Célula galvânica: peças, como funciona, aplicações, exemplos

Uma célula galvânica, também conhecida como pilha galvânica ou célula eletroquímica, é um dispositivo que converte energia química em energia elétrica por meio de reações redox. Ela é composta por duas semicélulas, cada uma contendo um eletrodo de metal e uma solução eletrolítica. Quando essas semicélulas são conectadas por um circuito externo, ocorre uma transferência de elétrons dos eletrodos, gerando corrente elétrica.

As células galvânicas são amplamente utilizadas em diversas aplicações, como em baterias recarregáveis, sensores de oxigênio, eletrodeposição de metais, entre outros. Um exemplo comum de célula galvânica é a bateria de zinco-carbono, que é utilizada em dispositivos eletrônicos de baixo consumo de energia.

Quais células são consideradas como galvânicas na ciência da química?

As células consideradas galvânicas na ciência da química são aquelas que convertem energia química em energia elétrica. Essas células são compostas por dois eletrodos – um ânodo e um cátodo – imersos em um eletrólito. O processo ocorre devido a uma reação de oxirredução que gera corrente elétrica.

O funcionamento de uma célula galvânica se dá da seguinte maneira: no ânodo, ocorre a oxidação, onde elétrons são liberados; no cátodo, ocorre a redução, onde os elétrons são capturados. A diferença de potencial entre os eletrodos é o que impulsiona o fluxo de elétrons através do circuito externo, gerando assim a corrente elétrica.

As aplicações das células galvânicas são variadas, sendo amplamente utilizadas em baterias recarregáveis, pilhas comuns, sensores, eletroquímica, entre outros. Um exemplo clássico de célula galvânica é a pilha de Daniell, que consiste em um ânodo de zinco, um cátodo de cobre e um eletrólito de sulfato de cobre.

Seu funcionamento simples e eficiente as tornam amplamente utilizadas em diversos dispositivos do nosso cotidiano.

Entenda o funcionamento de uma célula galvânica e sua produção de energia.

Entenda o funcionamento de uma célula galvânica e sua produção de energia.

Uma célula galvânica é um dispositivo que gera energia elétrica a partir de reações químicas. Ela é composta por duas metades, chamadas de eletrodos, que são mergulhadas em soluções e conectadas por um circuito externo. Um dos eletrodos é chamado de cátodo e o outro de ânodo.

No ânodo, ocorre uma reação de oxidação, na qual elétrons são liberados. Esses elétrons fluem pelo circuito externo em direção ao cátodo, onde ocorre uma reação de redução, na qual os elétrons são aceitos. Essa transferência de elétrons gera uma corrente elétrica que pode ser utilizada para alimentar dispositivos eletrônicos.

As células galvânicas são amplamente utilizadas em baterias recarregáveis, como as de íon de lítio, e em pilhas comuns, como as alcalinas. Elas também são fundamentais em aplicações como sensores químicos e circuitos eletrônicos.

Um exemplo de célula galvânica é a pilha de Daniell, que consiste em um eletrodo de zinco no ânodo e um eletrodo de cobre no cátodo, ambos imersos em soluções de sulfato. Essa pilha é capaz de fornecer uma corrente elétrica constante por um período de tempo prolongado.

Elas são essenciais para o funcionamento de diversos equipamentos e sistemas eletrônicos.

Usos da eletroquímica no dia a dia: conheça as aplicações práticas dessa ciência.

A eletroquímica é uma ciência que estuda a relação entre a eletricidade e as reações químicas. Ela está presente em diversos aspectos do nosso dia a dia, sendo fundamental em várias aplicações práticas. Um dos principais exemplos disso é a célula galvânica, também conhecida como pilha.

As células galvânicas são dispositivos que convertem energia química em energia elétrica por meio de reações de oxirredução. Elas são compostas por dois eletrodos (um positivo e um negativo) e um eletrólito que permite a transferência de íons entre eles. Quando os eletrodos são conectados por um fio condutor, ocorre a passagem de elétrons, gerando corrente elétrica.

As aplicações das células galvânicas são diversas, sendo utilizadas em pilhas comuns, baterias de celulares, carros elétricos, entre outros dispositivos eletrônicos. Além disso, elas também são empregadas em sensores eletroquímicos, células a combustível e até mesmo em tratamentos de efluentes industriais.

Um exemplo prático de uma célula galvânica é a pilha de zinco-carbono, muito utilizada em controles remotos, relógios e brinquedos. Nesse tipo de pilha, o zinco atua como o ânodo, liberando elétrons, enquanto o dióxido de manganês funciona como o cátodo, recebendo esses elétrons e permitindo a passagem de corrente.

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Aplicações cotidianas das pilhas: onde e como utilizamos essas fontes de energia.

As pilhas são fontes de energia amplamente utilizadas em nosso dia a dia, estando presentes em uma variedade de dispositivos e aplicações. Um exemplo comum de aplicação das pilhas é em controles remotos de televisão, onde fornecem a energia necessária para o funcionamento do dispositivo. Outro exemplo é nos relógios de pulso, onde as pilhas mantêm o relógio funcionando de forma precisa e contínua.

Além disso, as pilhas também são utilizadas em lanternas, brinquedos eletrônicos, calculadoras, câmeras fotográficas, entre outros dispositivos que dependem de energia portátil para funcionar. Sua praticidade e facilidade de uso fazem com que as pilhas sejam uma escolha popular para alimentar uma variedade de aparelhos eletrônicos do nosso cotidiano.

Célula galvânica: peças, como funciona, aplicações, exemplos.

A célula galvânica é um dispositivo que converte energia química em energia elétrica através de reações redox. Ela é composta por dois eletrodos (um positivo e um negativo) imersos em um eletrólito que permite a transferência de íons. Quando os eletrodos são conectados por um fio condutor, ocorre um fluxo de elétrons do eletrodo negativo para o positivo, gerando corrente elétrica.

Uma das aplicações mais conhecidas das células galvânicas é em pilhas e baterias. As pilhas alcalinas, por exemplo, são um tipo de célula galvânica comumente utilizada em dispositivos eletrônicos de baixa potência. Outro exemplo são as baterias de íon-lítio, presentes em smartphones, laptops e veículos elétricos, que também são baseadas em células galvânicas.

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 (+).

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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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