A eletrólise é um processo eletroquímico que se utiliza de uma corrente elétrica para a realização de uma reação de oxirredução. Portanto, a eletrólise é um processo não espontâneo, uma vez que necessita de uma fonte externa de carga para direcionar uma reação química específica. A eletrólise ocorre em uma célula eletrolítica.
A eletrólise pode ser ígnea, quando a substância de partida é fundida para a formação do eletrólito, ou aquosa, quando o eletrólito é formado da dissolução da substância de partida em água. A eletrólise é empregada na obtenção de diversos elementos, tais como flúor, magnésio, sódio, alumínio e cloro.
Leia também: Tudo o que você precisa saber sobre pilhas e baterias
Tópicos deste artigo
- 1 - Resumo sobre eletrólise
- 2 - Como funciona a eletrólise?
- 3 - Eletrólise ígnea
- 4 - Eletrólise aquosa
- 5 - Para que serve a eletrólise?
- 6 - Fórmula da eletrólise
- 7 - Eletrólise e pilhas
- 8 - Exercícios resolvidos sobre eletrólise
Resumo sobre eletrólise
- A eletrólise é um processo eletroquímico em que uma corrente elétrica é utilizada para direcionar uma reação química.
- A eletrólise, portanto, não é um processo espontâneo.
- A carga para o processo de eletrólise é fornecida por uma fonte externa.
- A eletrólise ocorre em uma célula eletrolítica.
- A eletrólise em que o eletrólito é formado por meio da fusão do material de partida é chamada de ígnea.
- A eletrólise em que o eletrólito é formado por meio da dissolução do material de partida em água é chamada de aquosa.
- A eletrólise é empregada na obtenção de diversos elementos, sejam metais, sejam ametais.
Como funciona a eletrólise?
A eletrólise é um processo eletroquímico não espontâneo, ou seja, uma reação redox que necessita de corrente elétrica para direcioná-la no sentido desejado. Para a realização de uma eletrólise, faz-se necessária a construção de uma célula eletrolítica, a qual é composta por dois eletrodos em um mesmo compartimento, sendo que só há um tipo de eletrólito. Como em qualquer célula eletroquímica, os íons presentes transportam a corrente pelo eletrólito.
Na célula eletrolítica, diferentemente das células galvânicas (das pilhas, por exemplo), há necessidade de fornecimento de energia elétrica por meio de uma fonte de energia externa para que a reação química ocorra. Dessa forma, forçam-se os processos de redução e oxidação em cada eletrodo presente.
Por exemplo, suponha a reação espontânea:
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) Ecélula = + 1,23 V
A reação reversa, portanto, de decomposição da água, é não espontânea:
2 H2O (l) → 2 H2 (g) + O2 (g) Ecélula = -1,23 V
Portanto, para que essa reação ocorra, a fonte externa deve fornecer, no mínimo, 1,23 V para conseguir superar o curso natural da reação. O sinal negativo para o potencial da célula tem a função de demonstrar que o processo é não espontâneo. Portanto, o potencial de uma célula eletrolítica é sempre negativo.
Na prática, a diferença de potencial aplicada é substancialmente maior à do potencial da célula, de modo que se possa, de fato, inverter a reação espontânea e obter uma velocidade significativa de formação do produto. Essa diferença de potencial adicional variará com o tipo de eletrodo e é chamada de sobrepotencial.
Na reação anterior, por exemplo, utilizando-se um eletrodo de platina, o sobrepotencial é cerca de 0,6 V. Portanto, é preciso utilizar uma diferença de potencial de, aproximadamente, 1,83 V (0,6 V + 1,23 V) para a realização da eletrólise da água.
Eletrólise ígnea
A eletrólise ígnea é a modalidade de eletrólise em que o eletrólito é formado por meio da fusão do composto de partida e, assim, há apenas um cátion e um ânion presentes na célula eletrolítica.
Por exemplo, no processo Dow, o magnésio metálico é produzido via eletrólise ígnea do cloreto de magnésio, MgCl2, o qual é inicialmente fundido:
MgCl2 (s) → MgCl2 (l)
O processo de fusão permite a formação dos íons magnésio (Mg2+) e cloreto (Cl−):
MgCl2 (l) → Mg2+ (fund) + Cl− (fund)
Ao se aplicar a diferença de potencial por meio da fonte externa, os íons são carreados até os eletrodos, ocorrendo, assim, as reações anódica e catódica:
Reação anódica (oxidação): 2 Cl− (fund) → Cl2 (g) + 2 e−
Reação catódica (redução): Mg2+ (fund) + 2 e− → Mg (l)
A reação global para o processo é o somatório das reações anódica e catódica; portanto, é:
Mg2+ (fund) + 2 Cl− (fund) → Mg (l) + Cl2 (g)
Eletrólise aquosa
Na eletrólise aquosa, o eletrólito é formado por meio da dissolução da substância de partida em água. Contudo, nessa modalidade de eletrólise, devemos considerar a possibilidade de outras espécies presentes poderem ser oxidadas ou reduzidas pela corrente elétrica.
Vamos supor a dissolução de NaCl em água:
NaCl (s) → NaCl (aq)
NaCl (aq) → Na+ (aq) + Cl− (aq)
Só que, além dos íons oriundos do cloreto de sódio, devemos considerar a autoionização da água por meio da seguinte reação:
H2O (l) → H+ (aq) + OH− (aq)
Dessa forma, existem dois cátions (Na+ e H+) e dois ânions (Cl− e OH−), sendo que apenas um de cada poderá sofrer oxidação ou redução nos respectivos eletrodos. Nesse caso, utilizamos o que chamamos de ordem de prioridade de descarga, tanto para cátions, quanto para ânions.
Para cátions, a prioridade de descarga é dada pela seguinte ordem crescente:
Cátions de metais alcalinos, alcalino-terrosos e Al3+ < H+ < demais cátions metálicos
Assim, o íon H+ tem prioridade de descarga sobre o íon Na+, um cátion de metal alcalino. Portanto, a reação de redução (catódica) é:
2 H+ (aq) + 2 e− → H2 (g) E = 0,0 V
Para ânions, a prioridade de descarga é dada pela seguinte ordem crescente:
Ânions oxigenados e F− < OH− < ânions não oxigenados
Sendo o Cl− um ânion não oxigenado, ele tem, portanto, prioridade de descarga em comparação ao ânion OH−. Por isso, a reação de oxidação (anódica) é:
2 Cl− (aq) → Cl2 (g) + 2 e− E = -1,36 V
A reação global para a célula eletrolítica é:
2 H+ (aq) + 2 Cl− (aq) → H2 (g) + Cl2 (g) E = -1,36 V
Leia também: Oxirredução — entenda de uma vez a reação de transferência de elétrons entre substâncias
Para que serve a eletrólise?
Basicamente, a eletrólise é muito empregada na produção de metais ou ametais por meio de seus sais ou óxidos, assim como para a remoção de possíveis contaminantes. Elementos como flúor, alumínio, magnésio, cobre, entre outros, podem ser obtidos com altos níveis de pureza graças à eletrólise.
Na eletrólise ígnea do cloreto de sódio, temos a produção do sódio metálico (processo de Downs), porém a eletrólise aquosa do cloreto de sódio tem como objetivo a fabricação de gás cloro (Cl2) e de uma solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH).
Outra aplicação da eletrólise é o processo conhecido como eletrodeposição, que consiste na deposição eletrolítica de um fino filme metálico sobre um objeto. No caso, o metal a ser depositado está na forma de íons no eletrólito, enquanto o objeto a ter o metal depositado atua como cátodo. É assim, por exemplo, que se faz o processo de cromagem (ou cromação), muito empregado para conferir maior resistência à corrosão para peça metálica revestida, porém com um efeito estético muito bonito.
Fórmula da eletrólise
A avaliação quantitativa dos produtos obtidos ou de reagentes consumidos em uma eletrólise deriva das observações feitas pelo cientista inglês Michael Faraday. Segundo Faraday, as quantidades de produtos obtidos ou de reagentes consumidos por uma corrente elétrica é estequiometricamente equivalente à quantidade de elétrons envolvidos.
Por exemplo, na obtenção do alumínio, temos a seguinte reação catódica:
Al3+ (aq) + 3 e− → Al (s)
Portanto, para a obtenção de 1 mol de Al (s), são necessários 3 mols de elétrons. Da mesma forma, caso fosse necessária a produção de 2 mols de alumínio metálico, teriam que ser utilizados 6 mols de elétrons.
O número de mols de elétrons também pode ser obtido com base na quantidade de carga (Q) que passa pela célula eletrolítica, medida em coulombs (C). Assim, dizemos que a carga Q é dada pela expressão:
Q = i ∙ t
Em que “i” é a corrente, em ampéres (A), e “t” é o tempo, em segundos (s). A relação da carga Q com o número de mols de elétrons é feita por meio da utilização da constante de Faraday (F), que equivale a 96.500 C ∙ mol−1:
Q = n ∙ F
Em que “n” é o número de mols de elétrons.
Dessa forma, se a corrente e o tempo de aplicação são conhecidos, é possível determinar a quantidade de elétrons envolvidos no processo, garantindo a determinação da quantidade de reagente consumido ou de produto obtido.
Eletrólise e pilhas
Tanto a eletrólise quanto as pilhas são objetos de estudo do campo da eletroquímica. As pilhas são sistemas eletroquímicos capazes de produzir corrente elétrica por meio de reações de oxirredução espontâneas, transformando energia química em energia elétrica. As pilhas são também chamadas de células galvânicas ou células voltaicas.
Já na eletrólise, o processo é praticamente o contrário: a energia elétrica é utilizada para desencadear um processo químico. Dessa forma, a eletrólise é entendida como um processo eletroquímico não espontâneo, em que uma reação de oxirredução é desencadeada por meio de uma corrente elétrica fornecida por uma fonte externa de carga. As eletrólises ocorrem em células eletrolíticas.
Acesse também: Lista de exercícios sobre eletrólise com questões modelo Enem
Exercícios resolvidos sobre eletrólise
Questão 1. (UFT Tarde/2025.1) A galvanoplastia é uma técnica de eletrodeposição de metais utilizada no recobrimento de uma peça metálica com uma fina camada de um outro metal. Durante o processo, a peça metálica é mergulhada em um banho eletrolítico contendo íons do metal de recobrimento. O resultado é obtido pela escolha do tempo e da corrente elétrica apropriados para a reação de deposição. Um exemplo é o processo de cromação no qual íons cromo III (Cr3+) são depositados por redução eletroquímica conforme a reação:
Cr3+ (aq) + 3 e− → Cr (s)
Considere a eletrodeposição de 13,0 gramas de cromo sobre uma peça metálica, utilizando um banho eletrolítico de cromo III e uma corrente de 9,65 A.
Assinale a alternativa que indica o tempo, em minutos, necessário para a reação de deposição completa dessa massa de cromo.
Dados:
Constante de Faraday: F = 96500 C; massa molar do cromo = 52 g/mol.
A) 165 min
B) 150 min
C) 125 min
D) 200 min
Resposta: Letra C.
A quantidade de carga (Q) em um processo eletrolítico é dada pela seguinte expressão:
Q = i ∙ t
A quantidade de carga Q pode se relacionar com a quantidade de mols de elétrons envolvidos por meio da expressão:
Q = n ∙ F
Dessa forma, é possível escrever que:
i ∙ t = n ∙ F
Para se chegar ao tempo, devemos determinar o número de mols de elétrons envolvidos, único fator faltante na equação descrita anteriormente. Para tal, sabemos que 13,0 gramas de cromo foram utilizados na eletrodeposição, portanto, o número de mols de cromo envolvidos no processo pode ser dado pela seguinte equação:
nCr = mCr/MMCr
Em que “n” é o número de mols de cromo, “m” é a massa de cromo utilizada, e MM é a massa molar do cromo. Dessa forma, substituindo-se os valores, temos que:
nCr = 13/52
nCr = 0,25 mol
Pela equação de redução, percebemos que, para cada 1 mol de Cr (s) produzido, 3 mols de elétrons são utilizados. Dessa forma, proporcionalmente, se 0,25 mol de Cr (s) é produzido, então 0,75 mol de elétrons é utilizado.
Com isso, retornamos à equação anteriormente descrita, substituindo os valores de mols de elétrons, corrente e constante de Faraday:
9,65 ∙ t = 0,75 ∙ 96.500
t = 0,75 ∙ 10.000
t = 7500 s
Em minutos, devemos dividir o tempo por 60, assim, foram necessários 125 minutos para o processo de eletrodeposição.
Questão 2. (USS-Univassouras Medicina/2025) O cloro molecular (Cl2) é uma substância simples, importante para a produção de compostos antissépticos.
Industrialmente, o Cl2 é obtido na eletrólise de solução aquosa de cloreto de sódio.
Nessa eletrólise, também é produzida outra substância simples, cuja fórmula química corresponde a:
A) H2
B) O2
C) NaOH
D) NaClO
Resposta: Letra A.
A questão informa que também é produzida outra substância simples, formada por um único elemento químico. Dessa forma, NaOH e NaClO não podem ser as respostas possíveis.
Na eletrólise aquosa do NaCl, estão presentes os seguintes íons: Na+, Cl−, H+ e OH−.
O Cl2 é produzido por meio da migração do Cl− para o ânodo, uma vez que, sendo um ânion não oxigenado, possui prioridade de descarga sobre o OH−.
Já para o cátodo, o íon que será migrado será o H+, pois, como Na+, é um íon de metal alcalino e possui prioridade de descarga. Assim, a espécie obtida será dada pela reação de redução:
2 H+ (aq) + 2 e− → H2 (g)
Fontes
ATKINS, P.; JONES, L.; LAVERMAN, L. Príncípios de Química: Questionando a vida e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018.
INSTITUTO NACIONAL DE ESTUDOS E PESQUISAS EDUCACIONAIS ANÍSIO TEIXEIRA – INEP. Matriz de Referência ENEM. Disponível em: https://download.inep.gov.br/download/enem/matriz_referencia.pdf. Acesso em 21 jun. 2025
