Células Galvânicas

eletroquímica

A eletroquímica é um ramo da química que estuda a relação entre a energia elétrica e uma mudança química. Essas reações químicas envolvem o movimento de elétrons de uma espécie para outra. Esse movimento gera corrente ou é impulsionado pela corrente aplicada.

A principal reação em eletroquímica é a reação de oxidação-redução, ou redox. A reação redox é composta por duas meias-reações; a reação de oxidação, onde uma substância perde elétrons, e a reação de redução, onde uma substância ganha elétrons. Essa reação química resulta na mudança de cada substância em seu estado de oxidação.

O átomo ou molécula que perde elétrons, ou é oxidado, é o agente redutor. O átomo ou molécula que aceita os elétrons, ou é reduzido, é o agente oxidante. Um método para lembrar essas relações é através da frase 'plataforma de petróleo', que significa 'oxidation is losing - reduction is gaining'.

Células eletroquímicas

Uma célula eletroquímica é um dispositivo que gera uma corrente elétrica a partir da energia liberada por uma reação redox. Uma célula eletroquímica consiste em uma câmara ou câmaras de reação e dois eletrodos condutores: um ânodo e um cátodo. O ânodo e o cátodo são conectados eletricamente e a câmara de reação é preenchida com um eletrólito. Entre as duas câmaras há uma ponte de sal, que completa o circuito e permite que os íons sejam transferidos entre os eletrodos.

A redução ocorre no cátodo, enquanto a oxidação ocorre no ânodo. Isso pode ser facilmente lembrado usando o mnemônico "gato vermelho", o que significa que a ucção vermelhaocorre no casco do gato.

Existem dois tipos de células eletroquímicas. Uma é a célula eletrolítica, que usa energia elétrica para conduzir uma reação não espontânea. Nesse tipo de célula, a energia elétrica é fornecida por uma fonte de energia externa. O outro tipo de célula é a célula galvânica, que usa uma reação espontânea para gerar energia elétrica. As baterias são um exemplo de células galvânicas.

Células Galvânicas

As células galvânicas, também conhecidas como células voltaicas, consistem em duas meias-células. Cada meia célula contém um eletrodo de metal imerso em um eletrólito. Um circuito externo conecta os dois eletrodos e uma ponte de sal conecta as duas soluções eletrolíticas. Os elétrons fluem do ânodo para o cátodo. A semi-reação de oxidação ocorre no ânodo, enquanto a semi-reação de redução ocorre no cátodo. Por exemplo, em uma célula galvânica entre cobre e magnésio, a seguinte semi-reação ocorre no cátodo:

²⁺ + 2e^- →

E a seguinte semi-reação ocorre no ânodo:

Mg → Mg²⁺ + 2e^-

À medida que os elétrons são perdidos durante a oxidação no ânodo, eles viajam pelo circuito externo para reduzir o cátodo, gerando corrente.

À medida que o ânodo é oxidado, a concentração de cátions aumenta no eletrólito. Da mesma forma, à medida que o cátodo é reduzido, a concentração de ânions aumenta no eletrólito. Para manter a neutralidade elétrica, os íons viajam pela ponte de sal. Quando os cátions são criados no ânodo, os ânions viajam da solução no lado do ânodo usando a ponte salina. No lado do cátodo, os ânions são criados, levando os cátions a viajar da ponte de sal para a solução no lado do cátodo. É importante lembrar que os elétrons viajam através dos fios do circuito externo e os íons fluem através da ponte de sal e das soluções.

Potencial de redução

Alguns metais têm uma tendência maior do que outros a perder elétrons. Portanto, a magnitude da corrente elétrica produzida por uma célula galvânica depende dos tipos de eletrodos metálicos. O potencial padrão do eletrodo (E^{, o}) de uma substância é a medida da tendência de uma substância de perder elétrons. Se dois metais com potenciais de eletrodo quase iguais forem usados, a magnitude da corrente produzida será pequena. Se dois metais com potenciais de eletrodo muito diferentes forem usados, a magnitude da corrente será grande. Quanto maior o potencial de redução, maior a probabilidade de o metal ser reduzido e atuar como agente oxidante.

Voltando à célula galvânica de cobre-magnésio, o potencial padrão do eletrodo de cobre é de 0,337 volts, enquanto o potencial padrão do eletrodo de magnésio é de -2,370 volts. Neste exemplo, o cobre é o cátodo e o magnésio é o ânodo.

Ao realizar um experimento com células galvânicas, a diferença de potencial entre os dois eletrodos é monitorada usando um multímetro. A tensão medida é igual à diferença de potencial entre as duas semi-reações.

ΔEº = Eº_cátodo -_{Eº ânodo}

O potencial padrão do eletrodo pressupõe que ambas as meias células estejam sob condições padrão de 1 M, 1 bar e 298,15 K (25 °C). A tensão depende da concentração das soluções eletrolíticas, que pode ser determinada usando a equação de Nernst.

Aqui, E corresponde à diferença de potencial ou à tensão medida, E^o é o potencial de redução padrão, R é a constante universal do gás (8,314462618 J/mol·K), T é a temperatura medida em Kelvin, F é a constante de Faraday (96,485.33212 C⋅^mol-1), n é o número de elétrons transferidos na reação, e Q_h é o quociente de reação. O quociente de reação é o equivalente eletroquímico da constante de equilíbrio.

Referências

1. Kotz, J.C., Treichel Jr, P.M., Townsend, J.R. (2012). Química e Reatividade Química. Belmont, CA: Brooks / Cole, Cengage Learning.
2. Silderberg, M.S. (2009). Química: A Natureza Molecular da Matéria e da Mudança. Boston, MA: Colina McGraw.
3. Harris, D.C. (2015). Análise Química Quantitativa. Sexta edição. Nova York, NY: W.H. Freeman and Company.