Célula Galvânica

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Teoria

Venha comigo e aprenda agora mesmo o que é uma célula galvânica e arrase na sua prova!

Quando a gente vê a palavra céula, a gente pensa logo em biologia, não é? hahaha Mas aqui em química a definição é um pouquinho diferente 🤣

Uma célula galvânica, ou também conhecida como célula voltaica, é um dispositivo que converte energia química em energia elétrica.

Como isso é possível?

Eu vou te explicar.

Você lembra das reações de Oxi-Redução? (Se não lembra corre no nosso tópico, anterior a esse, que fala sobre isso e veja porque vai ser bem importante aqui, estamos combinados? → Reações REDOX)

De forma bem resumida, nessas reações temos um carinha se oxidando, ou seja, perdendo elétrons, e esses elétrons que ele perde vão para um outro carinha que está se reduzindo, ou seja, recebendo elétrons.

Até que um gênio teve a idéia de ligar esses dois carinhas através de um fio condutor, então o que acontece é que os elétrons vão sair do carinha oxidando, migrar através do fio e chegar no carinha que está reduzindo. E assim teremos elétrons caminhando em um fio, que é justamente uma corrente elétrica. E assim conseguimos transformar a enrgia química em energia elétrica.

É exatamente assim uma célula galvânica, uma espécie que oxida ligada por um fio condutor a uma espécie que reduz, gerando corrente elétrica.

Mas tem alguns outros elementos e nomenclaturas específicas que você vai entender agora através do esquema a seguir:

Mapa mental de uma célula galvânica especifíca, conhecida como Pilha de Daniell
Mapa mental de uma célula galvânica especifíca, conhecida como Pilha de Daniell

Agora, só para reforçar:

  • Ânodo é o polo negativo;
  • Cátodo é o polo positivo;
  • No Ânodo ocorre a Oxidação (vogal com vogal);
  • No Cátodo ocorre a Redução (consoante com consoante);
  • Os elétrons vão para o pólo positivo (cátodo);
  • Os ânions migram para o ânodo;
  • Os cátion migram para o cátodo.

Prontinho. Finalizamos o conteúdo por aqui, agora é ir direto para os exercícios e praticar! 😆

Exercícios Resolvidos

Exercício Resolvido #1

Qual a função da ponte salina numa pilha galvânica?

Passo 1

A função da ponte salina é permitir a migração de íons. Assim, ela ajuda a fazer com que as cargas positivas e negativas em cada solução permaneçam em equilíbrio. Com isso, ela permite o pronlogamento do funcionamento da pilha.

Passo 2

Mas será que a ponte salina é só um “canudinho” oco?

Na verdade não. Até porque íons gostam de nadar em soluções, mas não gostam de voar pelo ar.

Por isso, as pontes salinas geralmente são tubos (tipo canudinho mesmo) contendo soluções concentradas de sais bastante solúveis (tipo K C l , K 2 S O 4 , N H 4 N O 3 ...). Nas extremidades do tubo, coloca-se um material poroso, que permita a passagem dos íons mas dê uma segurada na solução. Pode ser algodão, ágar-ágar (umtipo de gel), entre outros.

O que a gente pode entender, portanto, é que não necessariamente o íon vai sair lá de uma solução, nadar toda a ponte e chegar na outra solução. Ele pode se deslocar até entrar na ponte e um outro íon que já estava na ponte salina, sair na outra extremidade.

E não pense em íons com bracinhos nadando por aí por vontade própria, por que querem coperar para o prolongamento da vida útil da célula galvânica! O que faz com que eles se desloquem são as cargas! Os ânions vão para ânodo porque tem cátion sendo produzindo lá e essa carga positiva atrai ânion. Os cátions vão para o cátodo porque o consumo de cátions lá deixa o meio negativo.

Resposta

Ei, a resposta está no passo a passo :)

Exercício Resolvido #2

O que migra no circuito interno e no circuito externo de uma pilha? Qual a direção dessas migrações?

Passo 1

O circuito interno é a ponte salina. Nela os ânions migram para o ânodo e os cátions migram para o cátodo.

Passo 2

O circuito externo é um fio metálico. Nele os elétrons migram do ânodo (polo negativo) para o cátodo (polo positivo).

Resposta

Ei, a resposta está no passo a passo :)

Exercício Resolvido #3

Dada a pilha abaixo:

F e 0 | F e 2 +   | |   A g + | A g 0

Responda:

a) O que a barra vertical simples representa?

b) O que a barra vertical dupla representa?

c) Qual a reação anódica?

d) Qual a reação catódica?

e) Qual a reação global dessa pilha?

Passo 1

a) A barra vertical simples ( | ) indica a separação entre fases. Ou seja, enquanto o F e 0 está na fase sólida, o F e 2 + está na fase aquosa. Enquanto o A g + está na fase aquosa, o A g 0 está na fase sólida.

Passo 2

b) A barra dupla ( | | ) indica a presença de uma ponte salina entre as cubas anódica e catódica.

Passo 3

c) Naquele esquema ali de cima, primeiro vem o ânodo, depois o cátodo. Assim, em ordem alfabética.

Então, a reação anódica acontece com o ferro. E como é vogal com vogal, no ânodo a gente tem a oxidação.

Só falta escrever a oxidação do ferro então. Pra passar de NOX 0 pra NOX + 2 , ele perde dois elétrons. Então a reação fica assim:

F e 0 → F e 2 + + 2 e -

Passo 4

d) O cátodo será a prata. E no cátodo ocorre a redução (consoante com consoante).

Ao passar de NOX + 1 para NOX 0 , a prata ganha 1 elétron. Então a reação catódica fica assim:

A g + 1 + 1 e - → A g 0

Passo 5

e) Pra escrever a reação global, precisamos equilibrar o número de elétrons ganhos e perdidos. Fazemos isso multiplicando a reação catódica por dois.

2 A g + 1 + 2 e - → 2 A g 0

Agora, somamos as reações catódica e anódica, chegando a:

Resposta

a) Separação entre fases.

b) Ponte salina.

c) F e 0 → F e 2 + + 2 e -

d) A g + 1 + 1 e - → A g 0

e) F e 0 + 2 A g + 1 → F e 2 + + 2 A g 0

Exercício Resolvido #4

Escreva o diagrama de uma célula que tem um eletrodo de hidrogênio, à esquerda e um eletrodo de ferro(II)/ferro(III), à direita. Os dois compartimentos de eletrodos estão ligados por uma ponte salina e platina é usada como condutor em cada eletrodo.

Passo 1

No diagrama de um célula, na esquerda escrevemos a reação anódica, ou seja, a oxidação. E como é a oxidação do hidrogênio? Ele passar de NOX zero, no gás hidrogênio, para NOX + 1 , no H + .

H 2 ( g ) → 2 H ( a q ) + + 2 e -

Já na direita, temos a redução. A redução que ocorre entre o ferro II e o ferro III é escrita como:

F e ( a q ) + 3 + e - → F e ( a q ) 2 +

Passo 2

O grande detalhe aqui, é que em nenhuma das reações temos um cara sólido, que pode ser usado como aquela “barrinha” imersa na solução sabe? Pra isso que serve a platina, usada como contato elétrico para os eletrodos. No nosso esquema, ela seria aquela barrinha imersa nas soluções, beleza?

E por isso, ela também aparece no diagrama, que fica assim:

P t ( s ) | H 2 g | H a q + | | F e a q 3 + , F e a q 2 + | P t ( s )

Observe que a P t é o aparato sólido nos dois lados! Ela está separada do resto por uma barra assim |, indicando mudança de fase (do sólido pro gasoso ou pro aquoso). Entre o hidrogênio gasoso e o H + tambpem temos uma mudança de fase, indicada por um |. Já entre as espécies de ferro, só uma vírgula mesmo. Nada de barra vertical porque os dois estão na mesma fase.

A barra dupla (||) indica a ponte salinda, beleza?

Resposta

P t ( s ) | H 2 g | H a q + | | F e a q 3 + , F e a q 2 + | P t ( s )

Exercício Resolvido #5

Para as pihas:

C d s + N i a q 2 + → C d a q 2 + + N i s

N i ( s ) + 2 A g ( a q ) + → N i ( a q ) 2 + + 2 A g ( s )

Indique quais as semi-reações, quais os processos de oxidação e redução e quais o agentes oxidantes e redutores em cada caso. Qual o anodo e qual o catodo. Qual a direção do fluxo de elétrons, no caso de um condutor externo fechando o circuito, e qual a direção dos íons da ponte salina, sendo o nitrato de sódio o eletrólito no primeiro caso e o nitrato de potássio no segundo.

Passo 1

Para a primeira reação:

  • Semi-reação de oxidação: o C d 0 perde dois elétrons, formando C d 2 + . Com isso, o eletrodo de cádmio é corroído.
  • C d ( s ) → C d ( a q ) 2 + + 2 e -

  • Semi-reação de redução: o N i 2 + ganha dois elétrons, formando N i 0 . Portanto, o eletrodo de níquel sofre deposição.
  • N i ( a q ) 2 + + 2 e - → N i ( s )

  • O agente oxidante é aquele que sofre redução: N i ( a q ) 2 +
  • O agente redutor é aquele que sofre oxidação: C d ( s )
  • Anodo é onde ocorre a oxidação: eletrodo de cádmio.
  • Catodo é onde ocorre a redução: eletrodo de níquel.
  • Os elétrons migram em direção ao cátodo (+). Portanto, saem do cádmio para o níquel.
  • Na ponte salina contendo N a N O 3 : o N a ( a q ) + (cátion), migra para o catodo e o N O 3 ( a q ) - (ânion) migra para o anodo.
  • Passo 2

    Para a segunda reação:

  • Semi-reação de oxidação: o N i 0 perde dois elétrons, formando N i 2 + . Com isso, o eletrodo de níquel é corroído.
  • N i ( s ) → N i ( a q ) 2 + + 2 e -

  • Semi-reação de redução: o A g + ganha um elétron, formando A g 0 . Portanto, o eletrodo de prata sofre deposição.
  • A g ( a q ) + + e - → A g ( s )

    Obs: embora na reação global essa semi-reação apareça multiplicada por dois, aqui a gente escreve ela assim, ok? Com os menores coeficientes inteiros possível!

  • O agente oxidante é aquele que sofre redução: A g ( a q ) +
  • O agente redutor é aquele que sofre oxidação: N i ( s )
  • Anodo é onde ocorre a oxidação: eletrodo de níquel.
  • Catodo é onde ocorre a redução: eletrodo de prata.
  • Os elétrons migram em direção ao cátodo (+). Portanto, saem do níquel para a prata.
  • Na ponte salina contendo K N O 3 : o K ( a q ) + (cátion), migra para o catodo e o N O 3 ( a q ) - (ânion) migra para o anodo.

Resposta

Primeira reação:

Semi-reação de oxidação: C d ( s ) → C d ( a q ) 2 + + 2 e -

Semi-reação de redução: N i ( a q ) 2 + + 2 e - → N i ( s )

Agente oxidante: N i ( a q ) 2 +

Agente redutor: C d ( s )

Anodo: eletrodo de cádmio.

Catodo: eletrodo de níquel.

Elétrons migram em direção ao cátodo (+).

N a ( a q ) + migra para o catodo e o N O 3 ( a q ) - migra para o anodo.

Segunda reação:

Semi-reação de oxidação: N i ( s ) → N i ( a q ) 2 + + 2 e -

Semi-reação de redução: A g ( a q ) + + e - → A g ( s )

Agente oxidante: A g ( a q ) +

Agente redutor: N i ( s )

Anodo: eletrodo de níquel.

Catodo: eletrodo de prata.

Elétrons migram em direção ao cátodo (+).

K ( a q ) + migra para o catodo e o N O 3 ( a q ) - migra para o anodo.

Exercício Resolvido #6

Como se pode, experimentalmente, identificar qual eletrodo é anodo e qual é o catodo numa pilha galvânica?

Passo 1

Definição de catodo e ânodo.

Cátodo é a região em que ocorre a redução

Ânodo é a região em que acontece a oxidação.

Passo 2

Buscar evidencias de uma reação ou da outra

Estando a reação em processamento deveríamos buscar evidencias que aponte para a redução ou oxidação das espécies envolvidas. Em pilhas clássicas verificaríamos o aumento de massa em um eletrodo que seria devido a deposição metálica decorrente da redução, enquanto que a oxidação levaria a perda de massa no outro eletrodo.

Resposta

Ei, a resposta está no passo a passo :)

Exercício Resolvido #7

Na seguinte célula galvânica:

Indique como ocorrerá o funcionamento dessa pilha visto que não há a ponte salina.

Passo 1

Ponte salina

A ponte salina permite o fluxo de íons entre os eletrodos mantendo a neutralidade de cada eletrodo, fornecendo cátions para o cátodo e ânions para o ânodo. Na parede porosa haverá fluxo dos íons das soluções de um lado para o outro mantendo a neutralidade de ambos os eletrodos. Os íons Cu+2 formados na direita poderão migrar para a esquerda, assim como o excesso de ânions do lado direito poderá migrar para o lado esquerdo por através da parede porosa.

Cátodo é a região em que ocorre a redução

Ânodo é a região em que acontece a oxidação.

Passo 2

Buscar evidencias de uma reação ou da outra

Estando a reação em processamento deveríamos buscar evidencias que aponte para a redução ou oxidação das espécies envolvidas. Em pilhas clássicas verificaríamos o aumento de massa em um eletrodo que seria devido a deposição metálica decorrente da redução, enquanto que a oxidação levaria a perda de massa no outro eletrodo.

Resposta

Ei, a resposta está no passo a passo :)

Exercício Resolvido #8

Por que deve ocorrer a oxirredução, a fim de manter um fluxo constante de eletricidade, durante a condução eletrolítica?

Passo 1

condução eletrolítica?

É a condução de eletricidade feita por soluções que apresentes solutos iônicos. Vale lembrar que a água pura não é capaz de conduzir corrente elétrica então a presença dos íons é fundamental para manter a condutividade elétrica de soluções aquosas.

Passo 2

E as reações?

Quando há condução de eletrolítica, ocorrem reações químicas à medida que os íons da solução entram em contato com os eletrodos. No eletrodo positivo os íons de carga negativa que são atraídos acabam perdendo os seus elétrons, sendo oxidados. Já no eletrodo de carga negativa os cátions que se aproximam dele recebem elétrons, logo são reduzidos. Aí a condução elétrica acontece enquanto houver as reações químicas, caso os eletrólitos, os solutos iônicos da solução sejam esgotados a condução elétrica chega ao seu fim.

Resposta

Ei, a resposta está no passo a passo :)

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