Células Galvânicas

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Células Galvânicas (pilhas)
A reação entre o zinco e os íons de cobre é espontânea
Reação entre o Zn e o Cu pode igualmente ocorrer “à distância” , 
ou seja
Um longe do outro
Porém, conectados por meio de um fio condutor. 
Um dispositivo desse tipo é chamado de
 
célula galvânica ou célula electroquímica
Células galvânicas
Uma célula galvânica é um dispositivo que permite a conversão de energia química em
 energia elétrica
 por meio de uma reação redox espontânea 
 que ocorre numa interface eletrodo/solução.
Também é conhecida por Pilha de Daniel
Pilha de Daniell
migração de 
íons entre os 
dois 
compartimentos 
da célula
Potenciais padrão de eletrodo
elétrons se movem de um eletrodo para o outro porque existe uma
diferença de potencial entre os dois eletrodos
esta diferença chama-se 
Força electromotriz (f.e.m.)
Pode ser medida ligando ambos os eletrodos por meio de um voltímetro
As unidades da f.e.m. no SI são o volt (V) ou J/C.
f.e.m. também chamada de:
tensão de pilha ou potencial de pilha
Depende:
- da natureza dos eletrodos
 natureza dos ions
 concentração dos ions e 
 temperatura.
diagrama de célula
Outra forma de representar a célula galvânica
Interface entre
Solução e eletrodo
Junção eletrolítica
Ou 
Ponte salina
Eletrodos SEMPRE 
Nas pontas
soluções SEMPRE 
No centro
célula electroquímica ou galvânica é constituída:
 duas semicélulas - cátodo e ânodo, 
 estabelecendo um circuito elétrico
 a oxidação ocorre no ânodo
 a redução no cátodo.
Questão:
medimos diferenças de potencial entre
os eletrodos
como podemos conhecer o potencial de um eletrodo apenas?
Utiliza-se um eletrodo de referência
Por convenção internacional:
Eletrodo Padrão de Hidrogênio – EPH
EPH nas condições NTP (1 atm, 25 ºC, [H+] = 1 mol.L-1) 
o potencial = 0 V
Este eletrodo pode funcionar como ânodo ou cátodo dependendo do eletrodo a que estiver ligado
Cátodo – SEMPRE ocorre redução
Ânodo – SEMPRE ocorre oxidação
Célula – eletrodo de Zn e eletrodo de hidrogênio
EPH – atua como cátodo – sofre redução
Célula – eletrodo de Cu e eletrodo de hidrogênio
EPH – atua como ânodo – sofre oxidação
As reações associadas ao EPH são:
oxidação
ou
redução
A f.e.m. (ou voltagem) de uma pilha é dada por:
os potencias da tabela se referem ao processo de redução
+0,76 V
Na fórmula, os 2 potenciais
São os de redução
Estabeleceu-se uma tabela de potenciais de redução padrão para diferentes semi-células de pilhas
Foi elaborada uma Tabela de 
Potenciais de Redução para vários elementos
E ânions
Qual é a f.e.m. para uma pilha montada com o par:
A- 
e 
Zn/Zn2+
+
2
2
2
2
B-
e
http://www.youtube.com/watch?v=6d-yN-PKCGI
Espontaneidade de uma Reação de Oxi-Redução
Reação que ocorre em uma pilha:
 Espontânea: se E0  zero
 Não-espontânea: se E0  zero
E0total = E0ox + E0red = 0,76V + 0,34V = +1,10V
Reação espontânea
Cu(s) + Zn2+(aq) 
Cu2+(aq) + Zn(s) 
E0total = E0ox + E0red = -0,34V + (-0,76V) = -1,10V
Reação Não-espontânea
Reações de óxi-redução espontâneas
Há a conversão de:
Energia Química em Energia Elétrica 
Eletrólise
Usa-se Energia elétrica para forçar a ocorrer
 uma Reação Não-espontânea
Célula eletrolítica:
Montagem experimental onde ocorre a eletrólise
A eletrólise pode ocorrer em solução aquosa ou
em substância fundida (ígnea)
Eletrólise aquosa: ocorre com os sais dissolvidos
 em água
Eletrólise da água - 
H2O não se decompõe em H2 e O2 - naturalmente
G = energia livre de Gibbs ou energia livre
 energia disponível para realizar trabalho
G < 0 - ocorre liberação de energia que pode ser
 utilizada
 a reação é espontânea no sentido direto
G > 0 - não ocorre liberação de energia 
 a reação NÃO é espontânea no 
 sentido direto
 SERÁ espontânea no sentido inverso
G = 0 - o sistema está em equilíbrio
 não há variação global de energia
A reação:
Pode ser forçada
Par de eletrodos inertes: platina
Em água pura nada acontece - quantidade de íons
 é muito pequena 
redução
oxidação
ânodo
cátodo
ânodo
cátodo
+
Adiciona-se H2SO4 0,1 mol.L-1 para aumentar os íons
Eletrólise Ignea: NaCl fundido
No estado fundido – eletrolisado forma Na0(s) e Cl2(g)
Célula de Downs – eletrólise em grande escala do NaCl
Na0 nos cátodos – estado líquido – flutua na superfície do
 NaCl(l) e é recolhido. Cl2(g) no ânodo de carvão
(b) Diagrama simplificado. Bateria provoca reação 
 não espontânea
NaCl fundido: íons presentes – Na+ e Cl-
2Cl-(l) Cl2(g) + 2 -e
2Na+(l) + 2 –e 2Na(l)
2Na+(l) + 2Cl-(l) 2Na(l) + Cl2(g)
Esse processo é uma das
Principais fontes de Na
Metálico e cloro gasoso
E0 = - 4 V
Bateria deverá 
Fornecer Mais que 4V
Corrosão
Deterioração de metais por um processo eletroquímico
Ex.: ferrugem no ferro; escurecimento da prata etc.
Corrosão provoca enormes danos em:
Edifícios
Pontes
Navios
Automóveis etc.
Exemplo comum de corrosão: ferrugem sobre o Fe
É necessária a presença de O2(g) e H2O
Envolve:
Reações complexas e ainda não solucionadas totalmente
É provável que as etapas fundamentais sejam:
Ânodo: uma região da superfície do metal
 ocorre oxidação
Fe(s) Fe2+(aq) + 2 -e
Cátodo: Elétrons liberados reduzem O2 da atmosfera à água
O2(g) + 4H+(aq) + 4 –e 2H2O(l)
Reação Global: 
2Fe(s) + O2(g) + 4H+(aq) 2Fe2+(aq) + 2H2O(l)
E0 = 1,67 V - totalmente favorável 
2Fe(s) + O2(g) + 4H+(aq) 2Fe2+(aq) + 2H2O(l)
4Fe3+(aq) + O2(g) + (4 + 2x) H2O(l) 2Fe2O3 .xH2O(s) + 8H+(aq)
ferrugem
H+ - reação do CO2 do ar com H2O
 forma H2CO3 
Fe2+(aq) Fe3+(aq) + -e
Há vários métodos para impedir a corrosão
1- pintar a superfície do metal
2- passivação – tratar o metal com agente oxidante forte
 forma-se camada fina de óxido
 Ex.: HNO3
3- formar ligas
4- galvanoplastia
5- proteção catódica – o metal a ser protegido torna-se 
 o cátodo
OBRIGADA!!!!!
SEGUEM ALGUMAS OUTRAS INFORMAÇÕES
E EXERCÍCIOS
Corrosão
Funcionamento da pilha de Daniell
Com o tempo o eletrodo de zinco sofre uma corrosão, indicando que zinco metálico se oxidou passando para a solução como íon;
O eletrodo de cobre sofre uma deposição de cobre metálico indicando que o íon cobre presente na solução se reduziu passando a cobre metálico.
Os elétrons vindos do zinco migram para o cobre acendendo a lâmpada.
A ponte salina equilibra as cargas devido ao fluxo de íons para as semicelas.
Qual dos eletrodos é o cátodo e qual é o ânodo?
Qual dos eletrodos é o polo positivo e o polo negativo?
Qual espécie química é oxidada e qual é reduzida?
Equacione a semirreação anódica.
Equacione a semirreação catódica.
Equacione a equação global da pilha.
Qual o sentido de movimentação dos elétrons no fio?
Qual o sentido da movimentação dos íons na ponte salina?
Potenciais padrão de semicelas e aplicações
Previsão da voltagem de uma pilha