Por: Luiz Viegas.

Ao longo da última aula, foi visto como um sistema de eletrólise é formado e como as reações químicas agem dentro dessa formação não espontânea e necessitada de energia. No material de hoje, portanto, será vista uma aplicação muito importante a esse tópico, que é a chamada Lei de Faraday.

Lei de Faraday

É comum a utilização na física da constante $e$, que nada mais é do que a carga de um elétron. Para o contexto da química, portanto, a utilização de números e constantes em função de coisas unitárias não é algo palpável, muito menos prático. Por conta disso, os químicos fazem uso de uma outra constante de grande relevância, que é a constante de Faraday. A demonstração de como encontrar esta constante é uma simples análise dimensional do número de avogadro, $N_a$, e da carga elementar de um elétron, $e$. Faz-se o seguinte, portanto:

$N_a\cdot e = 96486C/mol = 1F$

Veja, então, que a utilização da constante de Faraday na química é nada além de uma simplificação e adaptação da visão física ao mundo químico. Entretanto, é uma facilitação que carrega um sentido maior do que a utilização de coulomb por elétron, uma vez que 1F pode ser utilizado para relacionar quantidade de carga com coeficientes estequiométricos de forma direta e palpável, o que virá a ser útil na análise de sistemas de eletrólise. Utilizaremos, portanto, a definição da constante como a carga de um mol de elétrons. 

Como é o sistema de uma eletrólise? Como uma das diferenças básicas, a diferença de potencial para a reação ocorrer – o trabalho não expansivo elétrico necessário – é fornecido por uma bateria externa, assim como a corrente elétrica. A corrente elétrica, direto de sua definição como movimentação ordenada de elétrons, carrega por consequência uma carga elétrica, como pode ser visto pela definição matemática da intensidade de corrente elétrica como uma derivada temporal: 

$i = \frac{dQ}{dt}$

É claro, para análises químicas, consideramos a derivada parcial como uma variação da carga pelo tempo, sendo o clássico $i = \frac{\Delta Q}{\Delta t}$. Note, portanto, que a constante de Faraday pode relacionar-se de forma quase que direta com a definição de corrente, uma vez que a definição da constante é relacionada com a quantidade de carga dos elétrons, que são efetivamente aqueles que possuem carga na corrente elétrica. Portanto, a reescrita da definição de corrente pode ser feita para abordar o ambiente da eletrólise da seguinte forma:

$i = \frac{Q}{\Delta t} = \frac{n\cdot F}{\Delta t}$

Observe que agora temos a corrente como uma função, além do tempo, da quantidade de elétrons que passa pela bateria no tempo da eletrólise. O cenário agora, portanto, é direto para a realização de uma análise de eletrólise. Vamos observar o caso da eletrólise ígnea do cloreto de cálcio. 

Como visto pela análise da aula anterior, os íons possíveis de sofrerem um processo redox na eletrólise ígnea, nesse caso, são apenas o $Ca^{2+}$ e o $Cl^{-}$, que são os íons derivados da fusão e consequente quebra de retículo cristalino do sal de cálcio. Por conta disso, a reação global da eletrólise pode ser mostrada a partir da seguinte: 

$CaCl_{2(s)} \rightarrow Cl_{2(g)} + Ca_{(s)}$

Vamos supor, por exemplo, que a bateria utilizada é uma fonte contínua de opera em uma amperagem de $10mA$ durante 1 hora. Nesta situação, perceba que a cada 3600s a carga que passou pela bateria é igual a $36C$, que equivale a $3,73\cdot 10^{-4}mol$ de elétrons que passaram pelo sistema. 

Note que com esses passos, a relação entre a corrente da bateria e cálculos estequiométricos está completamente clara, uma vez que encontramos o resultado em moles de elétrons. Analisemos a situação de oxidação do cloro, portanto. 

$2Cl^-_{(l)}\rightarrow Cl_{2(g)} +2 e^-$ 

Observe que a oxidação do cloro dá-se pela liberação de dois moles de elétrons para a formação de cada mol de gás cloro. Com isso, portanto, podemos encontrar a quantidade de moles de gás cloro que foi formada durante todo o processo de eletrólise da seguinte forma:

$3,73\cdot 10^{-4}mol\cdot\frac{2mol}{1mol Cl_{2}} = 1,86\cdot 10^{-4}mol Cl_{2}$

Ademais, como a sem-reação de redução do cálcio também também possui, claro, elétrons, a estequiometria pode ser encontrada da seguinte forma (sabendo que a massa de cálcio é 40g/mol):

$3,73\cdot 10^{-4}mol\cdot\frac{1molCa}{2mol}\cdot\frac{40gCa}{1molCa} = 7,46mgCa$

A lei de Faraday, portanto, reside na utilização da corrente de um sistema de eletrólise, quando se sabe o tempo pelo qual o sistema esteve submetido à bateria, para se relacionar com coeficientes estequiométricos e encontrar quantidade, volume e massa dos produtos do processo. Pode ser utilizado, portanto, para processos que veremos adiante como galvanoplastia, proteção catódica, etc.

Conclusão 

Foi vista a forma com que a descrição de reações em uma eletrólise nos possibilita de tratar de forma estequiométrica e numérica a formação de produtos em uma eletrólise, através da utilização da Lei de Faraday. Na próxima aula, veremos como funciona a associação de células, a fim de obter uma variação no potencial padrão ou requerido ou liberado pela célula.