamentais para muitos processos de produção, como o alumínio (Al), o sódio
(Na), o magnésio (Mg), o potássio (K), o ferro metálico (Fe2), o gás
cloro (Cl2), o hidróxido de sódio (NaOH), etc. Além disso, também é
um processo que purifica e protege (revestimento) vários metais.
Exemplo:
Para compreender melhor como funciona
o processo de eletrólise, vamos analisar uma reação muito comum:
NaCl ® Na+ + Cl-
® Sabemos que esta é uma reação
espontânea, ou seja, não precisa de uma interferência externa para ocorrer.
Naturalmente, o sódio, por ser um metal, tende a ceder eletrões, (reação de
oxidação), enquanto o cloro, por ser não metal, tende a receber eletrões,
(reação de redução). Por outro lado, se quisermos que ocorra o inverso disso,
isto é, que o sódio receba eletrões e o cloro perca eletrões, podemos forçar
essa reação por meio da passagem de corrente elétrica. Noutras palavras,
podemos submeter o cloreto de sódio ao processo de eletrólise.
A eletrólise é realizada em circuitos
eletrolíticos e apenas se dá com o fornecimento de energia por meio de um
gerador, como uma pilha, por exemplo. Estes circuitos em geral, são
constituídos por dois elétrodos, onde ocorrerão duas semirreações: uma reação
de oxidação (perda de eletrões) e uma reação de redução (ganho de eletrões). O
elétrodo no qual acontece a oxidação recebe o nome de ânodo, enquanto o
elétrodo em que ocorre a redução é chamado de cátodo. Esses elétrodos costumam
ser inertes, podendo ser formados por platina ou grafite.
Além dos elétrodos, o circuito
eletrolítico também é formado por um eletrólito, que é o meio (geralmente uma
solução) em que os elétrodos são imersos, cuja função é conduzir a corrente
elétrica do ânodo para o cátodo sob a forma de iões. No circuito, essa solução
fica armazenada num recipiente denomina célula (ou cuba) eletrolítica.
Por fim, o circuito é fechado por um
gerador elétrico, que fornece a energia necessária para provocar a reação. Para
entender como esta acontece, observemos o esquema a seguir:
Figura 1- Esquema de um circuito eletrolítico.
O gerador “puxa” os eletrões do polo
positivo (ânodo) da cuba eletrolítica e transfere-os para o polo negativo
(cátodo). Isso é mostrado pelas semirreações:
1ª Semirreação: o gerador atrai os aniões A-
para o polo positivo e força-os a perder eletrões:
2ª Semirreação: o gerador faz com que os catiões B+
recebam os eletrões:
Eletrólise ígnea e aquosa
Para que o processo eletrolítico
ocorra, é necessário que a passagem de corrente elétrica seja contínua e tenha
uma voltagem suficiente para desencadear a reação. Além disso, ainda é preciso
que os iões envolvidos no sistema se movimentem livremente, e isso dá-se quando
a substância submetida ao processo eletrolítico esteja fundida, que chamamos de
eletrólise ígnea, ou em solução aquosa, denominada eletrólise em meio aquoso.
Vejamos a diferença entre estas a seguir:
Eletrólise Ígnea: ocorre quando a passagem de
corrente elétrica dá-se numa substância iónica liquefeita, isto é, fundida. Daí
a origem do nome “ígnea”, uma palavra que vem do latim, ígneus, que significa “inflamado, ardente”, uma vez que é necessário
aquecer a substância a altas temperaturas para que ela se funda.
Esse tipo de reação é muito utilizado
na indústria, principalmente para a produção de metais. Vejamos o exemplo de
eletrólise do cloreto de sódio (NaCl): no seu estado fundido, o cloreto de
sódio, um composto iónico, pode ser eletrolisado para formar sódio metálico e
gás cloro. No NaCl fundido, os catiões e os aniões são Na+ e Cl-,
respetivamente.
A figura é um diagrama simplificado
de uma célula de Downs, que é usada para a eletrólise em grande escala do NaCl.
Figura 2- Célula de Downs simplificada.
Eletrólise Aquosa: neste caso, fazem parte os iões da
substância dissolvida (soluto) e da água. Na eletrólise do cloreto de sódio em
meio aquoso são produzidos o hidróxido de sódio (NaOH), o gás hidrogénio (H2)
e o gás cloro (Cl2). Dá-se como:
Foram formados dois catiões (Na+
e H+) e dois aniões (Cl- e OH-). Porém, apenas
um catião (H+) e um anião (Cl-) sofreram as descargas do
elétrodo, os outros iões foram apenas espectadores nessa eletrólise.
Como mostra a equação global, a
concentração de iões Cl- diminui durante a eletrólise e a dos dois
iões OH- aumenta, Portanto, para além de H2 e Cl2,
pode obter-se o produto secundário, NaOH, evaporando a solução aquosa no fim da
eletrólise.
Isto ocorre em todas as eletrólises
em meio aquoso: apenas um dos catiões e um dos aniões são participantes. Para
determinarmos quais serão os participantes e quais serão os espectadores,
existe uma ordem de facilidade de descarga, conforme mostrado na lista abaixo:
Figura 3-
Esquema relativo à facilidade de descarga dos eletrões por ordem crescente.
Deste modo, consultando a lista,
vemos que o catião H+ tem mais facilidade de descarga que o Na+
que é um metal alcalino. E, no que diz respeito aos aniões, o Cl- é
um anião não oxigenado e mais reativo que OH-.
Aspetos quantitativos da eletrólise
O
físico-químcio inglês Michael Faraday (1791-1867) estudou a eletrólise e criou
duas leis que permitem relacionar aspetos quantitativos desse processo e determinar
o rendimento da produção, a quantidade de matéria-prima necessária, o tempo de
duração do processo e a corrente elétrica que será aplicada.
1ª lei de Faraday
“A massa de uma substância formada ou
transformada em qualquer um dos elétrodos, assim como a massa da substância
decomposta, por eletrólise é diretamente proporcional à quantidade de
eletricidade que atravessa a solução.”. Sabe-se que a corrente elétrica, nas
soluções, é transportada unicamente pelos iões que, durante a eletrólise, se
deslocam para os elétrodos de carga oposta, descarregando-se neles. Portanto,
quanto maior for a quantidade de eletricidade que atravessa a solução, maior
será a quantidade de substâncias correspondentes que aparecem nos elétrodos.
2ª lei de Faraday
“A mesma quantidade de eletricidade
provoca a libertação junto dos elétrodos, assim como a decomposição de várias
substâncias em quantidades proporcionais aos seus equivalentes químicos.”.
Por exemplo, experimentalmente
conclui-se que quando 96 500 coulombs (unidade SI de carga elétrica) através de
uma solução de nitrato de prata, libertava-se no cátodo 1 equivalente-grama de
prata (isto é, 107,87g). De acordo com a segunda lei de Faraday, a mesma
quantidade de eletricidade provocará o aparecimento, durante a eletrólise de
soluções de outros eletrólitos, de uma quantidade eequivalente, isto é, de um
equivalente-grama de qualquer outro elemento, por exemplo, 63,54/2 g de Cu. A quantidade de eletricidade
necessária para libertar 1 equivalente-grama de qualquer substância, junto de
um elétrodo, chama-se faraday e designa-se pelo símbolo F. Um faraday equivale
a: F= 96 500 coulombs.
Os átomos-grama de todos os elementos
contém o mesmo número de átomos (6,02 x 1023). E cada ião Ag+,
ao descarregar-se no cátodo, capta um eletrão. Portanto, para que se forme um
átomo-grama, isto é, 107,87g de prata no cátodo, teremos de utilizar 6,02 x 1023
eletrões. A sua carga total é precisamente igual a um faraday, ou seja, 96 500
coulombs.
Se a mesma quantidade de eletricidade
passar através duma solução de CuSO4, como cada ião Cu2+,
recebe no cátodo não um mas dois eletrões, formar-se-ão (6,02 x 1023)/2
átomos de cobre, isto é, 1/2
MATERIAL
REAGENTES
PROCEDIMENTO
MATERIAL
-Caixa de
petri;
-Íman;
-Gerador de
energia;
-2 placas de
grafite;
-Vareta;
-Conta-gotas.
REAGENTES
-Indicador
azul de bromotimol;
-Água;
-Sulfato de
sódio.
PROCEDIMENTO
1. Posicionou-se o íman centralizado
debaixo da caixa de petri;
2. Preparou-se uma solução de 50ml de
sulfato de sódio;
3. Transferiu-se a solução para a caixa
de petri;
4. Adicionou-se o indicador azul de
bromotimol até adquirir uma cor esverdeada;
5. Conectou-se os dois polos da fonte a
cada uma das placas de grafite;
6. Mergulhou-se as placas de grafite na
solução junto de cada polo do íman.
REGISTO DAS
OBSERVAÇÕES
Pudemos
observar a formação de expirais com efeitos espantosos visualizando-se a
individualização de cada uma das cores (azul e amarelo) que constituem a cor verde;
E ainda se notou a formação de gases numa das placas de grafite.
Aquando à
inversão das placas de grafite relativamente aos polos do íman, pudemos reparar
que o inverso aconteceu: as espirais formaram-se na direcção oposta, bem como a
individualização das cores.
DISCUSSÃO DE
RESULTADOS
Para cada faixa de pH, o indicador
azul de bromotimol apresenta uma coloração. Em meio neutro, a cor indicada é
verde, em meio ácido é amarelo, e em meio básico, azul. Depois de adicionado o
indicador azul de bromotimol, a solução de sulfato de sódio exibia uma
coloração esverdeada, uma vez que a solução é neutra.
Na eletrólise do sulfato de sódio em
meio aquoso, a água é oxidada, no ânodo, conforme a seguinte semirreação:
2
H2O (l) → O2 (g) + 4H+ (aq) + 4e-
Como são produzidos iões H+,
o meio torna-se ácido e a solução apresenta-se amarela na região do elétrodo positivo.
No eléctrodo negativo, cátodo, a água
é reduzida:
2
H2O (l) + 2e- → H2 (g) + 2 OH- (aq)
Com a produção dos iões OH-
o meio torna-se básico e a cor indicada na região do elétrodo negativo é azul.
Nem o ião Na+ nem o ião SO42-
participam nas reacções dos elétrodos, dado que é mais fácil oxidar a água do
que oxidar o SO42- e ainda, a facilidade com que se reduz
a água é maior do que a com que se reduz o Na+.
Os iões presentes na solução são
atraídos pelos elétrodos de carga oposta. Deste modo os catiões, os iões H+,
são atraídos pelo polo negativo e os aniões. Iões OH- pelo polo
positivo. Como o campo magnético altera a trajetória destes iões o resultado é
um conjunto de espirais.
Na eletrólise, utilizamos uma fonte
externa de voltagem para efectuar uma transformação química. Já estudamos reações
de oxidação redução de cuja ocorrência espontânea é possível obter corrente elétrica.
As reações inversas, não espontâneas, requerem, pois, trabalho elétrico para
terem lugar.
A célula eletrolítica é constituída
por uma fonte de energia, elétrodos e o eletrólito, um composto iónico. Cada
ião no eletrólito tende a mover-se em direção ao elétrodo de carga oposta. Os
catiões recebem eletrões no elétrodo negativo e são reduzidos e os aniões são
oxidados no elétrodo positivo.
Neste caso em particular (eletrólise
do sulfato de sódio em meio aquoso), os elétrodos são os dois pedaços de
grafite (elétrodos inertes- não reagem frente aos compostos que estão a ser
eletrolizados) e o eletrólito é a solução de sulfato de sódio.
Como o indicador azul de bromotimol,
tinha sido adicionado à solução, com a produção dos iões H+ e os
iões OH-, a solução exibia duas cores: amarelo e azul.
Os catiões, os iões H+,
são atraídos pelo polo negativo e os aniões, iões OH-, pelo polo
positivo. Como o campo magnético altera a trajetória destes iões, o resultado é
um conjunto de expirais admiráveis, visualizadas em função das diferentes cores
que surgem na solução.
CONCLUSÃO
Com esta
experiência, conseguimos criar um efeito artístico a partir da eletrólise de
uma solução de sulfato de sódio, com o objetivo de consolidar os conhecimentos
sobre eletroquímica: reações redox, circuitos eletrolíticos, tendo por base as
leis de Faraday.
Como reações
redox, é apresentada a reação catódica e a reação anódica da água que permitirá
o surgimento do efeito. Servindo-se como fonte de energia o gerador de energia,
como elétrodos, os pedaços de grafite e como eletrólito, o composto iónico da
solução de sulfato de sódio. Na célula eletrolítica verifica-se o movimento de
cada ião no eletrólito em direção ao elétrodo de carga oposta. Então, os
catiões são reduzidos e os aniões são oxidados.
Por fim,
ficamos a conhecer as aplicações da eletrólise no nosso quotidiano, como por
exemplo a purificação e proteção de metais tornando-os resistentes à corrosão e
o isolamento de algumas espécies químicas.
WEBGRAFIA
http://www.infoescola.com/quimica/eletrolise/
http://www.soq.com.br/conteudos/em/eletroquimica/p4.php
http://www.mundoeducacao.com/quimica/eletrolise.htm
http://www.coladaweb.com/quimica/eletroquimica/eletrolise
https://www.youtube.com/watch?v=L26lbzdSAwA
Sem comentários:
Enviar um comentário