Eletroquímica no Enem

A eletroquímica é cobrada no Enem sempre fazendo menção a pilhas ou a processos de eletrólise. A pilha é um aparato que faz a conversão de energia química em energia elétrica, energia essa que é produzida em reações de oxirredução. A eletrólise realiza o processo inverso, ou seja, utiliza energia elétrica para modificar a direção de uma reação ou realizar uma oxirredução em elementos inertes.

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Tópicos deste artigo

• 1 - Como a eletroquímica é cobrada no Enem?
• 2 - O que é eletroquímica?
  • Reação de oxirredução
  • Exemplo de uma reação de oxirredução ou redox:
  • Pilha e eletrólise
  • Pilha
  • Eletrólise
• 3 - Questões sobre eletroquímica no Enem

Como a eletroquímica é cobrada no Enem?

As questões de eletroquímica do Enem exigem que o aluno tenha compreendido bem:

• o funcionamento de uma pilha e da eletrólise;

• os tipos de eletrólise;

• como diferenciar os processos.

É importante dominar bem os termos utilizados (ânodos, cátodos, ânions, cátions, eletrólitos, oxidação, redução, célula galvânica…), pois recorrentemente é dada uma ilustração ou até mesmo a reação de oxirredução e a questão pede para identificar o cátodo ou o agente redutor, por exemplo, portanto saiba bem a definição de cada termo.

Muitas das questões de eletroquímica do Enem vêm acompanhadas de um pequeno texto explicando um determinado processo que envolve uma reação de oxirredução e, a partir daí, é cobrada a identificação do processo, ou seja, se é uma pilha, eletrólito ígneo ou aquoso, ou a explicação de parte dele, isto é, quem oxida ou reduz, ou o que acontece quimicamente. A mistura de assuntos acontece nas questões de eletroquímica também, associando massa molar com energia liberada em uma reação de oxirredução, por exemplo.

O que é eletroquímica?

Eletroquímica é o ramo da Química que estuda possibilidades de transformação:

• de energia química em energia elétrica (espontânea);

• de energia elétrica em energia química (não espontânea).

Antes que se inventassem aparatos capazes de fazer o aproveitamento da corrente elétrica proveniente de algumas reações, houve o estudo e observação das reações de oxidação e redução. Façamos o mesmo então antes de falarmos sobre as pilhas.

• Reação de oxirredução

Acontecem simultaneamente uma reação de oxidação e uma reação de redução ao se adicionar um agente oxidante e um agente redutor em um determinado sistema. Nessas duas reações, há transferência de elétrons. O nosso agente oxidante será reduzido, recebendo os elétrons que saem do agente redutor que oxida e doando um número x de elétrons.

Calma! Fica mais fácil quando exemplificado e, como esses termos podem causar uma confusão, vamos te dar aqui um macete:

Observação: Vocês podem estar se perguntando o que é NOX. Trata-se do número de oxidação de um determinado elemento ao realizar uma ligação química com outro elemento. Em outras palavras, é a tendência que o elemento tem de atrair ou doar elétrons. Veja alguns exemplos!

• O oxigênio (O), ao fazer uma ligação química para alcançar a estabilidade eletrônica estabelecida pela regra do octeto, tende a ganhar 2 elétrons, portanto seu número de oxidação será 2-.

• Já o hidrogênio, seguindo a mesma lógica, tende a perder 1elétron, portanto seu NOX será 1+.

A soma do NOX de uma molécula deve ser igual à sua carga final, ou seja, se a carga é zero, uma molécula neutra, a somatória dos NOX das espécies tende a ser zero também.

Atenção! NOX de substâncias simples (H₂, N₂, O₂, Al..) são sempre zero. Temos para determinadas espécies um NOX variável, de acordo com a situação e a ligação que o átomo realiza, mas, para outras, o NOX pode ser fixo.

Veja a seguinte tabela:

Veja também: Principais funções orgânicas abordadas no Enem

Exemplo de uma reação de oxirredução ou redox:

A tendência do ferro ao fazer ligações é perder 1elétron, portanto o NOX do ferro combinado com o sulfato (SO4) é 3+. Nessa reação o ferro passou de substâncias simples para substância combinada (molécula), então ele passou de NOX = 0 a NOX = +3. Como houve um aumento no NOX, o ferro oxidou, doando elétrons, sendo, portanto, o agente redutor (causa redução) no cobre (Cu), que, por sua vez, teve uma diminuição no NOX, sofrendo, portanto, redução, sendo assim o agente oxidante (causa oxidação).

• Pilha e eletrólise

Vamos agora compreender como é feito o aproveitamento dessa energia que decorre das reações de oxirredução e como pode ser aplicada energia para que aconteça uma reação química.

• Pilha

→ Pilha/célula galvânica/célula voltaica: aparato para transformação de energia química em energia elétrica.

Na figura acima, temos uma pilha, ou seja, um sistema elétrico de aproveitamento de energia química gerada pela reação de oxirredução entre o zinco (Zn) e o cobre (Cu). Nessa pilha temos como agente redutor o zinco, que sofre oxidação, doando elétrons para o cobre, que reduz.

Perceba que a placa de zinco sofre uma redução na sua massa, e a placa de cobre apresenta um aumento em sua massa, isto é, a deposição dos íons Cu²⁺, que se transformam em Cu pelo ganho de elétrons. A ponte salina serve para manter o equilíbrio elétrico do sistema.
Acesse também: Termoquímica no Enem: como esse tema é cobrado?

• Eletrólise

A eletrólise é o sistema que transforma energia elétrica, provinda de uma fonte contínua, em energia química. Esse processo não é espontâneo e, por isso, pode ser realizado em eletrodos inertes (que não têm tendência a ionizar) ou eletrodos reativos.

A eletrólise acontece em uma célula galvânica (recipiente) e pode ser feita de duas formas:

→ eletrólise ígnea: em que se usa um eletrólito fundido;

→ eletrólise aquosa: a água é utilizada como solvente e promove a ionização dos eletrodos.

Nesse sistema ilustrado acima, temos uma eletrólise, que é o “inverso” do que acontece na pilha, pois há transformação de energia elétrica em energia química. A transferência de elétrons da reação de oxirredução é determinada por uma corrente elétrica externa à reação. Nessa eletrólise, está sendo doada a energia da bateria para reação de purificação do cobre, também chamada de refino eletrolítico.

Nesse sistema os polos são definidos pela conexão com os polos da bateria, determinando, portanto, que o cobre puro seja o CÁTODO (polo negativo) e a pastilha de cobre impuro seja o ÂNODO (polo positivo), assim serão depositados os íons de Cu²⁺ na pastilha de cobre puro, e as impurezas ficarão na solução como um “corpo de fundo”.

Questões sobre eletroquímica no Enem

Questão 1 – (Enem 2010) A eletrólise é muito empregada na indústria com o objetivo de reaproveitar parte dos metais sucateados. O cobre, por exemplo, é um dos metais com maior rendimento no processo de eletrólise, com uma recuperação de aproximadamente 99,9%. Por ser um metal de alto valor comercial e de múltiplas aplicações, sua recuperação torna-se viável economicamente.

Suponha que, em um processo de recuperação de cobre puro, tenha-se eletrolisado uma solução de sulfato de cobre (II) (CuSO4) durante 3h, empregando-se uma corrente elétrica de intensidade igual a 10A. A massa de cobre puro recuperada é de aproximadamente?

Dados:

• Constante de Faraday (F) = 96500C/mol

• Massa molar em g/mol: Cu = 63,5

1. 0,02g

2. 0,04g

3. 2,40g

4. 35,5g

5. 71,0g

Resolução

Alternativa D. Observe que essa questão correlaciona conteúdos de eletroquímica, massa molar e tópicos da Física que tratam de energia. É necessário aqui se lembrar da fórmula que relaciona a carga com a corrente elétrica e o tempo do processo: Q= i.t.

Utilizando os conceitos aprendidos em eletroquímica, vamos descrever a reação de oxirredução que acontece no processo ditado pelo enunciado da questão:

Cu(SO₄)_2(aq) →Cu ⁺⁴ + SO₄ ⁺²
Cu ⁺² + 2é →Cu

Usando a fórmula Q = i.t, vamos obter a carga elétrica que foi aplicada no processo.

Q= 10A. 10800s
Q= 108000 Coulomb

O processo da eletrólise para recuperação ou refinamento do cobre se dá pela deposição dos íons de cobre Cu²⁺ no eletrólito de cobre puro. Para que isso aconteça, esses íons precisam se reduzir a Cu, o que pode ser descrito pela seguinte reação:

Cu ⁺² + 2é →Cu

Se, para cada um mol de cobre, serão gerados dois mol de elétrons, utilizando a constante de Faraday (F = 96500C/mol), podemos estabelecer a seguinte relação:

2 mol de e- geram ------ 1 mol de Cu

Se, para cada mol, temos 96500 C e, para cada mol de cobre, temos 63,5 g, estabelecendo relação entre as informações, chegaremos ao seguinte:

2 x 96 500 C ------ 63,5 g (massa molar do Cu)
108000 C (energia gerada por todo processo) --------- correspondem a Xg de Cu

X= 35,5 g de cobre recuperado

Questão 2 – (Enem 2019) Grupos de pesquisa em todo o mundo vêm buscando soluções inovadoras, visando à produção de dispositivos para a geração de energia elétrica. Dentre eles, pode-se destacar as baterias de zinco-ar, que combinam o oxigênio atmosférico e o metal zinco em um eletrólito aquoso de caráter alcalino. O esquema de funcionamento da bateria zinco-ar está apresentado na figura.

No funcionamento da bateria, a espécie química formada no ânodo é

A) H₂ (g).

B) O₂ (g).

C) H₂O (l).

D) OH⁻ (aq).

E) Zn(OH)₄ ²⁻ (aq).

Resolução

Alternativa E. Essa questão não dispõe de muitas informações numéricas sobre o sistema e também não fornece a reação de oxirredução, mas pera lá! Antes de tentar deduzir qual seria essa reação, vamos nos atentar ao que se pede: “No funcionamento da bateria, a espécie química formada no ânodo é:”. Em outras palavras, a questão quer que tenhamos o discernimento do quem vem a ser o ÂNODO do sistema. Sabendo que ânodo é o polo positivo, ou seja, formado pelo eletrodo que tende a perder elétrons, podemos deduzir que esse eletrodo seja o zinco pelas características químicas da espécie (zinco é um metal que tende a perder elétrons). Observando a figura, podemos ver que os ânions (íons negativos) atraídos pelo ÂNION são Zn(OH)₄ ²⁻ (aq).

Questão 3 – (Enem 2013) Se dermos uma mordida em um pedaço de papel-alumínio colocado em cima de uma obturação de amálgama (combinação do mercúrio metálico com metais e/ou ligas metálicas), sentiremos uma dor causada por uma corrente que pode chegar até 30 μA.

SILVA, R. R. et al. Química Nova na Escola, São Paulo, n. 13, maio 2001 (adaptado).

O contato dos materiais metálicos citados produz

1. uma pilha, cujo fluxo de elétrons é espontâneo.

2. uma eletrólise, cujo fluxo de elétrons não é espontâneo.

3. uma solução eletrolítica, cujo fluxo de elétrons é espontâneo.

4. um sistema galvânico, cujo fluxo de elétrons não é espontâneo.

5. um sistema eletrolítico, cujo fluxo de elétrons não é espontâneo.

Resolução

Alternativa A. Essa questão exige do aluno saber os conceitos teóricos do funcionamento de uma pilha e de uma eletrólise e a diferença entre eles. O enunciado da questão descreve que há contato entre os metais em meio aquoso (saliva). Até então poderíamos ter uma pilha ou uma eletrólise aquosa, no entanto ele afirma também que esse contato gera uma descarga elétrica, ou seja, uma liberação de energia elétrica. Uma liberação de energia elétrica de forma espontânea descreve o funcionamento de uma pilha, pois, no caso da eletrólise, a energia elétrica é aplicada para que ocorra uma determinada reação.