As células eletroquímicas São dispositivos nos quais ocorrem reações químicas, onde a energia química é transformada em energia elétrica ou vice-versa. Essas células constituem o coração da eletroquímica, sendo a alma a troca potencial de elétrons que pode ocorrer, espontaneamente ou não, entre duas espécies químicas..
Uma das duas espécies oxida, perde elétrons, enquanto a outra se reduz, ganhando os elétrons transferidos. Comumente, a espécie que se reduz é um cátion metálico em solução, que ao ganhar elétrons acaba sendo depositado eletricamente sobre um eletrodo do mesmo metal. Por outro lado, a espécie que oxida é um metal, transformando-se em cátions metálicos.
Por exemplo, a imagem acima representa a célula de Daniel: a mais simples de todas as células eletroquímicas. O eletrodo de zinco metálico oxida, liberando cátions Zndois+ para o meio aquoso. Isso ocorre no contêiner ZnSO4 à esquerda.
À direita, a solução contendo CuSO4 é reduzido, transformando os cátions Cudois+ em cobre metálico que é depositado no eletrodo de cobre. Durante o desenvolvimento dessa reação, os elétrons viajam por um circuito externo ativando seus mecanismos; e, portanto, fornecer energia elétrica para o funcionamento de uma equipe.
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Correntes elétricas são geradas ou consumidas em células eletroquímicas. Para garantir um fluxo adequado de elétrons, deve haver materiais que sejam bons condutores de eletricidade. É aqui que entram os eletrodos e o circuito externo, fornecido com fios de cobre, prata ou ouro..
Os eletrodos são os materiais que fornecem a superfície onde ocorrerão as reações nas células eletroquímicas. Existem dois tipos de acordo com a reação que ocorre neles:
-Ânodo, eletrodo onde ocorre a oxidação
-Cátodo, eletrodo onde ocorre redução
Os eletrodos podem ser feitos de material reagente, como no caso da célula de Daniel (zinco e cobre); ou um material inerte, como quando são feitos de platina ou grafite.
Os elétrons liberados pelo ânodo devem atingir o cátodo; mas não através de uma solução, mas através de um cabo metálico que une os dois eletrodos a um circuito externo.
A solução que envolve os eletrodos também desempenha um papel importante, pois é enriquecida com eletrólitos fortes; tais como: KCl, KNO3, NaCl, etc. Esses íons favorecem, em certa medida, a migração de elétrons do ânodo para o cátodo, bem como sua condução pelas proximidades dos eletrodos para interagir com as espécies a serem reduzidas..
A água do mar, por exemplo, conduz eletricidade muito melhor do que a água destilada, com menor concentração de íons. É por isso que as células eletroquímicas têm uma dissolução de eletrólitos fortes entre seus componentes..
Os íons da solução começam a envolver os eletrodos causando uma polarização das cargas. A solução ao redor do cátodo começa a ficar carregada negativamente, à medida que os cátions estão sendo reduzidos; no caso da célula de Daniel, os cátionsdois+ depositando-se como cobre metálico no cátodo. Assim, começa a haver um déficit de cargas positivas.
É aqui que a ponte salina intervém para equilibrar as cargas e evitar que os eletrodos se polarizem. Em direção ao lado ou compartimento do cátodo, os cátions migrarão da ponte de sal, seja K+ ou Zndois+, para suplantar o Cudois+ consumido. Enquanto isso, NENHUM ânions migrará da ponte de sal3- em direção ao compartimento anódico, para neutralizar a concentração crescente de cátions Zndois+.
A ponte salina é composta por uma solução saturada de sais, com suas extremidades cobertas por um gel permeável aos íons, mas impermeável à água..
O funcionamento de uma célula eletroquímica depende de seu tipo. Existem basicamente dois tipos: galvânico (ou voltaico) e eletrolítico.
A célula de Daniel é um exemplo de célula eletroquímica galvânica. Neles as reações ocorrem espontaneamente e o potencial da bateria é positivo; quanto maior o potencial, mais eletricidade a célula fornecerá.
As células ou baterias são precisamente células galvânicas: o potencial químico entre os dois eletrodos é transformado em energia elétrica quando um circuito externo intervém que os conecta. Assim, os elétrons migram do ânodo, acendem o equipamento ao qual a bateria está conectada e são devolvidos diretamente ao cátodo.
Células eletrolíticas são aquelas cujas reações não ocorrem espontaneamente, a menos que sejam alimentadas com energia elétrica de uma fonte externa. Aqui ocorre o fenômeno oposto: a eletricidade permite que reações químicas não espontâneas se desenvolvam.
Uma das reações mais conhecidas e valiosas que ocorrem dentro desse tipo de célula é a eletrólise..
As baterias recarregáveis são exemplos de células eletrolíticas e ao mesmo tempo galvânicas: elas são recarregadas para reverter suas reações químicas e restabelecer as condições iniciais para serem reutilizadas..
A seguinte equação química corresponde à reação na célula de Daniel onde o zinco e o cobre participam:
Zn (s) + Cudois+(aq) → Zndois+(aq) + Cu (s)
Mas os Cu cationsdois+ e Zndois+ eles não estão sozinhos, mas acompanhados pelos ânions SO4dois-. Esta célula pode ser representada da seguinte forma:
Zn | ZnSO4 | | CURSO4 | Cu
A célula de Daniel pode ser construída em qualquer laboratório, sendo muito recorrente como prática na introdução da eletroquímica. Como o Cudois+ é depositado como Cu, a cor azul da solução CuSO4 será perdido.
Imagine uma célula que consome gás hidrogênio, produz prata metálica e, ao mesmo tempo, fornece eletricidade. Esta é a célula de platina e hidrogênio, e sua reação geral é a seguinte:
2AgCl (s) + Hdois(g) → 2Ag (s) + 2H+ + 2Cl-
Aqui, no compartimento anódico, temos um eletrodo de platina inerte, imerso em água e no qual o gás hidrogênio é bombeado. O Hdois oxida a H+ e dá seus elétrons ao precipitado leitoso de AgCl no compartimento catódico com um eletrodo de prata metálica. Nesta prata o AgCl será reduzido e a massa do eletrodo aumentará..
Esta célula pode ser representada como:
Pt, Hdois | H+ | | Cl-, AgCl | Ag
E por fim, entre as células eletrolíticas, temos a célula de cloreto de sódio fundido, mais conhecida como célula de Downs. Aqui, a eletricidade é usada para que um volume de NaCl fundido passe pelos eletrodos, causando as seguintes reações neles:
2Na+(l) + 2e- → 2Na (s) (cátodo)
2Cl-(l) → Cldois(g) + 2e- (ânodo)
2NaCl (l) → 2Na (s) + Cldois(g) (reação global)
Assim, graças à eletricidade e ao cloreto de sódio, o sódio metálico e o gás cloro podem ser preparados..
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