Célula eletrolítica - Electrolytic cell
Uma célula eletrolítica é uma célula eletroquímica que usa energia elétrica para conduzir uma reação redox não espontânea . É freqüentemente usado para decompor compostos químicos, em um processo chamado eletrólise - a palavra grega lise significa quebrar . Exemplos importantes de eletrólise são a decomposição da água em hidrogênio e oxigênio e a bauxita em alumínio e outros produtos químicos. A galvanoplastia (por exemplo, cobre, prata, níquel ou cromo) é feita usando uma célula eletrolítica. A eletrólise é uma técnica que usa corrente elétrica direta (DC).
Uma célula eletrolítica possui três partes componentes: um eletrólito e dois eletrodos (um cátodo e um ânodo ). O eletrólito é geralmente uma solução de água ou outros solventes em que os íons são dissolvidos. Os sais fundidos, como o cloreto de sódio, também são eletrólitos. Quando acionados por uma voltagem externa aplicada aos eletrodos, os íons no eletrólito são atraídos para um eletrodo com a carga oposta, onde as reações de transferência de carga (também chamadas de faradaica ou redox) podem ocorrer. Apenas com um externo potencial eléctrico (isto é, tensão) de polaridade e magnitude suficiente uma célula electrolítica pode decompor um normalmente estável, ou inerte composto químico na solução. A energia elétrica fornecida pode produzir uma reação química que não ocorreria espontaneamente de outra forma.
Células galvânicas em comparação com células eletrolíticas
Em uma célula eletrolítica, uma corrente é passada através da célula por uma voltagem externa, causando uma reação química não espontânea. Em uma célula galvânica, o progresso de uma reação química espontânea faz com que uma corrente elétrica flua. Uma célula eletroquímica de equilíbrio está no estado entre uma célula eletrolítica e uma célula galvânica. A tendência de uma reação espontânea de empurrar uma corrente através do circuito externo é exatamente equilibrada por uma tensão externa que é chamada de força contra eletromotriz ou contra fem, de modo que nenhuma corrente flui. Se a tensão do contador é aumentada, a célula se torna uma célula eletrolítica e se ela diminui, a célula se torna uma célula galvânica.
As definições de ânodo e cátodo dependem da carga e descarga
Michael Faraday definiu o cátodo de uma célula como o eletrodo ao qual os cátions (íons carregados positivamente, como os íons de prata Ag+
) fluxo dentro da célula, a ser reduzido pela reação com elétrons (carregados negativamente) daquele eletrodo.
Da mesma forma, ele definiu o ânodo como o eletrodo para o qual os ânions (íons carregados negativamente, como íons cloreto Cl-
) fluem dentro da célula, para serem oxidados pelo depósito de elétrons no eletrodo.
Para um fio externo conectado aos eletrodos de uma célula galvânica (ou bateria ), formando um circuito elétrico, o cátodo é positivo e o ânodo é negativo. Assim, a corrente elétrica positiva flui do cátodo para o ânodo através do circuito externo no caso de uma célula galvânica.
Considere duas células voltaicas de tensão desigual. Marque os eletrodos positivo e negativo de cada um como P e N, respectivamente. Coloque-os em um circuito com P perto de P e N perto de N, de modo que as células tenderão a conduzir a corrente em direções opostas. A célula com a maior tensão é descarregada, tornando-a uma célula galvânica, então P é o cátodo e N é o ânodo, conforme descrito acima. Mas, a célula com a menor tensão carrega, tornando-se uma célula eletrolítica. Na célula eletrolítica, os íons negativos são direcionados para P e os íons positivos para N. Assim, o eletrodo P da célula eletrolítica atende à definição de ânodo enquanto a célula eletrolítica está sendo carregada. Da mesma forma, o eletrodo N da célula eletrolítica é o cátodo enquanto a célula eletrolítica está sendo carregada.
Usos da célula eletrolítica
Como já foi observado, a água, particularmente quando íons são adicionados (água salgada ou água ácida), pode ser eletrolisada (submetida à eletrólise). Quando conduzido por uma fonte externa de tensão, H+
íons fluem para o cátodo para combinar com elétrons para produzir gás hidrogênio em uma reação de redução. Da mesma forma, OH-
íons fluem para o ânodo para liberar elétrons e um H+
íon para produzir gás oxigênio em uma reação de oxidação.
No cloreto de sódio fundido, quando uma corrente é passada através do sal, o ânodo oxida os íons cloreto (Cl-
) em cloro gasoso, liberando elétrons para o ânodo. Da mesma forma, o cátodo reduz íons de sódio (Na+
), que aceitam elétrons do cátodo e se depositam no cátodo como sódio metálico.
O NaCl dissolvido em água também pode ser eletrolisado. O ânodo oxida íons cloreto (Cl-
), e o gás Cl 2 é produzido. No entanto, no cátodo, em vez de íons de sódio serem reduzidos a sódio metálico, as moléculas de água são reduzidas a íons de hidróxido (OH-
) E gás hidrogénio (H 2 ). O resultado geral da eletrólise é a produção de cloro gasoso, hidrogênio e solução aquosa de hidróxido de sódio (NaOH).
Comercialmente, as células electrolíticas são utilizados em electrolítica e electrodeposição de vários metais não-ferrosos. Quase todo o alumínio , cobre , zinco e chumbo de alta pureza são produzidos industrialmente em células eletrolíticas.
Tipos de células
Notas
Referências
- Mortimer, Robert (2008). Physical Chemistry (3ª ed.). Elsevier Academic Press. ISBN 978-0-12-370617-1.
Leitura adicional
- ^ Brett, Christopher MA (1993). Eletroquímica: princípios, métodos e aplicações . Ana Maria Oliveira Brett. Oxford: Oxford University Press. ISBN 0-19-855389-7. OCLC 26398887 .