Discussão de perguntas de exemplo sobre células eletroquímicas: Compreendendo os fundamentos da eletroquímica por meio de perguntas de exemplo
A eletroquímica é um ramo da química que estuda a relação entre reações químicas e corrente elétrica. Em eletroquímica, costumamos discutir dois tipos principais de células: células galvânicas (ou voltaicas) e células eletrolíticas. Ambos os tipos de células utilizam reações de oxirredução para gerar ou usar eletricidade.
Neste artigo, discutiremos alguns exemplos de células eletroquímicas que ajudarão a aprofundar nossa compreensão desse conceito.
1. Pergunta: Célula Galvânica
Por exemplo, vamos considerar uma célula galvânica composta por um eletrodo de zinco (Zn) imerso em uma solução de ZnSO₄ e um eletrodo de cobre (Cu) imerso em uma solução de CuSO₄. Anote as reações que ocorrem em cada eletrodo, bem como a reação global nessa célula galvânica.
Discussão:
1. Reação no eletrodo de zinco (ânodo, oxidação):
Reação: \( Zn(s) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + 2e^- \)
Nesse processo, o zinco é oxidado a íon zinco (Zn²⁺) e libera dois elétrons.
2. Reação no eletrodo de cobre (cátodo, redução):
Reação: \( Cu^{2+}(aq) + 2e^- \rightarrow Cu(s) \)
Nesse processo, os íons de cobre (Cu²⁺) aceitam dois elétrons e são reduzidos a cobre sólido (Cu).
3. Reação global na célula galvânica:
Combine essas duas semirreações para obter a reação global:
\( Zn(s) + Cu^{2+}(aq) \rightarrow Zn^{2+}(aq) + Cu(s) \)
De forma geral, pode-se concluir que, nas células galvânicas, a espontaneidade das reações redox é utilizada para produzir corrente elétrica.
2. Pergunta: Potencial Celular
Dado o potencial de redução padrão para Zn²⁺/Zn = -0,76 V e Cu²⁺/Cu = +0,34 V, calcule o potencial da célula galvânica discutida anteriormente.
Discussão:
O potencial da célula (E°_célula) pode ser calculado usando a equação:
\[
E°_{célula} = E°_{cátodo} – E°_{ânodo}
\]
Onde:
– O cátodo é o eletrodo onde ocorre a redução (Cu²⁺/Cu com E° = +0.34 V)
– O ânodo é o eletrodo onde ocorre a oxidação (Zn²⁺/Zn com E° = -0.76 V)
\[
E°_{sel} = 0.34\, V – (-0.76\, V) = 0.34\, V + 0.76\, V = 1.10\, V
\]
Assim, o potencial da célula galvânica é de 1,10 V.
3. Pergunta: Célula Eletrolítica
Em uma célula eletrolítica, uma solução de cloreto de sódio (NaCl) é preparada dentro da célula com eletrodos inertes. Escreva as reações que ocorrem em cada eletrodo.
Discussão:
Em uma célula eletrolítica, a eletricidade é usada para impulsionar uma reação não espontânea. Em uma célula eletrolítica com solução de NaCl, temos:
1. Reação no cátodo (redução):
\[
2H_2O(l) + 2e^- \rightarrow H_2(g) + 2OH^-(aq)
\]
Na maioria das soluções diluídas de NaCl, a água será reduzida antes do sódio porque o potencial de redução da água é mais positivo (-0.83 V) do que o do sódio (-2.71 V).
2. Reação no ânodo (oxidação):
\[
2Cl^-(aq) \rightarrow Cl_2(g) + 2e^-
\]
No ânodo, os íons cloreto são oxidados a gás cloro.
3. Reação geral:
Combine as reações no cátodo e no ânodo para obter a reação global:
\[
2H_2O(l) + 2Cl^-(aq) \rightarrow H_2(g) + Cl_2(g) + 2OH^-(aq)
\]
Nessa eletrólise da água salgada, o gás hidrogênio e o gás cloro são produzidos juntamente com a solução básica (NaOH) devido à interação dos íons na solução.
4. Pergunta: Leis de Faraday da Eletrólise
Quantos gramas de cobre são precipitados de uma solução de CuSO₄ se uma corrente de 2 faradays for aplicada à solução?
Discussão:
A lei de Faraday afirma que a quantidade de substância depositada em um eletrodo durante a eletrólise é proporcional à quantidade de corrente elétrica que passa por ele. A massa da substância (m) pode ser calculada usando a equação:
\[
m = \frac{M \cdot Q}{n \cdot F}
\]
Onde:
– \(m\) é a massa da substância depositada
– \(M\) é a massa molar da substância (para Cu, M = 63.5 g/mol)
– \(Q\) é a quantidade de carga elétrica (em coulombs, calculada como \(Q = n \cdot F\), onde n é o número de faradays)
– \(n\) é o número de moles de elétrons envolvidos na reação (para Cu²⁺/Cu, n = 2)
– \(F\) é a constante de Faraday (96500 C/mol)
Com 2 correntes de Faraday:
\[
m = \frac{63.5\, g/mol \cdot 2 \cdot 96500\, C}{2 \cdot 96500\, C/mol}
\]
Simplifique a equação:
\[
m = 63.5\, g
\]
O resultado foi a deposição de 63.5 gramas de cobre por meio dessa eletrólise.
Conclusão
A compreensão de células eletroquímicas requer conhecimento de reações redox, cálculos de potencial de célula e estequiometria eletroquímica. Compreender exemplos como o acima ajuda a esclarecer os conceitos básicos e sua aplicação em diversos tipos de células eletroquímicas. Por fim, continue praticando com vários problemas para aprofundar esse conhecimento, especialmente para aplicações teóricas e práticas em diversas áreas da ciência e da indústria.
