Células eletrolíticas

eletroquímica

A eletroquímica é um ramo da química que descreve e mede a relação entre a energia elétrica e uma mudança química. As reações eletroquímicas envolvem o movimento de elétrons de uma espécie para outra. Se a reação for espontânea, pode resultar em uma corrente gerada. Se a reação não for espontânea, ela pode ser impulsionada pela aplicação de corrente.

Em eletroquímica, a reação chave é a reação de oxidação-redução, chamada de reação redox. A reação redox é composta por duas meias-reações; oxidação, onde uma substância conhecida como agente redutor perde elétrons, e redução, onde uma substância conhecida como agente oxidante ganha elétrons. As reações redox sempre ocorrem em pares e alteram os estados de oxidação dos átomos nas moléculas envolvidas. Uma maneira fácil de lembrar essa relação é através do pneumático PLATAFORMA DE PETRÓLEO: Oxidação Is Losing – Reduction Is Gaining.

Células eletroquímicas

Uma célula eletroquímica é usada para medir ou induzir reações eletroquímicas. Consiste em vários componentes: uma câmara contendo a solução de reação, dois eletrodos condutores, uma solução eletrolítica condutora e um circuito externo. Existem dois tipos de células eletroquímicas. Uma é a célula eletrolítica, que usa energia elétrica para conduzir uma reação não espontânea. Nesse tipo de célula, a energia elétrica é fornecida por uma fonte de energia externa.

O outro tipo de célula é a célula galvânica, que usa uma reação eletroquímica espontânea para gerar energia elétrica. Os dois eletrodos são chamados de ânodo e cátodo e são conectados por um circuito externo. A câmara de reação é preenchida com um eletrólito, que promove a passagem de íons entre os eletrodos. Em uma célula galvânica, uma ponte de sal completa o circuito, permitindo o fluxo de íons entre as soluções eletrolíticas que contêm os eletrodos. Em uma célula eletrolítica, não há ponte salina, pois os eletrodos estão normalmente na mesma solução eletrolítica.

A reação de redução ocorre no cátodo, enquanto a reação de oxidação ocorre no ânodo. Isso é lembrado usando o mnemônico "Gato Vermelho", o que significa que a ucção vermelhaocorre no casco do gato.

Células eletrolíticas

As células eletrolíticas normalmente têm uma câmara de reação, que contém a solução eletrolítica. O eletrólito é geralmente uma solução aquosa contendo íons ou sais dissolvidos. Os íons no eletrólito promovem o movimento de íons e elétrons através da solução.

Quando uma tensão externa é aplicada, os íons no eletrólito são atraídos para o eletrodo com a carga oposta. É aqui que ocorrem as duas meias-reações. O ânodo perde elétrons durante a oxidação, enquanto o cátodo ganha elétrons durante a redução.

A galvanoplastia é um processo que utiliza uma célula eletrolítica. A galvanoplastia é um processo no qual um metal é depositado na superfície de um eletrodo, normalmente outro metal. O cientista britânico Michael Faraday, que deu nome à constante de Faraday, demonstrou a relação molar entre o íon carregado de galvanoplastia e a corrente elétrica. Olhando para a meia-reação específica para a prata:

Ag⁺ + 1e^- → Ag

É preciso um mol de elétrons, fornecido por uma corrente externa, para reduzir um mol de cátions de prata em prata sólida. Portanto, a estequiometria de meia reação pode determinar a quantidade de material de galvanoplastia utilizado para uma quantidade conhecida de elétrons. Lembre-se de que a eletricidade não é medida com base nos moles dos elétrons, mas sim em coulombs, em homenagem ao engenheiro francês Charles-Augustin de Coulomb. Um coulomb é a quantidade de eletricidade que passa por um circuito elétrico com 1 ampere de corrente em um intervalo de 1 segundo, que se baseia no princípio da carga elementar, ou a carga que um único elétron carrega. A descoberta de Faraday pode, portanto, relacionar a corrente elétrica ao número de moles que o cátion de galvanoplastia revestiu:

F = eN_A

F é a constante de Faraday, e é a carga elementar expressa em coulombs e N_A é o número de Avogadro. Portanto, a constante de Faraday é expressa como o número de coulombs por mol e tem um valor de 96485 coulombs por mol. Como podemos determinar o número de moles de elétrons transferidos para o ânodo com base na corrente? Usando a carga elétrica Q e a definição de um coulomb:

A carga elétrica é igual à corrente em amperes (I) multiplicada pelo tempo em segundos que a corrente foi deixada fluir. Dividindo Q pela constante de Faraday, que tem as unidades de coulombs por mol:

Essa equação nos permite calcular o número de moles de elétrons e, assim, determinar quanto do cátion galvanoplastia foi reduzido.

Na galvanoplastia, o metal compreende as placas anódicas, ou cobre, o cátodo em uma fina camada de metal. A quantidade de metal chapeado depende da quantidade de corrente aplicada, bem como do número de moles do cátion de galvanoplastia disponível. Uma fonte de energia externa, como uma bateria, induz o fluxo de elétrons do ânodo para o cátodo e do terminal positivo para o terminal negativo da bateria.

Por exemplo, considere uma célula eletrolítica com um eletrodo de cobre, uma chave de latão atuando como o segundo eletrodo e uma solução aquosa de sulfato de cobre como eletrólito. Aqui, o cobre do eletrólito e do eletrodo de cobre é revestido na chave de latão.

Para que o metal de cobre seja depositado na chave de latão, o eletrodo de cobre sólido deve ser oxidado para formar íons de cobre. Em seguida, os cátions de cobre do eletrodo e do eletrólito são reduzidos da solução para formar cobre sólido na chave de latão.

²⁺ + 2e^- →_(s)

Os elétrons para a reação são recebidos do terminal negativo da bateria. Assim, a reação de redução ocorre na chave de latão, enquanto a reação de oxidação ocorre no eletrodo de cobre. A solução concentrada e acidificada de sulfato de cobre aumenta a solubilidade; Portanto, quanto maior a concentração da solução, menor a resistência e maior a corrente. Por sua vez, uma corrente mais alta permite que ocorra mais revestimento dos íons de cobre na chave de latão.

Alguns metais têm uma tendência maior do que outros a perder elétrons. O potencial de eletrodo padrão (E°) de uma substância é a medida da tendência de uma substância de perder elétrons. O metal com maior potencial de redução tem a maior tendência a perder elétrons; assim, é galvanizado primeiro.

Referências

1. Kotz, J.C., Treichel Jr, P.M., Townsend, J.R. (2012). Química e Reatividade Química. Belmont, CA: Brooks / Cole, Cengage Learning.
2. Silberberg, M.S. (2009). Química: A Natureza Molecular da Matéria e da Mudança. Boston, MA: Colina McGraw.