Físico-Química · Eletroquímica · 2º ano e pré-vestibular
Na eletrólise, um dos reagentes chega pelo fio: o elétron. E ele é contado por dois instrumentos que não pesam nada, o amperímetro e o cronômetro. Corrente vezes tempo dá a carga, Q = i · t. Dividida por 96 500, a carga vira mol de elétrons. A semirreação diz quantos elétrons cada átomo pede, e a massa molar fecha a conta. Por isso decidir o que sai em cada polo não é um capítulo à parte: é escolher a semirreação certa, que dá a proporção. Ligue a corrente e veja a balança subir.
01 · pilha ao contrário
Uma pilha de Daniell gera 1,10 V sozinha: o zinco se oxida, o cobre se deposita e os elétrons andam pelo fio do zinco para o cobre. Agora ligue uma fonte contra ela. Enquanto a fonte tem menos de 1,10 V, a pilha ganha e continua descarregando. Com exatamente 1,10 V, as duas se anulam e nada acontece. Acima disso, a fonte vence: os elétrons andam ao contrário, o cobre se dissolve e o zinco volta a se depositar. É a mesma cela, rodando para trás. Isso é eletrólise, e é o que acontece quando você carrega a bateria do celular.
Modelo ilustrativo: a corrente é (U − 1,10 V) ÷ 0,5 Ω, como se a cela fosse uma pilha ideal com uma resistência interna. Numa cela real há sobretensões e a corrente não é uma reta, mas a inversão em 1,10 V é a mesma.
02 · eletrólise ígnea
No sal fundido só existem dois tipos de íon. O cátion vai para o polo negativo e recebe elétrons; o ânion vai para o positivo e entrega elétrons. Não há concorrente: é assim que a indústria obtém os metais que a água não deixa sair, como sódio, magnésio e alumínio. O preço é a temperatura: o sal precisa derreter, porque íon preso no cristal não anda, e sem íon andando não há corrente.
03 · eletrólise aquosa
Em solução, cada polo tem dois candidatos: o íon do sal e a própria água. No cátodo, a água pode se reduzir a H2; no ânodo, pode se oxidar a O2. Quem ganha segue a fila de descarga: os metais mais reativos (famílias 1 e 2 e o alumínio) perdem para a água, e os ânions com oxigênio (sulfato, nitrato) e o fluoreto também. Escolha o sal e veja quem sai em cada polo, o que sobra na solução e para onde vai o pH.
04 · lei de Faraday
Um ampère é um coulomb por segundo: 6,24 × 1018 elétrons atravessando o fio a cada segundo. Multiplique pela duração e você tem a carga. Divida a carga por 96 500 C, a carga de um mol de elétrons (a constante de Faraday), e você está no mol. Daí em diante é estequiometria: a semirreação dá a razão entre mol de elétrons e mol de produto, e a massa molar ou o volume molar levam à resposta. A calculadora abaixo anda nos dois sentidos e mostra cada passo.
Com um sal que não descarrega (sulfato de sódio, por exemplo), só a água se decompõe. Cada H2 custa 2 elétrons e cada O2 custa 4. Com a mesma carga passando pelos dois polos, sai o dobro de mols de H2, e portanto o dobro do volume. Em massa é o contrário: o O2 pesa oito vezes mais.
05 · a semirreação
A mesma carga não deposita a mesma massa de tudo. Um mol de elétrons (1 faraday, 96 500 C) deposita um mol de prata, porque cada Ag+ pede um elétron. Mas deposita só meio mol de cobre, porque cada Cu2+ pede dois, e um terço de mol de alumínio, que pede três. Para gases, conte os elétrons por molécula: 2 para H2 e Cl2, 4 para O2. É a segunda lei de Faraday: com a mesma carga, as massas são proporcionais a M ÷ k, o que os livros antigos chamam de equivalente-grama.
06 · cubas em série
Ligue duas ou mais cubas uma atrás da outra: pelo fio, os elétrons que saem do ânodo de uma chegam ao cátodo da seguinte (dentro de cada solução, quem leva a carga são os íons). Não há atalho, então a mesma carga atravessa todas, e o mesmo número de mols de elétrons é usado em cada uma. O que muda de uma cuba para outra é só o preço de cada átomo (a semirreação). Por isso, se você sabe quanto saiu numa cuba, descobre o que saiu nas outras sem usar a constante de Faraday. Em paralelo é diferente: a corrente se divide entre as cubas.
Duas cubas em série. Você sabe quanto saiu na primeira; calcule quanto saiu na segunda, igualando os mols de elétrons. Nenhum dado de corrente, tempo ou Faraday é necessário.
07 · na indústria
Toda a química desta página acontece em escala de toneladas: o alumínio da lata, o cloro da água tratada, a soda do sabão, o cobre puro dos fios, o cromo do para-choque e o hidrogênio verde. Em todas, a conta é a mesma Q = i · t. O que muda é a corrente (de miliampères numa joia a centenas de milhares de ampères numa cuba de alumínio) e a tensão, que decide quanta energia cada coulomb custa: energia = carga × tensão.
08 · armadilhas
As alternativas erradas das provas não são números aleatórios: são o resultado exato de um tropeço previsível. Cada cartão abaixo mostra a conta certa e a conta com o tropeço, calculadas pela página com os mesmos dados. Se o número que você achou aparece em vermelho num destes cartões, você sabe onde errou.
09 · onde caiu
Procuramos eletrólise nas provas de doze bancas, de 2015 a 2026 (o Sírio-Libanês não cobrou). Cada questão aparece aqui resumida com as nossas palavras, com a armadilha e com o link para o caderno da banca, aberto na página da questão. As provas pertencem às bancas: leia lá o enunciado completo.
10 · simulado
Dez questões de múltipla escolha, uma no estilo de cada banca que cobrou eletrólise de 2015 a 2026, com o número de alternativas que ela usa e o jeito que ela tem de dar as constantes, e duas discursivas, no formato da Unifesp e do Exame Discursivo da UERJ. Todas são inéditas: cada uma imita a habilidade de uma questão real (o link para a original aparece na correção), com outro contexto e outros números. Ligue o cronômetro, responda tudo e só então corrija: cada alternativa errada diz qual conta leva até ela.
11 · treino
O motor sorteia o metal, a corrente, o tempo e as unidades, resolve a ponte e gera as alternativas erradas com as mesmas funções de erro das armadilhas. Escolha um tipo de conta ou deixe misturado.
12 · fontes