Departamento de Engenharia Química e do Ambiente

Apresentação em tema: "Departamento de Engenharia Química e do Ambiente"— Transcrição da apresentação:

1 Departamento de Engenharia Química e do Ambiente
Electrólise Valentim M. B. Nunes Departamento de Engenharia Química e do Ambiente Março de 2009

2 Electrólise A electrólise é um processo no qual energia eléctrica é usada para forçar a ocorrência de uma reacção química não espontânea.

3 Electrólise do cloreto de sódio fundido
A electrólise em grande escala do NaCl fundido é feita numa pilha de Downs 810 °C Ânodo: 2 Cl-(aq)  Cl2(g) + 2 e- produção de cloro Cátodo: 2 Na+(aq) + 2 e-  Na(l) produção de sódio

4 Electrólise da água Em água pura, a concentração iónica é muito baixa ([H3O+]  110-7 M), logo não há iões suficientes para a electrólise. Juntando por exemplo H2SO4 0.1 M: ânodo: 2 H2O(l)  O2(g) + 4H+(aq) + 4 e- cátodo: H+ + e-  1/2 H2(g) Global: 2 H2O(l)  2 H2(g) + O2(g)

5 Purificação do cobre A electrólise tem ainda outras aplicações, com a extracção e purificação de metais. O cobre impuro contém impurezas como Zn, Fe, etc..)

6 Produção do alumínio Ânodo: 2 O2-  O2 + 4 e-
O processo de Hall-Héroult tornou o alumínio num metal extremamente económico e com inúmeras aplicações: construção, refrigerantes, aeronaves... Ânodo: 2 O2-  O2 + 4 e- Cátodo: Al e-  Al(l) Global: 2 Al2O3  4 Al + 3 O2

7 Electrodeposição metálica
A electrodeposição de um metal sobre outro tem como objectivo conferir determinadas propriedades, como aparência (exº: brilho), dureza, resistência à corrosão, etc. Au3+(aq) + 3e-  Au(s)

8 Aspectos quantitativos: Lei de Faraday
Faraday verificou que a massa de produto formado ou consumido num eléctrodo é directamente proporcional à quantidade de electricidade transferida e à massa molar. Corrente (A)  tempo (s) Carga em Coulomb (C) Número de Faraday´s Nº de moles de substância oxidada ou reduzida Massa de substância oxidada ou reduzida

9 Lei de Faraday Exemplo: Calcular a massa de alumínio que é depositada numa electrólise, num banho contendo iões Al3+, com uma intensidade de corrente de 40 A, durante 30 minutos. Carga total = 40 C/s  30 min  60 s/min = C nº de Faradays = C / C.mol-1  0.75 mol de e- Como Al e-  Al nº de moles de Al = 0.75/3 = 0.25 mol massa de Al = 0.25 mol  27 g.mol-1  6.75 g