Com base nos metais cádmio ( C d ) e cobre (C u), represente os esquemas de uma célula galvânica, atendendo aos seguintes requisitos:
a) Indique o sentido do fluxo de elétrons e identifique os polos positivo e negativo da célula.
b) Escreva as semi-reações que ocorrem no cátodo e no ânodo, identificando qual eletrodo atua como cada um.
c) Determine qual eletrodo sofre diminuição de massa e qual tem sua massa aumentada, explicando o motivo.
d) Repita a análise para uma célula eletrolítica, comparando as diferenças entre os dois sistemas. E determine qual deve ser a voltagem aplicada na célula para que o processo ocorra.

Passo 1

O enunciado pede para montar o esquema de uma célula galvânica usando cádmio e cobre e depois fazer a mesma análise para uma célula eletrolítica. O conteúdo é eletroquímica de semi-reações, potencial padrão e polaridade de eletrodos. Para resolver, vamos usar os potenciais padrão
E^circCu^2+/Cu = +0,34 V, E^circCd^2+/Cd = -0,40 V,
escrever as semi-reações, identificar ânodo/cátodo, fluxo de elétrons, mudanças de massa e calcular a tensão exigida na eletrólise.

Passo 2

Determinar a reação espontânea e a fem padrão da célula galvânica. A reação global candidata é
Cd(s) + Cu^2+(aq) ;longrightarrow; Cd^2+(aq) + Cu(s)
A fem padrão é
E^circcel ;=; E^circcat ;-; E^circân ;=; E^circCu^2+/Cu ;-; E^circCd^2+/Cd ;=; 0,34 - (-0,40) = 0,74 V â
Como E^circcel>0, essa reação é espontânea como célula galvânica.

Passo 3

Escrever as semi-reações e identificar ânodo e cátodo na célula galvânica:
No ânodo (oxidação, polo negativo):
Cd(s) ;longrightarrow; Cd^2+(aq) + 2,e^-
No cátodo (redução, polo positivo):
Cu^2+(aq) + 2,e^- ;longrightarrow; Cu(s)

Passo 4

Esquema da célula galvânica em notação simplificada e fluxo de elétrons:
Cd(s) |Cd^2+(aq) ;||; Cu^2+(aq) |Cu(s)
Os elétrons saem do eletrodo de cádmio, via fio, e vão para o eletrodo de cobre. Assim, o eletrodo de Cd é o polo negativo e o de Cu é o polo positivo.

Passo 5

Mudança de massa:
– No ânodo de cádmio a massa diminui porque Cd(s) se oxida e vai para a solução como Cd^2+.
– No cátodo de cobre a massa aumenta pois Cu^2+ se reduz e se deposita como Cu(s).

Passo 6

Para a célula eletrolítica queremos forçar a reação inversa. Invertendo os papéis:
No ânodo (agora polo positivo, oxidação de Cu):
Cu(s) ;longrightarrow; Cu^2+(aq) + 2,e^-
No cátodo (agora polo negativo, redução de Cd):
Cd^2+(aq) + 2,e^- ;longrightarrow; Cd(s)
O arranjo prático é parecido, mas ligado a uma fonte externa que empurra elétrons para o eletrodo de cádmio (tornando-o negativo) e puxa do de cobre (positivo).

Passo 7

Para que a reação inversa ocorra, a tensão da fonte deve ser maior que a fem padrão da célula galvânica. Logo,
Eaplicada > E^circcel = 0,74 V
Na prática recomenda-se algo em torno de 0,80 V para vencer perdas de sobrepotencial.

Resposta

O esquema galvânico é
Cd(s)|Cd^2+(aq)||Cu^2+(aq)|Cu(s),
com elétrons fluindo de Cd (–) para Cu ( +), semi-reações
CdtoCd^2++2e^- e
Cu^2++2e^-toCu.
Cd perde massa e Cu ganha massa.
No eletrolítico invertem-se as semi-reações e polos, exigindo
Eaplicada>0,74 V para depositar Cd no cátodo e dissolver Cu no ânodo.

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