Eletrólise Ígnea do Cloreto de Sódio

No texto “Eletrólise Ígnea”, explicou-se que esse processo ocorre quando se passa uma corrente elétrica numa substância fundida (no estado líquido), sem a presença de água e, dessa forma, o cátion recebe elétrons e o ânion doa elétrons, para que ambos fiquem com carga elétrica igual a zero e com energia acumulada.

Para compreender melhor como a eletrólise ígnea ocorre, vamos considerar um dos mais importantes exemplos desse tipo de processo, a eletrólise do cloreto de sódio ou sal de cozinha (NaCl).

O cloreto de sódio se forma na natureza por meio da transferência de um elétron do sódio (Na) para o cloro (Cl), conforme a reação abaixo:

2Na(s) + 1Cl₂(g) → 2NaCl(s)

Esse processo é espontâneo, mas o processo inverso dessa reação não é espontâneo, ou seja, a produção do gás cloro (Cl₂(g) – figura abaixo) e do sódio metálico (Na(s)) não ocorre na natureza. Se quisermos que isso ocorra, teremos que iniciar o processo.

Isso pode ser feito pela eletrólise ígnea. O sal é aquecido a uma temperatura superior a 800,4ºC, que é o seu ponto de fusão; e, dessa forma, ele se funde, passando do estado sólido para o líquido. Nesse estado físico, os seus íons Na⁺ e Cl^- ficam livres.

O sal fundido é então colocado em um recipiente, a cuba eletrolítica, e dois eletrodos inertes de platina ou de grafite são mergulhados no cloreto de sódio. Esses eletrodos são ligados a uma fonte geradora de corrente elétrica contínua, como uma bateria ou uma pilha.

Com a passagem de corrente elétrica, acontece o seguinte:

• O polo negativo da bateria ou pilha fornece elétrons para um dos eletrodos, que se torna o cátodo;
• Cátodo: recebe os elétrons da pilha e se torna o polo negativo, atraindo os cátions Na⁺, pois cargas opostas se atraem. Esses íons recebem os elétrons do eletrodo (cátodo) e ocorre a sua redução, formando sódio metálico:

Redução: Na⁺_(ℓ) + e^- → Na_(s)

O sódio metálico vai se depositando na parte de cima do eletrodo e é encaminhado a um reservatório.

• Ânodo: fica carregado positivamente, atraindo os ânions Cl^- (por isso, chama-se ânodo). Esses íons perdem seus elétrons ao entrarem em contato com o ânodo e, por isso, sofrem oxidação, formando átomos de cloro, que imediatamente se combinam de dois a dois formando o gás cloro:

Oxidação: 2Cl^-_(ℓ) → 2 e^-  + 1Cl₂(g)

Esse gás fica borbulhando ao redor do ânodo e é recolhido por um tubo de vidro adaptado ao sistema.

Assim, a reação global que ocorre nesse caso é dada por:

Cátodo: 2Na⁺_(ℓ) + 2e^- → 2Na_(s)
Ânodo: 2Cl^-_(ℓ) → 2 e^-  + 1Cl₂(g)____________
Reação Global: 2Na⁺_(ℓ) + 2Cl^-_(ℓ)  → 2Na_(s) + 1Cl₂(g)

Outro aspecto importante a que se deve estar atento e que foi salientado no final do texto mencionado (Eletrólise ígnea), é que, para que a eletrólise ocorra, a pilha ou bateria usada para gerar a corrente elétrica deve ter uma ddp (diferença de potencial) igual ou maior que a diferença de potencial da reação.

Vejamos isso no caso da eletrólise do cloreto de sódio que estamos considerando. Para descobrir a diferença de potencial dessa reação, basta diminuir o potencial-padrão de redução do cátodo pelo o do ânodo. Isso é explicado no texto Diferença de potencial de uma pilha .

Por meio da tabela de potenciais-padrão de redução (E⁰red), sabemos que:

Na⁺_(ℓ) + e^- → Na_(s)                        E⁰red= -2,71
2Cl^-_(ℓ) → 2 e^-  + 1Cl₂(g)                     E⁰red= +1,36

Agora, basta diminuir esses valores para saber a diferença de potencial da reação global:

∆E⁰ =  E⁰_red(cátodo)  -  E⁰_red(ânodo)
∆E⁰ = -2,71 – (+ 1,36)
∆E⁰ = - 4,07 V

Portanto, isso significa que a pilha ou bateria que será usada precisa ter a voltagem igual ou maior que 4,07V para realizar a eletrólise ígnea do cloreto de sódio.

O valor negativo apenas indica que se trata de um processo não espontâneo. No caso das pilhas, que se trata de um processo espontâneo, o valor de força eletromotriz (∆E⁰) sempre dá positivo.

Por Jennifer Fogaça
Graduada em Química