Name: galvanic cells and battery reactions
Uploaded: 2020-09-24T15:06:52.000Z
Duration: 2 min 47 s
Channel: JoVE

Uma reação redox espontânea gera eletricidade, que pode alimentar dispositivos elétricos. Mas como é que funciona? Consideremos a reação redox entre o cobre e uma solução de nitrato de prata.Quando colocado num recipiente, o cobre é oxidado a íons de cobre, enquanto os íons de prata são reduzidos a um precipitado de prata. Aqui, a transferência de elétrons é direta e não gera uma corrente elétrica. No entanto, quando estas semirreações estão fisicamente separadas e ligadas através de um circuito externo, é observada uma corrente elétrica.Esta configuração é chamada de célula eletroquímica, posteriormente definida como uma célula galvânica ou voltaica para uma reação redox espontânea. Uma célula galvânica é constituída por duas meias-células que contêm as misturas de reação das meias-células de um elétrodo metálico sólido na sua solução eletrolítica correspondente. Aqui, é cobre em nitrato de cobre aquoso e prata em nitrato de prata aquoso.Os reagentes separados experimentam um potencial celular, mas sem que ocorra uma ligação externa, uma reação ou fluxo de elétrons. Uma vez externamente ligados, os elétrons são forçados a fluir indiretamente sobre o circuito externo, permitindo que as reações ocorram nos respetivos elétrodos. Por convenção, a oxidação ocorre no anodo portador de uma carga negativa, e a redução no cátodo portador de uma carga positiva.À medida que a transferência de elétrons ocorre, são formados íons positivos na meia célula de oxidação e íons negativos na meia-célula de redução. Isto causa um resultado positivo e acumulação de carga negativa prevenindo mais fluxo de elétrons e deve ser continuamente neutralizado para que a reação progrida. Assim, as duas meias-células estão ligadas por uma ponte salina:um tubo em U invertido que contém uma pasta ou gel de um eletrólito inerte como o nitrato de sódio.À medida que a reação redox avança, os contra-íons fluem para as respetivas meias-células para assegurar a neutralidade da carga sem mistura de eletrólitos. Notações especiais, ou esquemas celulares, são utilizados para descrever uma célula galvânica. A oxidação é representada no lado esquerdo e a redução à direita.Uma linha vertical dupla indica uma ponte salina que liga as duas meias-células, enquanto as linhas verticais únicas indicam as interfaces entre as fases componentes. Se dois ou mais componentes existem na mesma fase, são separados por vírgulas.

células voltaicas/galvânicas

Voltaic/Galvanic Cells

Reações Químicas Espontâneas
Reações redox espontâneas ocorrem abundantemente na natureza. A reação química que ocorre em uma pilha AA descartável que alimenta os nossos controlos remotos é um exemplo de uma reação redox espontânea. Outro exemplo é a imersão de fio de cobre enrolado em uma solução aquosa de nitrato de prata. A reação mostra uma mudança de cor gradual e visualmente impressionante, de incolor a azul brilhante e a formação de um precipitado cinzento no fio de cobre. Nesta experiência, o cobre sofre oxidação para formar iões cuprosos, que tornam a solução azul, enquanto que os iões de prata são reduzidos para formar um precipitado prateado no fio.
A reação pode ser resumida da seguinte forma:
<img alt="Eq1" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Equation_1.png" style="text-align: center; height: 105px;" />
Aqui, há uma transferência direta e espontânea de eletrões do fio de cobre para os iões de prata aquosos.
Células Eletroquímicas e Células Galvânicas
Suponha que um dispositivo contém todos os reagentes e produtos de um sistema redox, mas impede o contacto físico entre os reagentes. Portanto, a transferência direta de eletrões é impedida; em vez disso, ocorre indiretamente através de um circuito externo que entra em contacto com os reagentes separados. Os dispositivos deste tipo são geralmente referidos como células eletroquímicas.
Uma célula eletroquímica é um instrumento no qual uma corrente elétrica é gerada por uma reação redox sem contacto direto entre os átomos que reagem. As células eletroquímicas nas quais uma corrente é criada devido a uma reação redox espontânea são conhecidas como células galvânicas ou fotovoltaicas (de seu nome devido a Luigi Galvani e Alessandro Volta).
Componentes de uma Célula Galvânica
Uma célula galvânica baseada na reação espontânea entre cobre e prata(I) está representada na Figura 1. Uma célula galvânica típica consiste em duas semi-células, cada uma contendo um par, ou casal, redox conjugado de um único reagente. A semi-célula à esquerda contém o par Cu(0)/Cu(II) na forma de uma folha de cobre sólida e uma solução aquosa de nitrato de cobre. A semi-célula da direita contém o par Ag(I)/Ag(0) como folha de prata sólida e uma solução aquosa de nitrato de prata. Um circuito externo é conectado a cada semi-célula na sua folha sólida, o que significa que as folhas Cu e Ag funcionam como um elétrodo. A reação ocorre na interface entre a mistura de reação de cada semi-célula e o seu respectivo elétrodo. O ânodo é o elétrodo no qual ocorre oxidação e carrega carga negativa, enquanto que o catodo é o elétrodo no qual ocorre redução, e carrega carga positiva.
As duas semi-células estão ligadas por uma ponte salina, que é um tubo em U invertido contendo um gel ou pasta de um eletrólito inerte, como o cloreto de potássio ou o nitrato de amónio. A ponte salina ajuda a manter as misturas de reação separadas, garantindo o equilíbrio de carga da reação. A reação espontânea desta célula produz catiões Cu2+ na semi-célula anódica e consome iões Ag+ na semi-célula catódica, resultando em um fluxo compensatório de iões inertes da ponte salina que mantém o equilíbrio de carga. A ponte salina fornece um fluxo de iões inertes, assegurando que a reação continua a neutralizar a acumulação de iões positivos e negativos no ânodo e no cátodo. Assim, concentrações crescentes de Cu2+ na semi-célula anódica são equilibradas por um influxo de NO3− da ponte salina, enquanto que um fluxo de Na+ para a semi-célula catódica compensa a diminuição da concentração de Ag+.
<img alt="Image1" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Image1.png" style="text-align: center; height: 350px;" />
Figura 1: Célula galvânica baseada na reação espontânea entre iões de cobre e prata(I).
Representação de uma Célula Galvânica utilizando Esquemas de Células ou Notações de Células
A célula galvânica é representada simbolicamente utilizando esquemas de células ou notações de células.
•  No esquema de células, todas as interfaces entre as fases dos componentes são representadas por linhas paralelas verticais. 
•  Se dois ou mais componentes existirem na mesma fase, eles serão separados na representação usando vírgulas. 
•  O ânodo é representado à esquerda do esquema e o cátodo à direita. 
•  Uma linha vertical dupla indica uma ponte salina ou uma partição porosa entre as duas semi-reações. 
•  Por convenção, o esquema começa com o ânodo e prossegue da esquerda para a direita, identificando fases e interfaces encontradas dentro da célula, terminando com o cátodo.
Por exemplo, a célula galvânica acima é composta por um ânodo de cobre sólido imerso em nitrato de cobre(II) aquoso ligado através de uma ponte salina a uma solução aquosa de nitrato de prata(I) imersa em um cátodo de prata sólida. A conversão desta afirmação para simbolismo seguindo as diretrizes acima resulta no esquema de célula:
<img alt="Eq2" src="/files/ftp_upload/11434/11434_Equation_2.png" style="text-align: center; height: 48px;" />
Este texto é adaptado de <a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/17-2-galvanic-cells">Openstax, Chemistry 2e</a><a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/17-2-galvanic-cells">,</a><a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/17-2-galvanic-cells">17.2 Galvanic Cells. </a>

Células Voltaicas/Galvânicas

Reações Químicas Espontâneas
Reações redox espontâneas ocorrem abundantemente na natureza. A reação química que ocorre em uma bateria AA descartável alimentando ...

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KEY TERMS AND CONCEPTS

TERMOS-CHAVE E CONCEITOS

galvanic cells and battery reactions

Galvanic cells use spontaneous redox reactions to produce electric current. A common example is a disposable AA battery, which powers devices by turning chemical energy into electrical energy. Another example is a copper wire placed in silver nitrate solution, where the solution slowly turns bright blue and a grey solid forms on the wire.

In the copper and silver reaction, copper is oxidized and silver ions are reduced. Copper forms cuprous ions, which give the solution its blue color. At the same time, silver ions gain electrons and become silver metal on the copper wire. This is a direct, spontaneous transfer of electrons from copper to the aqueous silver ions.

An electrochemical cell keeps the reactants and products of a redox reaction in the same device but prevents the reacting atoms from touching. Because of this separation, electrons move indirectly through an external circuit instead of moving by direct contact. When the current comes from a spontaneous redox reaction, the cell is called a galvanic cell or a voltaic cell. These names come from Luigi Galvani and Alessandro Volta.

A galvanic cell has two half-cells, and each half-cell contains one redox couple. In the copper-silver cell, the left half-cell contains the Cu(0)/Cu(II) couple as solid copper foil in copper nitrate solution. The right half-cell contains the Ag(I)/Ag(0) couple as solid silver foil in silver nitrate solution. Each metal foil is an electrode because the external circuit connects to it.

The reaction happens at the boundary between each solution and its electrode. Oxidation occurs at the anode, which carries a negative charge. Reduction occurs at the cathode, which carries a positive charge. The two half-cells are joined by a salt bridge, an inverted U-tube with a gel or paste of an inert electrolyte such as potassium chloride or ammonium nitrate.

The salt bridge keeps the half-reactions separate and helps maintain charge balance. As copper ions build up in the anode half-cell, inert nitrate ions move in to balance the charge. At the cathode, silver ions are used up, so inert sodium ions can move in to compensate. This ion flow helps the cell keep running.

A galvanic cell can also be written as a cell notation, or cell schematic. Vertical lines show phase boundaries, and a double line shows the salt bridge or a porous partition. By convention, the anode is written on the left and the cathode on the right. The notation starts with the anode and moves left to right through each phase and interface until it ends at the cathode, such as in the copper-silver cell described here.

Galvanic Cells and Battery Reactions

balancing redox equations

Redox Reactions and Half-Reaction Balancing

Redox reactions involve electron transfer and changes in oxidation number. In electrochemistry, these reactions connect chemical changes with electrical energy. They also power technologies such as industrial metal processing and rechargeable batteries used in electric vehicles. Oxidation number is a way to track how an atom's electronic environment changes compared with the pure element, where the oxidation number is zero. For a simple ionic compound, the oxidation number matches the ion...

electromotive force

Cell Voltage and Electron Flow

Electric current is the flow of electric charge through a conducting medium or a solution. In wires, that charge is carried by electrons. In some solutions, ions can also move and carry charge. When electrons move through a wire, they produce an electric current. This idea connects to redox reactions, where electrons are lost and gained. In the spontaneous reaction between zinc and copper ions, zinc is oxidized to zinc ions. Copper ions are reduced to solid copper. Even so, this direct...

voltaic/galvanic cells

Galvanic cells use spontaneous redox reactions to produce electric current. A common example is a disposable AA battery, which powers devices by turning chemical energy into electrical energy. Another example is a copper wire placed in silver nitrate solution, where the solution slowly turns bright blue and a grey solid forms on the wire. In the copper and silver reaction, copper is oxidized and silver ions are reduced. Copper forms cuprous ions, which give the solution its blue color. At the...

standard electrode potentials

Using Electrode Potentials to Predict Reactions

Electrode potentials help predict whether a redox reaction will happen on its own. A redox reaction involves electron transfer. In electrochemistry, the measured value is called cell potential or cell voltage. It shows the energy linked to charge transfer and is measured in volts, where 1 volt equals 1 joule per coulomb. A single half-cell cannot be measured by itself because electron transfer needs both a donor and a receiver. For that reason, scientists measure the difference between two...

cell potential and free energy

Redox Cell Potential, ΔG°, and K

Redox cell potential connects chemical energy, free energy change, and the equilibrium constant in an electrochemical cell. In these reactions, chemical energy is converted into electrical energy. That link helps predict whether a reaction is spontaneous and how far it may proceed. Thermodynamics is the study of how heat and other forms of energy are related. In an electrochemical cell, cell potential can also reflect oxidizing strength or reducing strength. A similar idea appears in acid-base...

the nernst equation

Cell Potential Under Changing Conditions

Cell potential changes when a redox reaction does not run at standard conditions. Standard cell potentials connect with standard free energy change, ΔG°, and the equilibrium constant K, but those relationships only hold at 1 M concentration, 298 K, and 1 atmosphere. A zinc(II) and tin(II) redox cell with E°cell = +0.291 V and ΔG° = −56.2 kJ is spontaneous under those standard conditions. As a cell discharges, the reactant concentration changes and the cell potential steadily drops. Many redox...

concentration cells

Cell Potential from Concentration Differences

Concentration cells are voltaic cells that use two almost identical half-cells. The half-cells use the same electrode and the same half-reaction. They differ only in the concentration of one redox species, so the cell potential depends on that concentration difference. In a concentration cell, the Nernst equation can be used to find the cell potential. For the zinc example shown, the calculated cell potential is positive. A positive cell potential means the overall reaction is spontaneous. <br...

batteries and fuel cells

Primary, Rechargeable Batteries and Fuel Cells

Batteries and fuel cells are galvanic cells that supply electrical power for many applications. They range from tiny button batteries in wristwatches to large systems that can provide backup energy to municipal power grids. Some are primary cells, which are single-use and cannot be recharged. Others are secondary cells, which use reversible reactions and can be charged again by an external power source. A common primary battery is the dry cell. It uses zinc as both the container and the anode,...

corrosion

Rusting and Metal Protection

Corrosion is the natural breakdown of metals through electrochemical reactions. It can appear as rust on iron, tarnish on silver, or a blue-green patina on copper. In each case, the metal is oxidized. Some corrosion products can protect the surface, while others keep damaging the metal. Rusting is the harmful type of corrosion seen in iron. It happens when iron is exposed to oxygen and water. A galvanic cell forms on the iron surface, and this drives oxidation at the anodic region and...

electrolysis

Electrolysis in Batteries and Metal Production

Electrolysis uses electrical energy to drive a nonspontaneous redox reaction. In a galvanic cell, a spontaneous redox reaction does electrical work on the surroundings by sending electrons through an external circuit. In electrolysis, an external circuit does work on the redox system by applying a voltage large enough to force the reaction in the opposite direction. This process is used in several real-world settings. Recharging a battery is one example, because an outside power source drives...

key terms and concepts

Explore how galvanic cells turn spontaneous redox reactions into electric current, using battery chemistry, half-cells, electrodes, salt bridges, and cell notation.

Galvanic Cells and Battery Reactions | JoVE K12

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Galvanic Cells and Battery Reactions

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