Faça um esboço de uma célula para a eletrólise do C u C l2 aquoso usando no cátodo um eletrodo inativo e no ânodo um eletrodo de cobre eletrodos inativos. Indique os sentidos nos quais os íons e os elétrons se movimentam. Dê as reações do eletrodo e rotule o anodo e o catodo, indicando qual é conectado a qual terminal da fonte de voltagem.
Semirreação de redução E^O(V)
F2(g)+2 e^- longrightarrow 2 F^-(aq) +2.87
O3(g)+2 H^+(aq)+2 e^- longrightarrow O2(g)+H2 O +2.07
Co^3+(aq)+e^- longrightarrow Co^2+(aq) +1.82
H2 O2(aq)+2 H^+(aq)+2 e^- longrightarrow 2 H2 O +1.77
PbO2(s)+4 H^+(aq)+SO4^2-(aq)+2 e^- longrightarrow PbSO4(s)+2 H2 O +1.70
Ce^4+(aq)+e^- longrightarrow Ce^3+(aq) +1.61
MnO4^-(aq)+8 H^+(aq)+5 e^- longrightarrow Mn^2+(aq)+4 H2 O +1.51
Au^3+(aq)+3 e^- longrightarrow Au(s) +1.50
Cl2(g)+2 e^- longrightarrow 2 Cl^-(aq) +1.36
Cr2 O7^2-(aq)+14 H^+(aq)+6 e^- longrightarrow 2 Cr^3+(aq)+7 H2 O +1.33
MnO2(s)+4 H^+(aq)+2 e^- longrightarrow Mn^2+(aq)+2 H2 O +1.23
O2(g)+4 H^+(aq)+4 e^- longrightarrow 2 H2 O +1.23
Br2(l)+2 e^- longrightarrow 2 Br^-(aq) +1.07
NO3^-(aq)+4 H^+(aq)+3 e^- longrightarrow NO(g)+2 H2 O +0.96
2 Hg^2+(aq)+2 e^- longrightarrow Hg2^2+(aq) +0.92
Hg2^2+(aq)+2 e^- longrightarrow 2 Hg(l) +0.85
Ag^+(aq)+e^- longrightarrow Ag(s) +0.80
Fe^3+(aq)+e^- longrightarrow Fe^2+(aq) +0.77
O2(g)+2 H^+(aq)+2 e^- longrightarrow H2 O2(aq) +0.68
MnO4^-(aq)+2 H2 O+3 e^- longrightarrow MnO2(s)+4 OH^-(aq) +0.59
I2(s)+2 e^- longrightarrow 2 I^-(aq) +0.53
O2(g)+2 H2 O+4 e^- longrightarrow 4 OH^-(aq) +0.40
Cu^2+(aq)+2 e^- longrightarrow Cu(s) +0.34
AgCl(s)+e^- longrightarrow Ag(s)+Cl^-(aq) +0.22
SO4^2-(aq)+4 H^+(aq)+2 e^- longrightarrow SO2(g)+2 H2 O +0.20
Cu^2+(aq)+e^- longrightarrow Cu^+(aq) +0.15
Sn^4+(aq)+2 e^- longrightarrow Sn^2+(aq) +0.13
2 H^+(aq)+2 e^- longrightarrow H2(g) 0.00
Pb^2+(aq)+2 e^- longrightarrow Pb(s) -0.13
Sn^2+(aq)+2 e^- longrightarrow Sn(s) -0.14
Ni^2+(aq)+2 e^- longrightarrow Ni(s) -0.25
Co^2+(aq)+2 e^- longrightarrow Co(s) -0.28
PbSO4(s)+2 e^- longrightarrow Pb(s)+SO4^2-(aq) -0.31
Cd^2+(aq)+2 e^- longrightarrow Cd(s) -0.40
Fe^2+(aq)+2 e^- longrightarrow Fe(s) -0.44
Cr^3+(aq)+3 e^- longrightarrow Cr(s) -0.74
Zn^2+(aq)+2 e^- longrightarrow Zn(s) -0.76
2 H2 O+2 e^- longrightarrow H2(g)+2 OH^-(aq) -0.83
Mn^2+(aq)+2 e^- longrightarrow Mn(s) -1.18
Al^3+(aq)+3 e^- longrightarrow Al(s) -1.66
Be^2+(aq)+2 e^- longrightarrow Be(s) -1.85
Mg^2+(aq)+2 e^- longrightarrow Mg(s) -2.37
Na^+(aq)+e^- longrightarrow Na(s) -2.71
Ca^2+(aq)+2 e^- longrightarrow Ca(s) -2.87
Sr^2+(aq)+2 e^- longrightarrow Sr(s) -2.89
Ba^2+(aq)+2 e^- longrightarrow Ba(s) -2.90
K^+(aq)+e^- longrightarrow K(s) -2.93
Li^+(aq)+e^- longrightarrow Li(s) -3.05

Passo 1

Beleza, vamos desenrolar essa célula de eletrólise de CuCl₂ aquoso. O que a questão pede é: “monte um esquema de célula em que o cátodo é inerte (por exemplo, Pt) e o ânodo é de cobre. Mostre quais semi‐reações rolam em cada eletrodo, pra onde vão os íons e os elétrons, e ligue cada eletrodo ao seu terminal na fonte.”
Conteúdo: eletroquímica básica, potenciais de redução (E°), critério de escolha de semi‐reações em eletrólise. Para resolver, vamos:
  1. saber quais espécies podem ser reduzidas (cátodo) ou oxidadas (ânodo) – olhando E°.
  2. escolher a reação com E° mais favorável em cada eletrodo.
  3. montar o diagrama com movimentos de íons e elétrons.

Passo 2

Teoria rápida:
  • Em eletrólise forçamos uma reação não espontânea aplicando uma tensão.
  • No cátodo (polo negativo), rola redução. A reação com maior E° de redução é a que acontece primeiro.
  • No ânodo (polo positivo), rola oxidação. Para saber qual se oxida preferencialmente, a gente olha os potenciais de redução da tabela: a espécie com o menor E° de redução é a que se oxida mais fácil (porque seu E° de oxidação = –E° de redução é mais alto).
Da tabela nos interessa:
  • Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu(s) E° = +0,34 V
  • 2 H₂O(l) + 2e⁻ → H₂(g) + 2 OH⁻(aq) E° = –0,83 V
  • Cl₂(g) + 2e⁻ → 2 Cl⁻(aq) E° = +1,36 V

Passo 3

Escolhendo a semi‐reação de redução no cátodo:
Comparamos E°(red). O maior valor é +0,34 V (Cu²⁺ → Cu). Como +0,34 V > –0,83 V, o que vai reduzir mesmo é o íon cobre.
Semi‐reação do cátodo:
Cu^2+(aq) + 2,e^- longrightarrow Cu(s)
Explicando a teoria: em redução a gente ganha elétrons, então o Cu²⁺ agarra 2 e⁻ e vira Cu metálico.

Passo 4

Escolhendo a semi‐reação de oxidação no ânodo:
Temos três candidatos:
  1. oxidação de Cl⁻ → Cl₂ (E° ox = –1,36 V)
  2. oxidação de H₂O → O₂ (E° ox = –1,23 V)
  3. oxidação de Cu(s) → Cu²⁺ (E° ox = –0,34 V)
Como a oxidação de cobre tem o menor E° de redução (+0,34 V é o menor da lista), ela corresponde à maior E° de oxidação (–0,34 V é maior que –1,23 e –1,36). Ou seja, dá menos trabalho arrancar elétrons do metal do eletrodo de cobre do que oxidar água ou cloreto. Então o próprio cobre do ânodo se dissolve:
Semi‐reação do ânodo:
Cu(s) longrightarrow Cu^2+(aq) + 2,e^-
Teoria: eletrodo ativo (cobre) libera Cu²⁺ quando sofre oxidação.

Passo 5

Movimentos de íons e elétrons e conexões:
  • A fonte de tensão cobra o eletrodo de cobre no polo + (ânodo), e o eletrodo inerte no polo – (cátodo).
  • Elétrons saem do ânodo (Cu) → passam pelo fio → chegam ao cátodo.
  • No cátodo, esses elétrons reduzem Cu²⁺ vindos da solução, depositando cobre.
  • No ânodo, cobre metálico vira Cu²⁺ e volta pra solução, mantendo [Cu²⁺] quase constante.
  • Os ânions Cl⁻ só “acompanham” o balanço de carga: migram do cátodo pro ânodo, mas não são oxidados (Cl₂ não aparece).
Esquematicamente:
Fonte
(+) ───> [Cu(s)]

Cu → Cu²⁺ + 2e⁻

solução: Cl⁻ migra pra cá
↓ e⁻ pelo fio
Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu

[Eletrodo inerte (cátodo)] <─── (–) Fonte

Resposta

A célula é montada com o eletrodo de cobre ligado ao pólo positivo (ânodo) e um eletrodo inerte ligado ao polo negativo (cátodo).
Semi‐reações:
Ânodo (oxidação):
Cu(s) longrightarrow Cu^2+(aq) + 2,e^-
Cátodo (redução):
Cu^2+(aq) + 2,e^- longrightarrow Cu(s)
Íons e elétrons: Cu²⁺ → cátodo, Cl⁻ → ânodo (só para neutralizar carga), elétrons do ânodo → fonte → cátodo.

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