Célula galvânica: peças, como funciona, aplicações, exemplos - Ciência - 2023

science
Célula galvânica: peças, como funciona, aplicações, exemplos - Ciência
Célula galvânica: peças, como funciona, aplicações, exemplos - Ciência

Contente

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

Em seguida, um dos metais em uma das meias células é oxidado enquanto o metal na outra meia célula é reduzido, produzindo uma troca de elétrons através de um circuito externo. Isso possibilita o aproveitamento da corrente elétrica.

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 metais diferentes fossem unidos em uma extremidade e as extremidades livres fossem colocadas em contato com o quadril de uma rã (morta), então ocorria uma contração.


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

Partes da célula galvânica

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

1.- Semicélula anódica

2.- Eletrodo anódico

3.- Solução anódica

4.- Semicélula catódica

5.- Eletrodo de cátodo

6.- Solução catódica

7.- Ponte salina

8.- Condutor metálico

9.- Voltímetro

Funcionamento

Para explicar o funcionamento de uma célula galvânica, usaremos a inferior:

A ideia fundamental de uma célula galvânica é que o metal que sofre a reação de oxidação seja separado fisicamente do metal que é reduzido, de forma que a troca de elétrons ocorra através de um condutor externo que permite aproveitar o fluxo da corrente elétrica, por exemplo, para ligar uma lâmpada ou led.


Na figura 2 na meia célula à esquerda há uma fita de cobre metálico (Cu) imersa em uma solução de sulfato de cobre (CuS04), enquanto a meia célula direita tem uma fita de zinco (Zn) imersa em uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4).

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

Se as fitas metálicas não forem unidas por um fio condutor externo, os dois metais serão oxidados separadamente em suas respectivas células.

Porém, por estarem eletricamente conectados, ocorre que a oxidação ocorrerá no Zn enquanto haverá uma reação de redução no Cu. Isso ocorre porque o grau de oxidação do zinco é maior do que o do cobre.

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


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:

Znou(s) + Zn2+ (SW4)2- → 2 Zn2+(ac) + (SO4)2- + 2 e–

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

Percebemos que o resultado líquido era que um átomo de zinco neutro do metal, através da perda de dois elétrons, se tornava um íon de zinco que se soma à solução aquosa, de modo que a haste de zinco perdia um átomo e o solução adquiriu um íon duplo positivo.

Os elétrons liberados preferirão se mover através do fio externo em direção ao metal da outra meia-célula carregada positivamente (cátodo +). A barra de zinco está perdendo massa à medida que seus átomos passam gradualmente para a solução aquosa.

A oxidação do zinco pode ser resumida da seguinte forma:

Znou(s) → Zn2+(ac) + 2 e–

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

A reação de redução do cobre é escrita assim:

Cu2+(ac) + 2 e– → Cuou(s)

A barra de cobre está ganhando massa à medida que os íons da solução passam para a barra.

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 de sal

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

Para a ponte salina, é utilizada uma solução de um sal (como o cloreto de sódio ou o cloreto de potássio) que não interfere na reação, que se encontra em um tubo em forma de U invertido com suas extremidades tapadas com uma parede de material poroso.

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

Potenciais de oxidação e redução

Os potenciais de oxidação e redução padrão são considerados aqueles que ocorrem no ânodo e cátodo a uma temperatura de 25ºC e com soluções de concentração 1M (um molar).

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

A reação global da célula galvânica pode ser escrita assim:

Znou(s) + Cu2+(ac) → Zn2+(ac) + Cuou(s)

Levando o sulfato em consideração, a reação líquida é:

Znou(s) + Cu2+ (SW4)2- 25ºC → Zn2+ (SW4)2-+ Cuou(s)

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

Representação simbólica de uma célula galvânica

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

Znou(s)| Zn2+(ac) (1M) || Cu2+(ac) (1M) | Cuou(s)

Por convenção, o metal que oxida e forma o ânodo (-) é sempre colocado à esquerda e seu íon no estado aquoso é separado por uma barra (|). A meia célula anódica é separada da catódica por duas barras (||) que representam a ponte de sal. À direita é colocada a meia célula de metal que é reduzida e forma o cátodo (+).

Na representação simbólica de uma célula galvânica, a extremidade esquerda é sempre o metal que está oxidado e o metal que é reduzido é colocado na extremidade direita (no estado sólido). Deve-se notar que na Figura 2 as meias células estão na posição reversa 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, aplicaremos o que foi declarado nas seções anteriores 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 fornecidas as seguintes reações de redução e seu potencial de redução padrão, ou seja, a 25ºC e concentração 1M:

Fé2+(ac) + 2 e– → Faith(s). E1internet = -0,44 V

Cu2+(ac) + 2 e– → Cu(s). E2internet = +0,34 V

É solicitado encontrar a força eletromotriz líquida produzida pela seguinte célula galvânica:

Fé(s)| Fé2+(ac)(1M) || Cu2+(ac)| Cu(s)

Nesta bateria o ferro se oxida e é o ânodo da célula galvânica, enquanto o cobre se reduz e é o cátodo. O potencial de oxidação do ferro é igual, mas oposto ao seu potencial de redução, ou seja, E1oxd = +0,44.

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

emf = E1oxd + E2internet = -E1internet + E2internet = 0,44 V + 0,34 V = 0,78 V.

A célula galvânica na vida diária

As células galvânicas para uso cotidiano têm formas muito diferentes das utilizadas como modelo didático, mas seu princípio de funcionamento é o mesmo.

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

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

Da mesma forma, as baterias de chumbo em automóveis, motocicletas e barcos são de 12 V e baseiam-se no mesmo princípio de funcionamento da célula galvânica.

As células galvânicas são utilizadas na estética e na regeneração muscular. Existem tratamentos faciais que consistem na aplicação de corrente por meio de dois eletrodos em forma de rolo ou esfera que limpam e tonificam a pele.

Pulsos de corrente também são aplicados para regenerar os músculos em pessoas que estão em estado de prostração.

Construção de uma célula galvânica caseira

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

materiais

- Copos plásticos descartáveis

-Vinagre branco

-Dois parafusos de aço

- Duas peças de fio de cobre nu (sem isolamento ou verniz)

-Um voltímetro

Processo

-Encha ¾ partes do copo com vinagre.

- Junte os dois parafusos de aço com várias voltas de arame, deixando um pedaço de arame desenrolado.

A extremidade desenrolada do fio de cobre é dobrada em forma de U invertido para que fique na borda do vidro e os parafusos sejam submersos no vinagre.

Outro pedaço de fio de cobre também é dobrado em U invertido e pendurado na borda do vidro em uma posição diametralmente oposta aos parafusos imersos, de modo que uma parte do cobre fique dentro do vinagre e a outra parte do fio de cobre fora do vidro.

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

Referências

  1. Borneo, R. Galvanic and electrolytic cells. Recuperado de: quinasdequimica.blogspot.com
  2. Cedrón, J. General Chemistry. PUCP. Recuperado de: corinto.pucp.edu.pe
  3. Farrera, L. Introdução à eletroquímica. Departamento de Físico-Química da 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.