Introdução à eletrólise

RKA9MB - Vamos revisar a estrutura de uma célula voltaica para que a gente possa comparar essa célula voltaica com uma célula eletrolítica. Então, uma célula voltaica vai usar uma reação de oxirredução espontânea para produzir uma corrente elétrica. Então, se nós começamos aqui nesse eletrodo de zinco, o zinco sólido vai se transformar em íon Zn²⁺. Então, vamos marcar aqui: eu tenho aqui então Zn²⁺. Então, um átomo de zinco teria que perder 2 elétrons. Vamos marcar aqui que a gente vai perder 2 elétrons. Então, tem um elétron aqui e tem um outro elétron aqui. Essa perda de elétrons é a oxidação, e a oxidação vai ocorrer aqui nesse eletrodo de cobre. Então, esse aqui vai ser o nosso ânodo. Vamos marcar aqui que nós temos o nosso ânodo. E vamos marcar aqui que a oxidação vai ocorrer no ânodo. Então, aqui, a gente tem "OX" que representa a oxidação, e a gente sabe que o eletrodo de zinco vai ser o nosso ânodo. O eletrodo de zinco vai ser a nossa fonte de elétrons, então vamos marcar aqui que a gente tem um "-", para gente saber que ele é a nossa fonte de elétrons. E esses elétrons vão se mover pelo nosso fio. Então, vamos marcar aqui que a gente tem esses 2 elétrons se movendo por esse fio. Quando esses 2 elétrons alcançam um eletrodo de cobre, nós sabemos que nós vamos ter íon Cu²⁺; e, quando esses íon Cu²⁺ ganham 2 elétrons, nós vamos formar o cobre sólido. E ele vai se formar nesse eletrodo de cobre que a gente tem aqui. Então, vamos marcar aqui na nossa solução: nós temos íons Cu²⁺ que vão se transformar em cobre sólido. Então, aqui, nesse eletrodo, nós vamos ter a redução. Vamos marcar aqui que nós temos "red" para redução, ou seja, redução vai ser o ganho de elétrons que vai estar acontecendo aqui nesse eletrodo de cobre. Então, esse eletrodo aqui vai ser o nosso cátodo. Então, vamos marcar aqui que nós temos o nosso cátodo. Esse eletrodo de cobre tem que ser o nosso eletrodo positivo. Então, vamos marcar aqui um "+" para a gente saber que ele é o nosso eletrodo positivo. Essa reação vai ser espontânea, e o potencial padrão da célula, ou seja, o meu Ɛº, vai ser aqui de 1,10 volt. Então, vamos marcar: 1,10 volt. Lembre-se de que um valor positivo de Ɛº significa que essa vai ser uma reação espontânea. Então, nós produzimos uma corrente elétrica. Agora, vamos comparar a célula voltaica com uma célula eletrolítica. Então, uma célula eletrolítica vai usar uma corrente elétrica para conduzir uma reação de oxirredução, que não a espontânea. Se nós olharmos a reação global aqui, nós vamos começar com cobre sólido e com o íon Zn²⁺, e nós vamos formar aqui íon Cu²⁺ e zinco sólido. Essa reação vai ser a reversa do que a gente estava conversando antes. Os reagentes dessa reação vão ser os produtos que a gente tinha nessa outra reação aqui. E, para encontrar o potencial padrão, para encontrar o meu Ɛº, tudo o que nós precisamos fazer é colocar um sinal negativo aqui. Então, nós vamos ter -1,10 volt aqui para o meu potencial da célula. Isso porque a gente reverteu a reação; então, quando a gente reverte a reação, a gente vai mudar o sinal também. Então, o meu Ɛº aqui vai ser -1,10 volt. Esse valor negativo de Ɛº vai indicar que essa não é uma reação espontânea, isso não vai acontecer por conta própria. O cobre sólido não vai se transformar em íon Cu²⁺ e os íons Zn²⁺ não vão se transformar em zinco sólido. Eles vão precisar de uma ajuda para fazer isso; eles vão precisar de uma voltagem externa, como uma bateria, por exemplo. E essa bateria vai forçar essa reação a acontecer. Então, nós precisamos de uma bateria aqui. Então, eu vou desenhar numa outra cor para a gente conseguir enxergar melhor. Então, aqui, eu tenho uma bateria. Nós precisamos que o terminal negativo esteja do lado esquerdo, então meu terminal negativo vai estar desse lado. E o meu terminal positivo vai ter que estar do lado direito. Então, vamos colocar o terminal positivo aqui desse lado. E essa vai ser a nossa fonte externa de voltagem. Nós vamos precisar de, no mínimo, 1,10 volt para fazer essa reação acontecer. E, na prática, isso vai ser um pouquinho mais que um ponto 1,10 volt. Então, o terminal negativo da bateria é onde nós vamos ter esses elétrons. Os elétrons vão sair do terminal negativo da bateria e vão entregar esses elétrons no eletrodo de zinco. E os elétrons são forçados a vir para esse eletrodo de zinco; então, eu vou desenhar aqui 2 elétrons. Então, eu tenho aqui um elétron, e aqui eu tenho outro elétron. E, agora, nós temos íons Zn²⁺ na nossa solução. Então, vamos marcar esses íons aqui. Eu tenho íons Zn²⁺ na nossa solução, e esses íons vão ter a oportunidade de serem reduzidos. Se os íons Zn²⁺ ganham esses 2 elétrons que eu tenho aqui, eles irão se transformar em zinco sólido. Então, o zinco sólido vai se formar aqui nesse eletrodo de zinco. Então, temos aqui o zinco sólido. Os íons Zn²⁺ ganharam 2 elétrons e formaram o zinco sólido, então isso é uma redução, ou seja, isso é um ganho de elétrons. Então, vamos marcar aqui que nós temos a redução. Dessa vez, a redução vai estar acontecendo no eletrodo de zinco, e a redução ocorre no cátodo. Então, vamos marcar aqui que nós temos o nosso cátodo. O eletrodo de zinco é mais negativo, então nós forçamos os elétrons nesse eletrodo de zinco; isso faz dele o meu eletrodo negativo. Então, vamos marcar aqui o eletrodo negativo. A bateria vai estar afastando os elétrons do eletrodo de cobre, e o eletrodo de cobre está perdendo elétrons, eles estão indo para o terminal positivo da bateria. Isso faz com que o eletrodo de cobre seja relativamente positivo. Então, vamos marcar aqui um "+" para representar isso. Esse deve ser o local da oxidação, então o cobre sólido se transforma em íon Cu²⁺. Então, vamos marcar aqui que a gente tem os íons Cu²⁺. E a oxidação vai acontecer no eletrodo de cobre dessa vez. Então, vamos marcar aqui um "OX". E a oxidação vai ocorrer no ânodo, então isso faz o nosso eletrodo de cobre ser o nosso ânodo. Vamos marcar aqui que esse vai ser o nosso ânodo. O eletrodo de cobre vai perder massa conforme o tempo. Agora, você consegue ver a diferença entre uma célula voltaica e uma célula eletrolítica. Uma célula voltaica cria uma corrente, porque nós temos uma reação de oxirredução espontânea; mas, para uma célula eletrolítica, nós não temos uma reação espontânea. E, para que essa reação ocorra, nós vamos precisar de uma corrente, nós vamos precisar de uma fonte externa de voltagem. Vamos analisar o fato de que os sinais dos eletrodos são opostos para uma célula voltaica e para uma célula eletrolítica. Por exemplo, nós podemos ver que o ânodo era o nosso eletrodo de zinco, e esse era o nosso eletrodo negativo; isso porque o eletrodo de zinco era a nossa fonte de elétrons. Isso faz dele o nosso eletrodo negativo, certo? Aqui, do outro lado, nosso eletrodo negativo vai ser o nosso cátodo, porque os elétrons são forçados para cá; eles são forçados pela bateria. Então, os sinais dos eletrodos são opostos para uma célula eletrolítica. Note que para uma célula eletrolítica, o eletrodo negativo vai combinar com o terminal negativo da minha bateria; e o terminal positivo da bateria vai combinar com o meu eletrodo positivo. Essa é uma boa maneira de lembrar onde estão os eletrodos numa célula eletrolítica. Olhe para a bateria que você vai conseguir descobrir isso.