Célula galvânica: peças, como funciona, aplicações, exemplos

Célula galvânica: peças, como funciona, aplicações, exemplos

A célula galvânica ou célula voltaica é um tipo de célula eletroquímica que consiste em dois metais diferentes imersos em duas meias células, nas quais um composto em solução ativa uma reação espontânea.

Então, um dos metais em uma das meias células é oxidado enquanto o metal da outra meia célula é reduzido, produzindo uma troca de elétrons através de um circuito externo. Isso permite que a corrente elétrica seja usada.

O nome “célula galvânica” é uma homenagem a um dos pioneiros da experimentação com eletricidade: o médico e fisiologista italiano Luigi Galvani (1737-1798).

Galvani descobriu em 1780 que se cabos de metal diferentes eram unidos em uma extremidade e as extremidades livres eram colocadas em contato com a perna de um sapo (morto), ocorria uma contração.

No entanto, o primeiro a construir uma célula eletroquímica para produzir eletricidade foi o também italiano Alessandro Volta (1745-1827) em 1800 e, portanto, o nome alternativo para uma célula voltaica.

Partes da célula galvânica

As partes de uma célula galvânica são mostradas na figura 1 e são as seguintes:

1.- Meia célula anódica

2.- Eletrodo anódico

3.- Solução anódica

4.- Meia célula catódica

5.- Eletrodo catódico

6.- Solução catódica

7.- ponte de sal

8.- Condutor de metal

9.- Voltímetro

Funcionamento

Para explicar o funcionamento de uma célula galvânica, nos apoiaremos na mais baixa:

A idéia fundamental de uma célula galvânica é que o metal que sofre a reação de oxidação seja fisicamente separado do metal que é reduzido, de modo que a troca de elétrons ocorra através de um condutor externo que permita tirar vantagem do fluxo de corrente elétrica, por exemplo, para acender uma lâmpada ou led.

A Figura 2 mostra uma fita de cobre metálico (Cu) imersos numa solução de sulfato de cobre (CuS0 4 ) na meia-célula à esquerda, enquanto que uma fita de zinco (Zn) é imerso na meia-célula para a direita. uma solução de sulfato de zinco (ZnSO 4 ).

Deve-se notar que em cada meia célula o metal de cada um está presente em dois estados de oxidação: os átomos de metal neutro e os íons metálicos do sal do mesmo metal em solução.

Se as fitas de metal não estiverem conectadas por um fio condutor externo, os dois metais serão oxidados separadamente em suas respectivas células.

No entanto, quando estão eletricamente conectados, ocorre oxidação em Zn, enquanto em Cu haverá uma reação de redução. Isso ocorre porque o grau de oxidação do zinco é maior que o do cobre.

O metal oxidado produz elétrons ao metal que é reduzido através do condutor externo e esse fluxo de corrente pode ser explorado.

Reações de oxidação e redução

A reação que ocorre no lado direito entre o eletrodo de metal de zinco e a solução aquosa de sulfato de zinco é a seguinte:

Zn o (s) + Zn 2+ (SO 4 ) 2- → 2 Zn 2+ (ac) + (SO 4 ) 2- + 2 e

Um átomo de zinco (sólido) na superfície do eletrodo de ânodo na meia célula direita, estimulado pelos íons positivos de zinco em solução, produz dois elétrons e se desprende do eletrodo, passando para a solução aquosa como um íon duplo positivo de zinco.

Percebemos que o resultado final foi que um átomo de zinco neutro do metal, através da perda de dois elétrons, se tornou um íon de zinco que se adiciona à solução aquosa, de modo que a haste de zinco perdeu um átomo e o solução adquiriu um íon duplo positivo.

Os elétrons liberados preferem se mover ao longo do fio externo em direção ao metal da outra meia célula com carga positiva (cátodo +). A barra de zinco perde massa à medida que seus átomos passam gradualmente para a solução aquosa.

A oxidação do zinco pode ser resumida da seguinte forma:

Zn o (s) → Zn 2+ (ac) + 2 e

A reação que ocorre no lado esquerdo é semelhante, mas o cobre na solução aquosa captura dois elétrons (da outra meia célula) e é depositado no eletrodo de cobre. Quando um átomo captura elétrons, é dito que ele é reduzido.

A reação de redução de cobre é escrita assim:

Cu 2+ (ac) + 2e → Cu o (s)

A haste de cobre ganha massa à medida que os íons na solução passam para a haste.

A oxidação ocorre no ânodo (negativo), que repele elétrons, enquanto a redução ocorre no cátodo (positivo), que atrai elétrons. A troca de elétrons ocorre através do condutor externo.

A ponte salina

A ponte de sal equilibra as cargas que estão se acumulando nas duas meias células. Os íons positivos se acumulam na meia célula do ânodo, enquanto um excesso de íons sulfato negativos permanece na meia célula catódica.

Para a ponte de sal, é utilizada uma solução de um sal (como cloreto de sódio ou cloreto de potássio) que não está envolvido na reação, que está em um tubo invertido em forma de U com as extremidades tampadas com uma parede de material poroso.

O único objetivo da ponte de sal é que os íons se filtrem em cada célula, equilibrando ou neutralizando o excesso de carga. Dessa maneira, um fluxo de corrente é produzido através da ponte de sal, através dos íons de sal, que fecha o circuito elétrico.

Potenciais de oxidação e redução

Os potenciais padrão de oxidação e redução são aqueles produzidos no ânodo e no cátodo à temperatura de 25ºC e com soluções de concentração 1M (um molar).

Para o zinco, seu potencial de oxidação padrão é E ox = +0,76 V. Enquanto isso, o potencial de redução padrão para cobre é E vermelho = +0,34 V. A força eletromotriz (fem) produzida por essa célula galvânica é : fem = +0,76 V + 0,34 V = 1,1 V.

A reação global da célula galvânica pode ser escrita assim:

Zn o (s) + Cu 2+ (ac) → Zn 2+ (ac) + Cu o (s)

Considerando o sulfato, a reação líquida é:

Zn O (s) + Cu 2+ (SO 4 ) 2- 25ºC → Zn 2+ (SO 4 ) 2+ Cu o (s)

O sulfato é um espectador, enquanto os metais trocam elétrons.

Representação simbólica de uma célula galvânica

A célula galvânica na figura 2 é representada simbolicamente da seguinte maneira:

Zn ou s | Zn 2+ (ac) (1M) || Cu 2+ (ac) (1M) | Cu o (s)

Por convenção, o metal que oxida e forma o ânodo (-) é sempre colocado à esquerda e seu íon no estado aquoso separado por uma barra (|). O semicélula do ânodo é separado do catódico por duas barras (||) representando a ponte salina. À direita é colocada a meia célula do metal que é reduzida e forma o cátodo (+).

Na representação simbólica de uma célula galvânica, a extremidade esquerda é sempre o metal oxidado e o metal (no estado sólido) que é reduzido é colocado na extremidade direita. Deve-se notar que na figura 2 as meias células estão na posição inversa em relação à representação simbólica convencional.

Formulários

Conhecendo os potenciais de oxidação padrão de diferentes metais, é possível determinar a força eletromotriz que uma célula galvânica construída com esses metais produzirá.

Nesta seção, as informações nas seções anteriores serão aplicadas para calcular a força eletromotriz líquida de uma célula construída com outros metais.

Como exemplo de aplicação, consideramos uma célula galvânica de ferro (Fe) e cobre (Cu). Como dados, são dadas as seguintes reações de redução e seu potencial de redução padrão, ou seja, nas concentrações de 25ºC e 1M:

Fe 2+ (ac) + 2 e → Fe (s).  E1 vermelho = -0,44 V

Cu 2+ (ac) + 2 e → Cu (s).  E2 vermelho = +0,34 V

Pedimos para encontrar a força eletromotriz produzida pela seguinte célula galvânica:

Fe (s) | Fe 2+ (ac) (1M) || Cu 2+ (ac) | Cu (s)

Nesta célula, o ferro está sendo oxidado e é o ânodo da célula galvânica, enquanto o cobre está sendo reduzido e é o cátodo. O potencial de oxidação do ferro é o mesmo, mas com o sinal oposto ao seu potencial de redução, ou seja, E1 oxd = +0,44.

Para obter a força eletromotriz produzida por essa célula galvânica, adicionamos o potencial de oxidação do ferro ao potencial de redução de cobre:

fem = E1 oxd + E2 vermelho = -E1 vermelho + E2 vermelho = 0,44 V + 0,34 V = 0,78 V.

A célula galvânica na vida cotidiana

As células galvânicas para uso diário estão longe da usada como modelo didático, mas seu princípio operacional é o mesmo.

A célula mais usada é a bateria alcalina de 1,5V em suas diferentes apresentações. O nome cristão vem porque é um conjunto de células conectadas em série para aumentar a fem.

As baterias recarregáveis ​​de lítio também se baseiam no mesmo princípio de operação das células galvânicas e são usadas em smartphones, relógios e outros dispositivos.

Da mesma forma, as baterias de chumbo de automóveis, motocicletas e barcos são de 12V e são baseadas no mesmo princípio de operação da célula galvânica.

As células galvânicas são usadas na estética e na regeneração muscular. Existem tratamentos faciais que consistem em aplicar corrente através de dois eletrodos na forma de um rolo ou esfera que limpa e tonifica a pele.

Os pulsos atuais também são aplicados para regenerar os músculos em pessoas que estão em estado prostrado.

Construção de uma célula galvânica caseira

Existem muitas maneiras de construir uma célula galvânica doméstica. Uma das mais simples é usar o vinagre como solução, pregos de aço e cabos de cobre.

materiais

Copos de plástico descartáveis

-Vinagre branco

-Dois parafusos de aço

-Dois pedaços de fio de cobre nu (sem isolamento ou verniz)

-U voltímetro

Processo

-Encha ¾ partes do copo com vinagre.

-Para unir os dois parafusos de aço com várias voltas de fio, deixando um pedaço de fio sem enrolar.

A extremidade não enrolada do fio de cobre é dobrada em forma de U invertida, de modo que repouse na borda do vidro e os parafusos submergam no vinagre.

Outro pedaço de fio de cobre também é dobrado em um U invertido e pendurado na borda do vidro em uma posição diametralmente oposta aos parafusos submersos, de modo que uma parte do cobre esteja dentro do vinagre e a outra parte do lado externo do copo.

As extremidades livres dos cabos do voltímetro são conectadas para medir a força eletromotriz produzida por essa célula simples. A fem deste tipo de célula é de 0,5V. Para combinar com a fem de uma bateria alcalina, é necessário construir mais duas células e unir as três células em série, para que uma bateria de 1,5V seja obtida.

Referências

  1. Bornéu, R. Células galvânicas e eletrolíticas. Recuperado de: clasesdequimica.blogspot.com
  2. Cedrón, J. General Chemistry. PUCP. Recuperado de: corinto.pucp.edu.pe
  3. Farrera, L. Introdução à eletroquímica. Departamento de Físico-Química UNAM. Recuperado de: depa.fquim.unam.mx.
  4. Wikipedia. Célula eletroquímica. Recuperado de: es.wikipedia.com.
  5. Wikipedia. Célula galvânica. Recuperado de: es.wikipedia.com.

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