A Célula - Eletrolítica

Célula Eletrolítica aplicada ao ensino médio: Preparação para o ENEM[pic 1][pic 2]

Jonathan Vasileski dos Santos1, André Gallina2

Discente e Docente da Universidade Federal da Fronteira Sul, Campus Realeza – PR, 85770-000, Brasil

ELECTROLYTIC CELL APPLIED TO HIGH SCHOOL: PREPARATION FOR ENEM: This article presents in a summarized and practical way the fundamental concepts of the electrolytic cell for high school students with direct application to the national high school exam (ENEM).

INTRODUÇÃO

Este trabalho tem como objetivo principal o desenvolvimento de material didático simples a ser utilizado em sala de aula do ensino médio brasileiro sobre células eletrolíticas.

Este conteúdo, por mais difícil que possa aparentar ser para o discente, se faz muito presente no cotidiano de um estudante, como no fundamento de funcionamento de celulares, câmeras, calculadoras, eletrônicos e computadores.

A introdução sobre eletroquímica e células galvânicas está apresentado em um artigo anteriormente publicado. (Ref do artigo galv.)

CÉLULAS ELETROLÍTICAS

Em uma célula eletrolítica, ao contrário da galvânica, requer uma fonte de energia para forçar a reação química. Portanto, a mesma é considerada um processo não-espontâneo, isso quer dizer que reações químicas não fornecem eletricidade, e sim ao contrário: fornecemos eletricidade para que a reação química aconteça: é o princípio do funcionamento da bateria!

Quando não estamos carregando nosso celular, estamos utilizando reações químicas para gerar eletricidade para que o aparelho funcione (célula galvânica). Esta reação tende a cessar (bateria terminando) e colocamos o aparelho conectado a corrente elétrica. O que acontece agora? Utilizamos corrente elétrica para forçar uma reação química a formar de volta os reagentes iniciais (célula eletrolítica).

As leis da eletrólise foram descobertas e estudadas por M. Faraday e nos mostram que a quantidade de produto formado na reação ou a quantidade de reagente consumido pelo processo de eletrólise é diretamente proporcional a corrente que passa pelo arranjo da célula eletrolítica.

O arranjo deste tipo de sistema consiste basicamente em dois eletrodos (fios ou barras metálicas condutoras de corrente), imersos em uma solução (ou sal fundido), que será a fonte de corrente elétrica. Esta solução atuará como uma bomba de corrente elétrica, enquanto o componente da solução se transforma em produto, conforme apresentado na Figura 1.

[pic 3]

Figura 1. Modelo de Célula Eletrolítica de Cu e Ag.

Quando aplicado uma determinada voltagem, os elétrons irão partir do eletrodo de prata até o eletrodo de cobre. Quando esses elétrons atingem o eletrodo de cobre, este fica rico em elétrons, e os íons em solução (Cu2+) são reduzidos (Cu°). A prata que estava no eletrodo (Ag°) perde elétrons e passa a Ag+.

Observe que esse sentido de corrente é o inverso do sentido de corrente da célula galvânica vista anteriormente (ref.). O eletrodo de prata agora é forçado a ser o ânodo (oxidação) e o eletrodo de cobre o cátodo (redução).

A reação de oxi-redução líquida é a seguinte: [pic 4]

A representação em barras do sistema da célula eletrolítica apresentada na Figura 1 é descrita a seguir:

Cu2+ (0,200 mol.L-1|Cu°|| Ag+ 0,0200 mol.L-1 |Ag°

Lembrando que a primeira linha vertical a esquerda desta representação quer mostrar o limite de fases entre o eletrodo sólido e a solução aquosa de Cu2+. Já a dupla barra (||) representa os dois limites das soluções, uma em cada extremidade da ponte salina.

Como sabemos se uma célula eletroquímica será galvânica ou eletrolítica? Através do cálculo do potencial da célula, que se dá através da diferença de potenciais de cada uma das semi-células:

[pic 5]

ou

[pic 6]

Se a diferença de potencial da célula eletroquímica for positiva, a reação da célula será espontânea, ou seja, o fluxo de elétrons se dá da célula da esquerda para a da direita. Se a diferença de potencial da célula eletroquímica for negativa, então a reação será não-espontânea, e o sentido dos elétrons será da célula da direita para a da esquerda.

Mas como calculamos o potencial de cada lado da célula eletrolítica? Para cada uma delas, utilizamos a equação de Nerst:

[pic 7]

e

[pic 8]

        O valor de E°, tanto para o ânodo quanto para o cátodo são valores tabelados. Já a concentração da espécie reduzida ou oxidada são valores informados ou calculáveis e devem ser obtidos através das semi-reações de redução de cada um dos analitos. Se os mesmos forem gases, os valores de pressão parcial devem ser inseridos. O valor do dividendo “n” é o número de elétrons envolvidos em cada uma das semi-reações.

Para que este cálculo fique mais claro, observe atentamente o exemplo a seguir:

EXEMPLO

Calcule a diferença de potencial das células  eletroquímicas formadas pela reação indicada a seguir:

Ag|Ag+ (0,020 mol.L-1)||Cu2+ (0,020 mol.L-1)|Cu°

Resolução:

Encontrar as semi-reações de redução de cada uma das espécies envolvidas:

Semi-reação para a prata:

                        [pic 9][pic 10]

Semi-reação para o cobre:

                        [pic 11][pic 12]

Observando essas duas semi-reações, é possível concluir que a reação de redução da prata possui um potencial de redução maior (+0,799 V) do que o cobre (0 V). Isso quer dizer que a prata tem maior tendência a se reduzir que o cobre.