Leis da eletrólise

A eletrólise é um processo estudado em Eletroquímica em que a energia elétrica é transformada em energia química. Esse processo não é espontâneo e se inicia quando se faz uma corrente elétrica passar por um líquido que fica num recipiente denominado de cuba eletrolítica, dando origem a reações químicas de oxirredução, com transferência de elétrons.

Existe a eletrólise ígnea, em que a substância líquida está fundida, sem a presença de água, e a eletrólise em meio aquoso, em que uma substância é dissolvida em água, formando uma solução eletrolítica (com íons livres que conduzem eletricidade).

Atualmente, a eletrólise é amplamente empregada em indústrias químicas, em processos de eletrodeposição metálica para proteção contra corrosão (galvanoplastia), na purificação de metais, como o cobre, na produção de elementos isolados e de substâncias simples que não existem na natureza, entre outros.

Isso requer cálculos precisos para que os engenheiros possam avaliar quanto é o rendimento da produção, quanto de matéria-prima será necessário utilizar, qual será o tempo de duração do processo e qual será a corrente elétrica que será aplicada.

O físico-químico inglês Michael Faraday (1791-1867) estudou a eletrólise e criou duas leis que permitem relacionar os aspectos quantitativos desse processo e determinar os aspectos mencionados no parágrafo anterior.

A sua primeira lei dizia o seguinte:

“A massa de uma substância formada ou transformada por eletrólise é diretamente proporcional à quantidade de carga elétrica que atravessa o sistema de um eletrodo a outro.”

Isso significa que se a carga elétrica do sistema for dobrada, a massa da substância irá dobrar também. Do contrário, se a carga elétrica do sistema for diminuída pela metade, a massa da substância produzida também será a metade, e assim por diante.

A carga elétrica é simbolizada pela letra Q e pode ser calculada pela multiplicação da intensidade de corrente elétrica aplicada (i) pelo tempo (t):

Q = i . t

Tanto a intensidade da corrente elétrica quanto o tempo podem ser medidos experimentalmente por meio de um amperímetro e com um cronômetro, respectivamente.

A unidade de i é ampère (A) e de t são segundos (s). Portanto, a unidade de Q será A . s, que é o mesmo que coulomb (C).

Q = i . t
 Q = ampère . segundo     
ampère . segundo = coulomb
Q = C

A segunda lei de Faraday permite determinar a quantidade de matéria (mol) de elétrons que participa da eletrólise e a massa da substância que foi formada ou transformada durante esse processo.

Na realidade, até a época de Faraday, as partículas subatômicas, tais como os elétrons, ainda não haviam sido descobertas, e ele também não sabia sobre a grandeza “mol”. Faraday usou outros conceitos para expressar a sua Lei. Porém, estes estão em desuso atualmente e usaremos conceitos adaptados que, em síntese, são a mesma coisa.

A carga do elétron foi descoberta em 1909, por Robert Andrews Millikan (1868-1953) – figura abaixo –, sendo igual a 1,6 . 10^-19 C. O número de Avogadro diz que 1 mol contém 6,02 . 10²³ elétrons. Assim, para descobrir a quantidade de carga elétrica que tem em 1 mol de substância, basta multiplicar esses valores:

(1,6 . 10^-19) . (6,02 . 10²³) = 9,65 . 10⁴ C

Esse valor (9,65 . 10⁴ C) ficou conhecido como constante de Faraday e simbolizado pela letra F, em homenagem ao trabalho desse cientista.

Portanto, se quisermos descobrir a massa de substância obtida ou transformada na eletrólise, basta relacionar os coeficientes das semirreações anódica e catódica, devidamente balanceadas, com a massa molar e a constante de Faraday. Veja um exemplo:

Exemplo: “Numa pilha de flash antiga, o eletrólito estava contido numa lata de zinco que funcionava como um dos eletrodos. Que massa de zinco metálico (Zn) foi oxidada a cátion zinco (Zn²⁺) durante a descarga desse tipo de pilha, por um período de 30 minutos, envolvendo uma corrente elétrica de 5,36 . 10^-1 A? (Dado: Massa molar do zinco = 65 g/mol).”

Resolução:

Dados:
i = 5,36 . 10^-1 A;
t = 30 s;
MM (Zn) = 65 g/mol.

* Primeiro descobrimos o valor da carga elétrica, Q, nesse sistema:

Q = i . t
 Q = (5,36 . 10^-1 A) . (30 s)
Q = 965 C

* Agora relacionamos esse valor com a semirreação de oxidação do zinco:

Zn → Zn²⁺ + 2e^-
 ↓                  ↓
1 mol          2 mol de e^-
↓
65 g -------- 2 (9,65 . 10⁴ C)
   m --------- 965 C
m = __(65 g) . (965 C)__
          2 (9,65 . 10⁴ C)
m = 3,25 . 10^-1 g de Zn