Saiba mais: eletrólise

Interessado em conhecer melhor a aplicação desse processo? Vamos lá!

• Exemplo I

Pela tabela, determinamos que o cátion descarregado será o cobre e o ânion descarregado será a hidroxila. Logo, os produtos formados serão cobre metálico e oxigênio. Repare que íons H3O+ e íons SO42- sobram na solução aquosa, levando à formação de ácido sulfúrico (H2SO4). Portanto, no final do processo, a solução terá caráter ácido. A reação global é:

• Exemplo II

Veremos, agora, a eletrólise do ácido sulfúrico.

Nossos cátions e ânions são:

Repare que, aqui, só temos um cátion, o hidrônio. O ânion descarregado será a hidroxila, pois o ânion sulfato é um ânion oxigenado.

A reação global será dada por:

Processos que envolvem a eletrólise

• Galvanoplastia

Esse processo consiste em utilizar um metal com alto potencial de redução para proteger o metal de interesse. É uma alternativa à proteção catódica ou ao uso de metais de sacrifício. Esse processo é muito utilizado em indústrias, para revestimento de canos e nas chamadas joias foleadas ou banhadas a ouro ou prata e chaves niqueladas.

Para a produção de joias folheadas, o método utilizado é a eletrólise aquosa. O eletrólito pode ser o nitrato de ouro III, que vai liberar íons Au^3+.

O ouro é um metal pouco reativo, por isso ele é um dos eletrodos (ânodo) na célula eletrolítica. Um anel de aço, por exemplo, serve como o cátodo. A passagem de corrente elétrica ocasiona uma oxidação na placa de ouro e no anel ocorre a redução de íons Au^3+ para ouro sólido, depositando-se e formando uma camada de ouro. 

• Anodização

O princípio aqui é revestir e proteger o metal de interesse com uma camada do seu próprio óxido. As peças de alumínio são geralmente revestidas por esse processo. Nesse caso, a peça que será protegida é o ânodo de uma eletrólise em solução aquosa com ácido sulfúrico. O gás oxigênio liberado ataca o ânodo, criando uma camada de óxido de alumínio. Esse processo é aplicado em janelas, grades, portões e tampas de panelas de alumínio.

• Refino do cobre

Para se obter uma pureza acima de 99,5%, deve-se empregar o refino eletrolítico do cobre. O ânodo é o cobre impuro, onde ocorre a oxidação do cobre e de impurezas, como metais que oxidam mais facilmente que o cobre. Essas impurezas se depositam no fundo do recipiente, formando a lama anódica, que é aproveitada. No cátodo, os íons Cu^+ são reduzidos a cobre metálico de alta pureza. É uma eletrólise aquosa, cujo eletrólito é o sulfato de cobre.

Metalurgia

A metalurgia é um processo complexo que visa a obtenção de metais a partir de minérios. Grande parte dos minérios são encontrados com alta oxidação (de fato, muitos são óxidos), e precisam ser reduzidos para que o metal possa ser obtido.

Os potenciais de redução estão diretamente relacionados ao estado desses metais e os processos que devem ser usados para a sua obtenção. Metais como o lítio, potássio, cálcio, sódio, magnésio e alumínio possuem baixo potencial de redução, com sinal negativo, e são obtidos por eletrólise ígnea. Já o zinco, o cromo, o chumbo, o ferro, o estanho e o manganês possuem um potencial que varia de - 0,76 V (Zn) a + 0,03 V (Mn). Eles são obtidos por meio da redução de seus minérios. Normalmente, os agentes redutores usados são o alumínio, o carbono e o monóxido de carbono. Os chamados metais nobres são aqueles que tem pouca tendência a oxidar. Portanto, o cobre, o mercúrio, a prata e o ouro têm potenciais positivos e são encontrados livres na natureza ou podem ser obtidos facilmente a partir do minério.

• Metais nobres

Entre eles estão o ouro, a platina, a prata e o mercúrio. Como tendem a não sofrer oxidação, são encontrados na natureza na forma de substâncias simples. Contudo, eles também são encontrados em formato de sulfetos, como a argentita (Ag2S), a calcocita (Cu2S) e o cinábrio (HgS). O processo usado é chamado de ustulação, que consiste, basicamente, na queima do sulfeto quando este entra em contato com o oxigênio e é aquecido.

• Ferro, estanho, zinco e chumbo

Esses minérios não são encontrados como substâncias simples, precisam sofrer redução por meio do carbono ou pelo monóxido de carbono.

O ferro pode ser obtido a partir da hematita (Fe2O3). Por ser amplamente utilizado no mundo atual, o ferro tem um ramo metalúrgico só para si: a siderurgia é a parte que se encarrega da obtenção do ferro a partir dos minérios.

O estanho é encontrado na cassiterita (SnO2) e passa pelo mesmo processo de obtenção do ferro, ou seja, exposição ao gás carbônico em altas temperaturas.

O zinco passa por um processo dividido em duas etapas: a ustulação e a redução, pois o zinco comumente é encontrado na blenda (ZnS), também conhecida como esfalerita.

O chumbo é obtido a partir da galena e passa pelas mesmas etapas que o zinco.

Ligas metálicas:

• Aço: formado por uma liga de ferro e carbono (em uma concentração de até 1,5%)
• Bronze: mistura de estanho e cobre.
• Utilização do estanho em forma de lata: chapa de ferro revestida com estanho.
• Latão: liga de zinco e cobre.
• Solda eletrônica: chumbo e estanho.

• Cromo e manganês

Esses metais também não são nobres, mas com um porém: se forem usadas as mesmas técnicas descritas para os metais acima, haverá grande contaminação dos metais pelo carvão, tornando necessário um processo de purificação, que, consequentemente, acarreta em um maior custo para a indústria.

Portanto, no caso desses metais, a aluminotermia (ou reação aluminotérmica) é usada.

O cromo é obtido pela cromita (FeO . Cr2O3). Nesse processo, há a obtenção do metal sólido e do óxido de alumínio. O manganês, obtido pela pirolusita (MnO2), em uma reação que gera o manganês sólido e o óxido de alumínio. 

• Metais alcalinos, alcalinoterrosos e alumínio

Esses metais têm baixo potencial de redução, por isso, a maneira mais fácil de obtê-los é pela eletrólise ígnea pois, como vimos, os produtos formados pela eletrólise aquosa e pela eletrólise ígnea são diferentes.

Estequiometria das reações eletroquímicas 

Como para qualquer reação química, aqui também iremos trabalhar com a estequiometria. Entretanto, precisamos compreender alguns conceitos da Eletrostática e da Eletrodinâmica.

Carga elétrica (Q): em Química, nos referimos a carga elétrica como 1+ e 2-, por exemplo. Beleza, mas 1+ o quê? Normalmente, estamos nos referindo aos elétrons. Mas qual a carga de um elétron? No Sistema Internacional de Unidades, a unidade de carga elétrica é o coulomb, C. Através de experimentos, a carga de um elétron ficou determinada como - 1,6 x 10^19 C, a carga do próton como 1,6 x 10^19 C e a do nêutron, zero. Para nós, consideraremos apenas o módulo da carga elétrica.

Corrente elétrica (i): definida como a carga elétrica que atravessa uma seção transversal do circuito dividida pelo tempo. No SI, é medida em ampères, A.

Assim, temos a seguinte relação:

A constante de Faraday é definida pela carga elétrica de 1 mol de elétrons, sendo 9,6485 x 10^4 C/mol. Simbolizada por F, pode ser arredondada para 9,65 x 10^4 C/mol.

Exemplo I: pilhas

Um brinquedo necessita de uma corrente de 0,1 A. Em quantos gramas o ânodo de zinco é oxidado se o brinquedo for mantido ligado por uma hora?

Dado: 

O primeiro passo é calcular a quantidade a quantidade de carga envolvida durante o funcionamento do brinquedo.

Q = i x Δt

Q = 0,1 A x 3.600 s

Q = 360 C

Agora que temos o total de carga, entramos na parte da estequiometria. Pela constante de Farraday, sabemos que 1 mol de elétrons tem carga de 96.500 C. A relação utilizada, nesse caso, é grama por coulomb.

Vamos montar as relações?

Exemplo II: eletrólise

Um técnico quer depositar um revestimento de 11,74 g de níquel em uma peça metálica. O processo ocorre com uma corrente de 96 A. A peça que será revestida será o cátodo, e o níquel metálico, o ânodo. Sabendo disso, responda:

a) a quantidade de carga que passa por esse circuito.

b) o tempo necessário para esse procedimento.

Dado:

Começando pela letra a, iremos, primeiramente, considerar a estequiometria.

Assim, agora que sabemos que a carga que deve passar pelo circuito é 3,86 x 104 C. Com essa informação, podemos calcular o tempo (letra b).

Q = i x Δt

3,86 x 104 C = 96,5 A x Δt

Δt = 400 s

Texto e imagens por Giovana Bagnara Luisi
Estudante de Química

Referências:

(TITO), Francisco Miragaia Peruzzo; CANTO, Eduardo Leite do. Química: na abordagem do cotidiano. 3. ed. São Paulo: Moderna, 2007. 760 p.

NAHAS, Mathes. Química. São Paulo: Ftd, 2017. 22 v. (Sistema Marista de Educação). 

Crédito das imagens dos minérios:

https://lh6.googleusercontent.com/proxy/Zd11tnqS8w93w7s2Uguq16VM5URj7zfggCJYSwVTw7v2dEI-rSAaar1_4WtTyDw7OxaH3Y8mxsCad8ao6T4WxBKkMwoRvFXvjhjsMEkaWTO0Pd47fsvaf1xjGzXIYIx5K0tlJhvwIJTNuN7qNv81=s0-d

https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/5/5f/Chalcocite.jpg

https://lh3.googleusercontent.com/proxy/r07uuhXRzUba3vTNuWHoM73nivubzUi0AJtLvuXifGNjnRYEw5CZiBPHs4MNu8m-usdTf6q--8gMtss12Wuf3xPElicFnkCTH13zEQy-5CNC4TqUhxCDa5cV63LpzDkJQEKPUU5rPWcqYgL_pYhSbCX1O5PL-E7NCBpYALnvMoHr-aTtQXWKzFAzyT0

https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/2/2f/Sphalerite4.jpg

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