Eletrólise e leis de Faraday
Se a pilha transforma reação em corrente, a eletrólise faz o contrário: usa corrente para forçar uma reação — e a massa que se deposita segue uma conta exata.
A reação forçada
Corrente que empurra elétrons
Na eletrólise, uma fonte externa (uma bateria) bombeia elétrons e força uma reação não espontâneaa ocorrer (ΔE° < 0, ΔG > 0). É o oposto da pilha.
Os nomes dos eletrodos trocam de sinal: aqui o cátodo é o polo negativo (recebe elétrons da fonte e reduz cátions) e o ânodo é o positivo (oxida). Mas a regra de fundo permanece: oxidação no ânodo, redução no cátodo.
Pilha × eletrólise
A 1ª Lei de Faraday
Massa proporcional à carga
Faraday descobriu que a massa depositada num eletrodo é proporcional à carga elétrica que atravessou a solução. A carga é a corrente vezes o tempo:
Juntando com os mols de elétrons, chega-se à fórmula prática:
onde M é a massa molar, n o nº de elétrons por íon e F = 96500 C/mol (a carga de 1 mol de elétrons).
O raciocínio em 4 passos
Simulador: quanto metal se deposita
Ajuste corrente e tempo e veja a massa
Carga · Q = i·t
9.000 C
Mols de e⁻ · Q/F
0,093 mol
Mols de Ag · ÷ 1
0,093 mol
Massa de prata depositada no cátodo
10,07 g
m = (M·i·t) / (n·F) = (108·5·1.800) / (1·96500)
A 1ª Lei de Faraday: a massa depositada é proporcional à carga que passou (Q = i·t). Cada mol de elétrons vale 1 F = 96500 C. Divide-se pelos elétrons por íon (n) para achar os mols do metal e multiplica pela massa molar. Íons de carga maior (como Al³⁺) exigem mais carga para a mesma quantidade de metal.
O que observar
Dobre a corrente ou o tempo e a massa dobra — a proporção direta da lei de Faraday.
Compare a prata (n = 1) com o alumínio (n = 3): para a mesma carga, o Al rende bem menos mol, porque cada íon precisa de 3 elétrons.
Acompanhe a cadeia: carga → mols de e⁻ → mols do metal → massa.
Exemplos resolvidos
Eletrólise passo a passo
Massa de prata
Corrente de 5 A por 1930 s deposita quanta prata? (Ag⁺, M=108, F=96500)
Q = 5 × 1930 = 9650 C
mol e⁻ = 9650 / 96500 = 0,1
mol Ag = 0,1 / 1 = 0,1
m = 0,1 × 108
Efeito da carga do íon
A mesma carga deposita mais mol de Ag⁺ ou de Al³⁺?
Al³⁺ precisa de 3 e⁻ por íon
Ag⁺ precisa de 1
Achar a carga
Que carga deposita 0,5 mol de cobre (Cu²⁺)? (F = 96500)
mol e⁻ = 0,5 × 2 = 1
Q = 1 × 96500
Dobrar a corrente
Se dobrarmos a corrente mantendo o tempo, o que acontece com a massa?
m ∝ i · t
Erros que todo mundo comete
Cuidados com a eletrólise
⚠️ Usar o tempo em minutos
Na fórmula Q = i·t, o tempo tem de estar em segundos. Esqueça de converter e o resultado sai 60× errado.
⚠️ Ignorar o nº de elétrons (n)
Cada íon Cu²⁺ precisa de 2 elétrons; o Al³⁺, de 3. Esquecer de dividir por n superestima a massa.
⚠️ Trocar a polaridade dos eletrodos
Na eletrólise o cátodo é (−) e o ânodo (+) — o inverso da pilha. Mas a redução continua no cátodo.
Eletroquímica
Você completou o aprofundamento! 🎉
Número de oxidação, espontaneidade (ΔG) e eletrólise — do rastreio de elétrons à conta de Faraday.