Calculadora de Eletrólise - Deposição de Massa (Lei de Faraday)

O que é uma calculadora de eletrólise?

Uma calculadora de eletrólise determina a massa de um metal depositado ou dissolvido em um eletrodo durante a eletrólise. A eletrólise é um processo que usa uma corrente elétrica para forçar uma reação química que não ocorreria por conta própria. A calculadora aplica a lei de Faraday da eletrólise, usando a corrente, o tempo e as propriedades do metal escolhido.

Como calcular a massa na eletrólise: fórmula da lei de Faraday

A lei de Faraday afirma que a massa de uma substância produzida em um eletrodo é proporcional à quantidade de carga elétrica que passa por ele. A carga é igual à corrente multiplicada pelo tempo, portanto a fórmula geralmente é escrita como:

$m = \frac{I \times t \times M}{z \times F}$

• m — massa da substância produzida ou dissolvida, em gramas
• I — corrente, em ampères (A)
• t — tempo, em segundos (s)
• M — massa molar da substância, em gramas por mol (g/mol)
• z — valência, o número de elétrons transferidos por íon
• F — constante de Faraday, 96.485 coulombs por mol (C/mol)

A constante de Faraday recebeu esse nome em homenagem ao cientista inglês Michael Faraday. Ela é a carga elétrica transportada por um mol de elétrons.

Por que a valência é importante

A valência depende da carga do íon. Um íon de cobre, Cu²⁺, precisa de dois elétrons para se tornar um átomo de cobre, portanto sua valência é 2. Um íon de prata, Ag⁺, precisa de apenas um elétron, portanto sua valência é 1. Um íon de ouro, Au³⁺, precisa de três elétrons, portanto sua valência é 3. Uma valência maior significa que são necessários mais elétrons por átomo, portanto uma massa menor é depositada para a mesma quantidade de carga.

Massa molar e valência de metais comuns

Exemplo prático

Uma corrente de 1 ampère passa por uma solução de sulfato de cobre durante 1 hora (3.600 segundos). Qual é a quantidade de cobre depositada no cátodo, o eletrodo onde ocorre a redução?

• I = 1 A
• t = 3.600 s
• M = 63,55 g/mol (cobre)
• z = 2 (Cu²⁺)
• F = 96.485 C/mol

$m = \frac{1 \times 3600 \times 63.55}{2 \times 96485} = \frac{228780}{192970} \approx 1.18557 \text{ g}$

Aproximadamente 1,19 gramas de cobre são depositadas.

Um segundo exemplo: uma corrente de 2 ampères passa por uma solução de nitrato de prata durante 10 minutos (600 segundos). A prata tem massa molar de 107,87 g/mol e valência de 1.

$m = \frac{2 \times 600 \times 107.87}{1 \times 96485} \approx 1.34160 \text{ g}$

Aproximadamente 1,34 gramas de prata são depositadas, mais do que no exemplo do cobre, principalmente porque a valência da prata é menor.

Como usar a calculadora

Informe a corrente em ampères e o tempo em segundos e, em seguida, escolha um metal na lista. O resultado é atualizado automaticamente. Conversões comuns de tempo: 1 minuto = 60 segundos, 1 hora = 3.600 segundos, 1 dia = 86.400 segundos.

Aplicações da eletrólise

A galvanoplastia reveste um metal com uma fina camada de outro, como no revestimento de joias com ouro ou de peças de aço com níquel para resistir à corrosão. O refino de metais usa a eletrólise para purificá-los; o cobre refinado dessa maneira pode atingir mais de 99,9% de pureza. A eletroextração remove metais como o zinco de uma solução produzida a partir de minério triturado. O alumínio é produzido da mesma forma, mas a partir de alumina dissolvida em um banho de sal fundido, em vez de água. A eletrólise da água separa a água em hidrogênio e oxigênio gasosos, um método usado para produzir combustível de hidrogênio.

A lei de Faraday fornece a massa máxima teórica. Os processos reais geralmente depositam um pouco menos, porque parte da corrente provoca reações secundárias em vez da reação principal. Essa proporção é chamada de eficiência de corrente e normalmente fica entre 90–98% no revestimento industrial.

História da lei de Faraday

Em 1800, Alessandro Volta construiu a primeira bateria, fornecendo aos cientistas, pela primeira vez, uma fonte estável de corrente elétrica. Nesse mesmo ano, William Nicholson e Anthony Carlisle usaram-na para separar a água em hidrogênio e oxigênio, uma das primeiras demonstrações de eletrólise. Entre 1807 e 1808, Humphry Davy usou a eletrólise para isolar vários elementos, incluindo potássio e sódio.

Michael Faraday, que havia trabalhado como assistente de Davy, realizou experimentos cuidadosos sobre eletrólise no início da década de 1830. Em 1832 e 1834, publicou duas leis que descreviam a relação exata entre a carga elétrica e a massa da substância produzida. Ele também introduziu os termos eletrodo, ânodo, cátodo e íon, palavras ainda usadas na química atualmente.

Dúvidas frequentes

Como calcular a massa depositada durante a eletrólise? Multiplique a corrente pelo tempo para obter a carga total, multiplique esse resultado pela massa molar da substância e, em seguida, divida pelo produto da valência pela constante de Faraday: m = (I × t × M) / (z × F).

O que é a constante de Faraday? É a carga elétrica transportada por um mol de elétrons, aproximadamente 96.485 coulombs por mol.

Qual é a diferença entre o ânodo e o cátodo? O ânodo é o eletrodo onde ocorre a oxidação e há perda de elétrons. O cátodo é o eletrodo onde ocorre a redução e há ganho de elétrons. Quando um metal é depositado a partir de uma solução, ele se forma no cátodo.

A temperatura afeta o resultado do cálculo? A temperatura não aparece na lei de Faraday, portanto não altera a massa calculada. Ela pode afetar a eficiência real do processo, pois temperaturas mais altas geralmente aceleram as reações secundárias.

Quais metais são compatíveis com esta calculadora? Cobre, prata, ouro, zinco, níquel, ferro e alumínio, cada um com sua massa molar e valência padrão incorporadas. Para qualquer outro metal, a mesma fórmula funciona se a massa molar e a valência forem conhecidas.

Por que a massa realmente depositada pode ser diferente do valor calculado? A lei de Faraday pressupõe que toda a corrente é direcionada para a reação principal. Na prática, parte da corrente é perdida em reações secundárias ou na resistência, portanto os depósitos reais geralmente são um pouco mais leves do que o valor calculado. A proporção entre a massa real e a massa teórica é chamada de eficiência de corrente.

Referências

1. Faraday, M. (1834). "Pesquisas experimentais em eletricidade. Sétima série." Philosophical Transactions of the Royal Society of London, 124, 77–122.
2. Bard, A. J., & Faulkner, L. R. (2000). Métodos eletroquímicos: fundamentos e aplicações (2.ª ed.). John Wiley & Sons.
3. Atkins, P., & de Paula, J. (2014). Atkins' Physical Chemistry (10.ª ed.). Oxford University Press.