Nesse episódio, vamos mergulhar nas Leis de Faraday da Eletrólise, um tema essencial da eletroquímica que conecta ciência, tecnologia e indústria de maneiras fascinantes. Vamos explorar como essas leis revolucionaram o entendimento dos processos químicos, aprender a aplicá-las em cálculos práticos e descobrir por que elas continuam tão relevantes até hoje. E, como sempre, preparamos exemplos do dia a dia, como a produção de hidrogênio e a galvanoplastia.
Antes de entrarmos nas Leis de Faraday, vamos conhecer um pouco sobre Michael Faraday, o cientista brilhante por trás dessas descobertas. Faraday é uma verdadeira inspiração! Ele começou sua carreira como aprendiz de encadernador, mas, com curiosidade e dedicação, se tornou um dos maiores cientistas do século XIX. Ele desbravou campos como a eletroquímica e do eletromagnetismo. Faraday foi pioneiro ao descobrir que a eletricidade podia causar reações químicas. As Leis de Faraday são a base de muitos avanços científicos e tecnológicos que utilizamos até hoje.
Para facilitar o entendimento, dividimos o tema eletrólise, em dois episódios. No episódio 89, abordamos os conceitos básicos: como funciona uma célula eletrolítica, as reações que ocorrem e a prioridade de descargas nos eletrodos. Se você ainda não ouviu, corre lá! Está disponível no nosso site, www.papodequimica.com.
Vamos recapitular rapidamente: a eletrólise, é o processo de decomposição de substâncias químicas usando corrente elétrica. Isso acontece em uma célula eletrolítica, composta por dois eletrodos:
- Ânodo(positivo) : onde ocorre a oxidação,
- Cátodo(negativo): onde ocorre a redução.
Os íons migram entre esses polos, permitindo que a reação química aconteça.
Faraday formulou duas leis que explicam os fenômenos na eletrólise. Vamos descomplicá-las:
- Primeira Lei: a quantidade de substância formada ou consumida em um eletrodo é proporcional à carga elétrica que atravessa o sistema.
- Segunda Lei: Essa quantidade está relacionada com a massa equivalente da substância.
A Primeira Lei pode ser resumida assim: a massa da substância formada é proporcional à carga elétrica que atravessa o sistema, representada por fórmula:
m ∝ Q
Onde :
m é a massa depositada no eletrodo
∝ é o símbolo de proporcionalidade
Q é carga elétrica que atravessa a solução
A carga(Q) é dada por Q = i × t (onde i representa a corrente elétrica e t o tempo, em segundos).
Portanto podemos escrever : m = k × i × t
Aqui, k é uma constante de proporcionalidade que depende da substância e pode ser calculada pela fórmula:
Onde
- M é a massa molar do composto
- n é o número de mols de elétrons envolvidos na reação
- F é a constante de Faraday(96.500 C ), que corresponde à carga de 1 mol de elétrons.
Substituindo k na equação original, obtemos:
Isso significa que a massa depende da massa molar, da corrente, do tempo, do número de elétrons envolvidos na reação e da constante de Faraday.
Vamos ver isso num exemplo prático?
Vamos calcular a massa de cobre depositada em 1 hora por uma corrente de 2 Amperes em uma solução de sulfato de cobre II (CuSO4)?
As informações que temos são:
- Massa molar do cobre (M) = 63,5 g/mol.
- Constante de Faraday(F)= 96500 C/mol
- Corrente elétrica(i) = 2A
- O Tempo(t)= 1h = 3.600s
Primeiro, determinamos o número de elétrons envolvidos na deposição do cobre. Quando o sulfato cúprico se dissolve, temos: CuSO₄ → Cu²⁺ + SO₄²⁻
No cátodo (polo negativo), ocorre a redução dos íons cúpricos (Cu²⁺) em átomos de cobre metálico. Esse processo pode ser representado pela seguinte equação: Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu
Logo o número de elétrons envolvidos, n=2
Substituindo na fórmula
Essa é a base para processos industriais, como a galvanoplastia, que aplica revestimentos metálicos a objetos.
Podemos resolver essa questão de outra maneira, considerando o seguinte:
- 1 mol de elétrons equivale a 1 Faraday, ou seja, 96.500 C/mol
Na deposição do íon cúprico (Cu++) no cátodo, ocorre a seguinte reação:
Cátodo (Polo negativo) Cu++ + 2 e- ® Cu
Isso significa que 2 mols de elétrons são necessários para depositar 1 mol de cobre metálico(Cu). Essa relação pode ser representada matematicamente da seguinte forma:
- 2 e- --> Cu ,
- 2 Faradays(ou 2F) --> 1 Cu ,
- 2 x 96500 C ---> 63,5g de Cu,
Agora, aplicando esse conceito na eletrólise:
Estamos utilizando uma corrente de 2A(amperes) por 1h(ou 3.600s). A carga elétrica total pode ser calculada pela fórmula:
Vamos a um segundo exemplo!
Qual o volume de gás hidrogênio produzido em condições normais por uma corrente de 5 amperes durante 2 horas na eletrólise da água.
Primeiro, calculamos a carga elétrica:
A Segunda Lei de Faraday é igualmente fascinante: as massas de diferentes substâncias depositadas ou dissolvidas pela mesma quantidade de carga elétrica são proporcionais às suas massas equivalentes ou equivalentes-grama. Em resumo se você passar a mesma carga por duas células contendo eletrólitos diferentes, as massas de substâncias produzidas ou consumidas em cada célula estarão em proporção direta aos equivalentes-grama de cada substância. Podemos representar essa relação pela fórmula
Mas, o que significa equivalente-grama?
O equivalente-grama, também conhecido como massa equivalente, é calculado dividindo a massa molar de uma substância pelo número de elétrons envolvidos na reação de oxirredução, para 1 mol dessa substância.”
Por exemplo, vejamos a redução do íon cúprico : Cu2+ + 2e−-− →Cu(s):
- A massa molar do Cu é aproximadamente 63,5 g/mol.
- Como o cobre necessita de 2 elétrons para ser reduzido a um átomo neutro
- O equivalente-grama de cobre é 63,5g /2 =31,75
- Um exemplo? Vamos resolver?
Imagine que temos duas células eletrolíticas conectadas em série. A mesma corrente elétrica passa pelas duas células, durante o mesmo intervalo de tempo. Uma contém CuSO₄, a outra AgNO₃. Sabemos que 0,5 g de cobre foram depositados na primeira célula. A questão é: qual será a massa de prata depositada na segunda?
- Cu: massa molar = 63,5 g/mol
- Ag: massa molar = 108 g/mol
- Reação do cobre : Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu(s)
- Equivalente grama do cobre =
- Reação da prata: Ag⁺ + e⁻ → Ag(s)
- O equivalente gramas = 108g/1 =108 g
E assim concluímos nosso episódio! Hoje, aprendemos a teoria e os cálculos das Leis de Faraday, aplicados a exemplos práticos.
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