Módulo de um número complexo
Você provavelmente depende de baterias recarregáveis todos os dias para alimentar coisas como telefones celulares, laptops e outros pequenos dispositivos eletrônicos. Quando a bateria acaba, o que você faz? Conecte de volta, certo? Você já pensou no que realmente acontece quando você o conecta? Como ele recarrega?
As baterias fornecem energia elétrica por meio de uma reação química, mas eventualmente ela fica mais lenta porque os reagentes se esgotam. Para recarregar a bateria, você precisa reverter a reação. Isso requer uma entrada de energia elétrica, por isso você deve conectar a bateria para recarregá-la. Enquanto está sendo recarregada, a bateria atua como uma célula eletrolítica.
Em uma célula eletrolítica , a energia elétrica é usada para iniciar uma reação de redução de oxidação que não ocorreria espontaneamente. As células eletrolíticas não são usadas apenas para recarregar baterias, mas também para separar metais puros de compostos metálicos, para separar outros compostos químicos (como água) e para galvanizar metais. Vamos examinar mais de perto como funcionam as células eletrolíticas.
Partes de células eletrolíticas
Todas as células eletrolíticas contêm três partes principais: dois eletrodos sólidos (conhecidos como cátodo e ânodo) e uma solução de eletrólito líquido. A solução eletrolítica conduz eletricidade porque contém íons dissolvidos que podem se mover livremente pela solução. O cátodo e o ânodo em uma célula eletrolítica estão ligados a uma fonte de energia elétrica, como uma bateria.
Em uma célula eletrolítica, o cátodo está sempre carregado negativamente e o ânodo está carregado positivamente. Esses dois eletrodos são feitos de materiais, como cobre, prata e zinco, que participam da reação química. Estes são chamados de eletrodos ativos . Eles também podem ser feitos de materiais quimicamente inertes, como grafite, silício ou platina.
Como funcionam as células eletrolíticas
Então, agora que conhecemos as partes, vamos pensar sobre como todas elas funcionam juntas. O que realmente acontece em uma célula eletrolítica? Em primeiro lugar, a bateria fornece uma fonte de energia elétrica, empurrando os elétrons para o cátodo e fazendo-o com carga negativa. Os elétrons também são retirados do ânodo, tornando-o carregado positivamente. Quando isso acontece, uma reação de oxidação-redução é ativada. No ânodo, ocorre uma reação de oxidação, liberando elétrons que são atraídos para o ânodo carregado positivamente. Enquanto isso, no cátodo, ocorre uma reação de redução, que consome os elétrons que se acumulam no cátodo.
Metade de oxidação da reação: X – -> X + e –
Metade de redução da reação: Y + + e – -> Y
Após ambas as reações, o resultado final é que dois íons (representados aqui por X – e Y – ) se transformam em átomos ou moléculas neutras ( X ou Y ). Isso é possível devido à energia elétrica fornecida pela bateria que move os elétrons do ânodo para o cátodo.
Eletrólise da Água
As células eletrolíticas são usadas para todos os tipos de coisas: galvanoplastia de metais, recarregar uma bateria e separar metais puros de compostos metálicos. Quando células eletrolíticas são usadas para separar compostos químicos, o processo é conhecido como eletrólise . Esta palavra significa literalmente usar eletricidade para quebrar algo ( eletro = relacionado com eletricidade e lise = quebrar). Um tipo comum de eletrólise envolve quebrar a água para produzir hidrogênio e gás oxigênio. Para entender melhor o que acontece dentro de uma célula eletrolítica, vamos dar uma olhada mais de perto na eletrólise da água.
A eletrólise da água é talvez a reação mais simples que pode ocorrer em uma célula eletrolítica. Você só precisa de dois eletrodos, que geralmente são feitos de grafite, e água como eletrólito. A água é um eletrólito porque as moléculas de água se dissociam em íons de hidrogênio (H + ) e hidróxido (OH – ). Quando os eletrodos são conectados a uma bateria, os íons H + são atraídos para o cátodo carregado negativamente, onde sofrem uma reação de redução para produzir gás hidrogênio.
Reação de redução: 2H – + + 2e – -> H 2
Ao mesmo tempo, a oxidação no ânodo produz gás oxigênio e elétrons.
Reação de oxidação: 2 H 2 O -> O 2 + 4 H – + 4 e –
Ambas as reações ocorrerão simultaneamente enquanto houver elétrons sendo fornecidos pela bateria. O resultado geral é a produção de duas moléculas de gás hidrogênio e uma molécula de gás oxigênio a partir de cada duas moléculas de água.
2 H 2 O -> 2 H 2 + O 2
Células Voltaicas
As células eletrolíticas são muito semelhantes a outro tipo de célula eletroquímica chamada célula voltaica . As células voltaicas contêm exatamente as mesmas partes das células eletrolíticas (dois eletrodos e uma solução eletrolítica), mas a reação química em uma célula voltaica é espontânea, o que significa que não requer a entrada de eletricidade. Em vez disso, a redução da oxidação que ocorre em uma célula voltaica converte energia química em energia elétrica. Uma série de células voltaicas constituem um dispositivo que todos nós usamos todos os dias de muitas maneiras – uma bateria!
Lembra que já falamos sobre como as baterias recarregáveis são células eletrolíticas quando estão carregando? Bem, elas também são células voltaicas quando estão sendo usadas para produzir eletricidade. Nesse caso, a mesma célula pode ser voltaica ou eletrolítica, dependendo de como está sendo usada.
Resumo da lição
As células eletrolíticas usam energia elétrica para iniciar uma reação de oxidação-redução que não ocorreria espontaneamente de outra forma. Eles sempre contêm dois eletrodos e uma solução eletrolítica que conduz eletricidade porque contém íons dissolvidos. O cátodo é o lado da reação de redução e é carregado negativamente. O ânodo é o lado da reação de oxidação e é carregado positivamente. As células eletrolíticas são usadas para galvanizar metais, recarregar baterias e separar compostos como a água. O processo pelo qual as células eletrolíticas separam os compostos é denominado eletrólise . As células voltaicas são muito semelhantes às células eletrolíticas, mas usam uma reação de oxidação-redução espontânea para gerar eletricidade.