Eletroquímica: eletrólise aquosa e leis de Faraday Notas de revisão para ENEM Química

Eletroquímica - Eletrólise aquosa e leis de Faraday

O que é eletrólise aquosa?

A eletrólise aquosa acontece quando uma substância se dissolve em água e sofre decomposição através da passagem de corrente elétrica. Durante esse processo, a água também participa das reações, liberando íons H⁺ e OH⁻.

infoNote

Equações importantes:

Dissociação da água: $H_2O \rightarrow H^+ + OH^-$

Autoionização da água: $2H_2O \rightarrow H_3O^+ + OH^-$

Prioridade de descarga dos íons

Para cátions (redução no cátodo):

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Os íons com menor potencial de redução são descarregados primeiro:

Metais menos reativos (como $Au^{3+}$ , $Ag^+$ ) > $H^+$ > Metais mais reativos (como $Na^+$ , $K^+$ )

Para ânions (oxidação no ânodo):

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A ordem de prioridade segue esta sequência:

Ânions de ácidos oxigenados < $OH^-$ < haletos ( $Cl^-$ , $Br^-$ , $I^-$ )

Exemplo prático: eletrólise do NaCl aquoso

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Exemplo Trabalhado: Eletrólise do Cloreto de Sódio

Dissociação do sal: $NaCl_{(aq)} \rightarrow Na^+_{(aq)} + Cl^-_{(aq)}$

Reações que ocorrem:

No cátodo (redução): $2H^+ + 2e^- \rightarrow H_{2(g)}$
No ânodo (oxidação): $2Cl^- \rightarrow Cl_{2(g)} + 2e^-$

Reação global: $2NaCl_{(aq)} + 2H_2O \rightarrow 2NaOH + H_{2(g)} + Cl_{2(g)}$

Observação: O $H^+$ tem prioridade sobre $Na^+$ no cátodo, e o $Cl^-$ tem prioridade sobre $OH^-$ no ânodo.

Leis de Faraday

As leis de Faraday nos ajudam a calcular quantidades em processos eletroquímicos.

infoNote

Fórmula fundamental: $Q = I \times t$

Onde:

$Q$ = carga elétrica (Coulombs)
$I$ = corrente elétrica (Amperes)
$t$ = tempo (segundos)

Constante de Faraday: $1 F = 96.500 \text{ C}$ (carga de 1 mol de elétrons)

Como usar nas contas:

Calcule a carga total: $Q = I \times t$
Encontre o número de mols de elétrons: $n(e^-) = Q/96.500$
Use a estequiometria da reação para encontrar a massa do produto

Exemplo de cálculo

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Exemplo Trabalhado: Deposição de Cromo

Problema: Uma célula eletrolítica contém solução aquosa de íons $Cr^{3+}$ . Passa uma corrente de 16 A. Determine o tempo necessário para depositar 0,52 g de cromo.

Dados: Cr = 52 g/mol; 1 F = 96.500 C

Resolução:

Passo 1: Identificar a reação $Cr^{3+}_{(aq)} + 3e^- \rightarrow Cr_{(s)}$

Passo 2: Estabelecer a proporção

1 mol de $Cr^{3+}$ produz 3 mols de $e^-$
52 g de Cr correspondem a $3 \times 96.500 = 289.500$ C
0,52 g de Cr correspondem a Q

Passo 3: Calcular a carga necessária $Q = \frac{0,52 \times 289.500}{52} = 2895 \text{ C}$

Passo 4: Calcular o tempo $Q = I \times t \Rightarrow 2895 = 16 \times t$ $t = 180,9 \text{ s} \approx 3 \text{ minutos}$

Dicas importantes para o ENEM

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Pontos Essenciais para Lembrar:

Sempre identifique quais íons estão presentes na solução aquosa
Lembre-se da ordem de prioridade de descarga
A água sempre participa das reações em eletrólise aquosa
Use a constante de Faraday (96.500 C) nos cálculos
Preste atenção na estequiometria das reações

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Resumo dos Conceitos-Chave:

Eletrólise aquosa sempre envolve a participação da água, liberando $H^+$ e $OH^-$
Prioridade de descarga determina quais íons serão reduzidos ou oxidados primeiro
Fórmula de Faraday: $Q = I \times t$ , onde Q é a carga, I é a corrente e t é o tempo
Constante de Faraday: 96.500 C representa a carga de 1 mol de elétrons
Cálculos sempre seguem: corrente → carga → mols de elétrons → massa do produto

Eletroquímica: eletrólise aquosa e leis de Faraday (ENEM Química): Notas de revisão