Princípios da Eletrólise

Introdução: Forçando a Química a Acontecer

Nos últimos quatro capítulos, nós vimos como usar reações químicas espontâneas para gerar eletricidade.

Em todos esses casos, a reação acontecia "sozinha" ($\Delta E° > 0$).

Agora, vamos fazer o caminho inverso.

E se a gente pegar uma reação que não é espontânea ($\Delta E° < 0$) e, mesmo assim, quisermos que ela aconteça? É possível?

Sim! Mas não de graça. Tudo tem seu preço!

A gente vai precisar fornecer energia para que ela ocorra.

É como empurrar uma pedra morro acima. Não acontece sozinho, você precisa gastar sua energia para fazer o trabalho.

Quando usamos energia elétrica (de uma fonte externa, como uma bateria ou uma tomada) para forçar uma reação química não espontânea a acontecer, chamamos isso de eletrólise.

É exatamente o que acontece quando você recarrega a bateria do seu celular:

Você está usando a eletricidade da tomada para reverter as reações químicas, armazenando energia para usar depois.

1. A Inversão dos Polos: A Grande Pegadinha da Eletrólise

Este é o ponto que mais confunde os alunos, então vamos com muita calma.

Primeiro, vamos lembrar das definições que NUNCA MUDAM, não importa se é pilha ou eletrólise:

Ânodo: É SEMPRE o local onde ocorre a OXIDAÇÃO. (Lembre-se: Ânodo → Oxidação, as duas vogais).

Cátodo: É SEMPRE o local onde ocorre a REDUÇÃO. (Lembre-se: Cátodo → Redução, as duas consoantes).

Isso não muda. O que muda é o sinal elétrico de cada um desses polos.

Na Pilha (Processo Espontâneo)

O ânodo é a fonte de elétrons, ele os "empurra" para o fio. Por isso, ele é o polo negativo (-).

O cátodo é o destino dos elétrons, ele os "puxa" do fio. Por isso, ele é o polo positivo (+).

Na Eletrólise (Processo Não Espontâneo)

Aqui, quem manda é a fonte de energia externa (a bateria que estamos usando para forçar a reação).

O polo positivo (+) da bateria externa vai arrancar elétrons de um dos eletrodos, forçando-o a sofrer oxidação.

Portanto, na eletrólise, o ÂNODO é o POLO POSITIVO (+).

O polo negativo (-) da bateria externa vai empurrar elétrons para o outro eletrodo, forçando-o a sofrer redução.

Portanto, na eletrólise, o CÁTODO é o POLO NEGATIVO (-).

Houve uma inversão dos sinais!

Grave bem essa tabela. Entender essa inversão é a chave para dominar a eletrólise.

2. E onde a eletrólise ocorre?

Diferente da pilha, que geralmente precisa de dois potes e uma ponte salina,

a eletrólise acontece em um sistema mais simples, chamado de cuba eletrolítica.

Os componentes básicos são:

• Cuba: um recipiente único onde tudo acontece;

• Eletrodos: duas placas condutoras, geralmente feitas de um material inerte (que não reage), como grafite ou platina, mergulhadas no eletrólito;

• Fonte de energia elétrica: uma bateria ou gerador que será conectado aos eletrodos. É ela quem vai "bombear" os elétrons e forçar a reação;

• Eletrólito: A substância que será decomposta pela eletricidade. Para que a eletrólise ocorra, o eletrólito precisa ter íons livres para se movimentar.

E é aí onde está o segredo.

Esses íons livres podem aparecer de duas formas, caracterizando os dois tipos de eletrólise: a eletrólise ígnea e a eletrólise aquosa.

Na eletrólise ígnea, nós temos um composto iônico puro e fundido (derretido) que sofrerá a eletrólise.

Ígnea vem de fogo, indicando que, para você fundir um composto iônico, haja fogo meu amigo! Temperaturas altíssimas, 800 °C, 1500 °C …

Se você pega um NaCl e coloca ele a 800 °C, por exemplo, ele vira líquido e os íons Na+ e Cl- estarão livres para sofrer eletrólise!

Agora a eletrólise aquosa é a eletrólise de um composto dissociado em água.

Usando o mesmo NaCl agora, só que em água, ele também formará os mesmos íons Na+ e Cl-, sem precisar de temperaturas altíssimas.

Então, se usando água eu evito ter que trabalhar com temperaturas altíssimas, porque não fazemos a eletrólise aquosa sempre?

Aí entra a outra diferença das eletrólises: não fazemos isso sempre por conta da competição entre os íons!

Na eletrólise ígnea, não existe competição! No caso do NaCl líquido, só existe Na+ e Cl- dentro da cuba.

Então ele não vai competir com nada. Eu sei que meu Na+ vai reduzir no cátodo (-) e que meu Cl vai oxidar no ânodo (+), não importa o que aconteça!

Já na eletrólise aquosa, existe uma competição entre os íons do composto com os íons da água!

No cátodo (-), eu terei o Cl- e o OH- competindo para ver quem vai reduzir. No ânodo, eu terei o Na+ e o H+ competindo para ver quem vai oxidar.

Portanto, na eletrólise aquosa, eu não tenho garantia de que, toda vez, o íon que eu quero que reduza (ou oxide) vai reduzir.

Entendido isso, vamos para o próximo capítulo, que detalharei como montar uma reação de eletrólise de cada tipo.

Lá, a gente se aprofunda nos detalhes de cada uma. Te espero lá!