Eletroquímica Células Galvânicas- QGT

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QUÍMICA FUNDAMENTAL – QUI01121 
ELETROQUÍMICA – Células Galvânicas 
Plano de Aula: 
-Células Eletroquímicas 
-Células Galvânicas 
-Potencial de Células Galvânicas 
-Algumas Pilhas Galvânicas Comuns 
 
I. Introdução 
Para que uma substância seja considerada condutora de eletricidade, deve ser capaz de 
permitir que cargas elétricas se movam de um ponto ao outro. 
No caso dos metais, ocorre a condução de eletricidade, devido ao movimento livre de seus 
elétrons através de suas estruturas metálicas. É a chamada condução metálica. 
Os líquidos condutores de eletricidade são aqueles que possuem íons (cargas positivas ou 
negativas) livres, que se movimentam através da fase líquida. Esses líquidos incluem soluções 
de eletrólitos e sais fundidos, e o movimento de cargas iônicas através da fase líquida é 
chamada de condução eletrolítica. 
 
II. Células Eletroquímicas 
A eletroquímica trata da conversão de energia elétrica em energia química e vice-versa. 
 
Energia Química em Energia Elétrica Pilhas Galvânicas ou Voltaicas 
→ ocorre uma reação espontânea de Oxidação – Redução em solução 
 
Energia Elétrica em Energia Química Células Eletrolíticas → Eletrólise 
→ a passagem de eletricidade através da solução fornece energia suficiente para promover 
uma reação não espontânea de Oxidação – Redução. 
 
III. Células Galvânicas 
Uma célula Galvânica consiste de dois eletrodos, ou condutores metálicos, que fazem 
contato elétrico com o conteúdo da célula e um eletrólito, um meio condutor iônico, dentro da 
célula. O eletrólito é tipicamente uma solução aquosa de um composto iônico, embora células 
mais avançadas façam usos de uma variedade de materiais exóticos. 
 Quando mergulhamos uma barra de zinco metálico em uma solução de CuSO4, 
espontaneamente ocorre uma reação de Oxidação – Redução. 
Zn(s) + Cu2+(aq) ⇌ Zn2+(aq) + Cu(s) 
Observamos uma deposição de sólido vermelho escuro sobre a barra de zinco e a solução 
azulada perde a cor, pois o cobre metálico está se formando às custas do Cu2+ que deixa a 
solução. 
 
A reação entre o zinco e os íons cobre (II) é espontânea. O Zinco é oxidado e os íons cúpricos 
são reduzidos. As semi – reações são: 
Oxidação: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e- 
Redução: Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) 
 
 O G desta reação é -212 KJ/mol. O grande valor negativo desta reação mostra a forte 
tendência dos elétrons se transferirem do zinco metálico para os íons Cu2+, pelo menos nas 
condições padrão que são metal puro e solução 1 mol/L. 
 
a) Tipos de Células Galvânicas 
*Com separação Porosa 
Se mergulharmos uma barra de zinco em uma solução de ZnSO4 e uma barra de cobre em 
uma solução de CuSO4 e separarmos as duas por uma placa porosa, conectando as duas barras 
metálicas por um fio condutor, temos uma célula galvânica ou voltaica. 
A placa porosa pode ser argila não vitrificada, ou porcelana. Cada compartimento contém 
uma solução salina e uma barra metálica os quais constituem uma semi-pilha. 
As barras metálicas são os eletrodos os quais fornecem a superfície sobre a qual ocorrerão 
as reações RedOx. 
O circuito externo é o circuito elétrico que conecta os dois eletrodos 
 
 
Desta forma ao ligar o circuito externo aos dois eletrodos: 
→ elétrons sairão da barra de Zn, escoarão pelo circuito externo até a barra de cobre; 
→ na superfície do eletrodo de Cu, os íons Cu2+ da solução recebem os elétrons, se reduzem e 
se depositam sobre o eletrodo; 
→ na superfície do eletrodo de Zn, os átomos de Zn que perderam elétrons se dissolvem na 
solução como Zn2+. 
 
Eletrodo de Cobre CÁTODO Eletrodo onde ocorre a redução 
 Cu2+(aq) + 2e- → Cu°(s) semi reação catódica 
 
Eletrodo de Zinco ÂNODO Eletrodo onde ocorre a oxidação 
 Zn°(s) → Zn2+(aq) + 2e- semi reação anôdica 
 
Obs1.: O eletrodo de cobre pode ser feito de outro material que conduza eletricidade 
(platina, grafite) → de qualquer modo ele se transformará em eletrodo de cobre, 
porque ficará coberto com cobre metálico. 
Obs2.: A solução no compartimento anôdico não precisa ser de ZnSO4, pode ser outro 
eletrólito. 
Obs3.: O material poroso serve para separar o Cu2+ da solução do Zn metálico, impedindo a 
transferência direta de elétrons entre eles. Assim a transferência se dá através do 
circuito externo. 
Obs4.: o material poroso permite a migração de íons entre os dois compartimentos de modo 
a completar o circuito elétrico: 
 → os cátions Zn2+ produzidos, migram em direção ao eletrodo de cobre, ou cátodo; 
 → os ânions SO42-, migram em direção ao eletrodo de Zinco, ou ânodo. 
No caso da célula galvânica os íons positivos difundem-se na direção do cátodo para 
neutralizar a carga de íons negativos deixada para trás quando o Cu2+ é reduzido. De modo 
análogo, ânions se deslocam para o ânodo. Na célula galvânica ocorre a difusão destes ânions 
na direção do ânodo, para neutralizar as cargas dos íons Zn2+ que estão entrando na solução. 
Obs5.: se um voltímetro é colocado no circuito elétrico → se este tiver alta resistência ao 
fluxo de elétrons → a passagem de elétrons para, e as semi-reações no ânodo e no 
cátodo também param, pois a reação espontânea não pode ocorrer se não há 
circulação de elétrons entre o ânodo e o cátodo, através do circuito elétrico. O 
voltímetro lê a diferença de potencial elétrico ou tensão entre os dois eletrodos, em 
volts (V). Está é uma medida da tendência dependendo do grau de espontaneidade das 
reações anódica e catódica. 
Obs6.: se no lugar do voltímetro colocarmos uma lâmpada → as semi-reações ocorrem, e o 
fluxo de elétrons através do circuito externo aquecem o filamento da lâmpada, que se 
torna incandescente e a lâmpada acende 
 
*Com Ponte Salina 
 
Um modo alternativo de se construir uma pilha é substituir a placa porosa por uma ponte 
salina: 
Ponte Salina Tubo em U cheio de KCl saturado → à medida que a célula descarrega, 
os ânions Cl- migram para o ânodo (Zn) e os cátions K+ migram para o cátodo (Cu) 
→ separa fisicamente os compartimentos eletródicos; 
→ fecha o circuito elétrico (caminho contínuo para a migração de ânions e cátions); 
→ reduz o potencial de junção líquida: quando duas soluções são colocadas em contato os 
cátions e ânions migram através da junção líquida (região de contato) com velocidades 
diferentes. Isso origina uma diferença de potencial através da junção líquida. Se o ânion e o 
cátion na ponte salina possuem velocidade praticamente iguais, reduz o potencial de junção 
líquida → a medida de tensão na pilha é mais exata em relação a reação de oxidação – 
redução que está ocorrendo. 
Em ambas as versões da pilha ou célula galvânica, as semi – reações de eletrodo e a reação 
da célula são as mesmas: 
Ânodo: Zn°(s) → Zn2+(aq) + 2e- 
Cátodo: Cu2+(aq) + 2e- → Cu°(s) 
Célula: Zn°(s) + Cu2+(aq) ⇌ Zn2+(aq) + Cu°(s) 
A célula galvânica que usa esta reação RedOx e chamada de Pilha de Daniell → J. F. Daniell, 
seu inventor. 
É a mesma reação que ocorre se mergulharmos uma barra de zinco em um copo com uma 
solução de CuSO4 → a diferença é que na pilha de Daniell, os elétrons atravessam um circuito 
externo, antes de chegarem aos íons Cu2+ (e com isto pode-se medir o potencial da reação) 
 
*Sinais dos Eletrodos nas Pilhas Galvânicas 
Ânodo: Reação de Oxidação eletrodo perde elétrons para o cátodo → então tem 
excesso de elétrons em relação ao cátodo tem sinal 
Cátodo: Reação de Redução eletrodo ganha elétrons do ânodo → então tem 
deficiência de elétrons em relação ao ânodo tem sinal 
 
Resumo: 
-Células Galvânicas Reação de Oxidação – Redução espontânea 
-Elétrons são transferidos de uma substância (que se oxida) para outra (que se reduz) 
-Ânodoeletrodo onde ocorre a Oxidação tem sinal 
-Cátodo eletrodo onde ocorre a Redução tem sinal 
-Elétrons fluem através de um circuito externo, do ânodo para o cátodo 
-Cátions da solução fluem para o Cátodo (que é o positivo) 
-Ânions da solução fluem para o Ânodo (que é o negativo) 
 
IV. Diagrama de Células Galvânicas 
As células Galvânicas são comumente representadas por uma notação simplificada, 
chamada Diagrama de Célula. 
Ex1.: Diagrama da pilha de com placa porosa 
 Placa porosa 
Zn(s) | Zn2+(aq) | Cu2+(aq) | Cu(s) 
 Ânodo Cátodo 
Convenção: 
-Símbolo e fórmula fase em que a substância se encontra 
-Traço vertical Interfaces ou junções 
-Esquerda Ânodo 
-Direita Cátodo 
-Elétrons fluem do ânodo para o cátodo → então da espécie à esquerda para a 
espécie à direita. 
 
Ex2.: Diagrama da pilha de Daniell, com ponte salina 
Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s) 
-A mesma convenção anterior, mas a ponte salina é representada por dois traços verticais ao 
centro 
-Mostra que a presença da ponte salina minimiza, ao máximo o potencial da junção líquida. 
 
Ex3.: Diagrama de Célula que mostra a formula completa do soluto em cada compartimento 
pode ser utilizada 
Zn(s) | ZnSO4(aq) || CuSO4(aq) | Cu(s) 
 
V. Potencial de Células Galvânicas 
A corrente elétrica obtida de uma pilha resulta do escoamento de elétrons do eletrodo 
negativo (ânodo) através de um circuito externo, para o eletrodo positivo (cátodo) 
 Ânodo ocorre a oxidação 
 Espontaneamente!!!! 
 Cátodo ocorre a redução 
A “força” com que os elétrons se movem, chamada força eletromotriz, f. e. m., é medida 
em volts (V). Realmente o volt é a medida de energia capaz de ser obtida a partir do 
escoamento da carga elétrica. 
 
Então a f.e.m. de 1 V corresponde a passagem de 1 C (Coulomb)de carga elétrica 
realizando 1 J de trabalho elétrico 
1𝑉 =
1𝐽
1𝐶
 
A f.e.m. de uma pilha galvânica depende: 
➢ Da natureza das reações químicas que ocorrem dentro da pilha; 
➢ Das concentrações das espécies que sofrem oxidação e redução; 
➢ Da temperatura da pilha 
Quanto maior a tendência das semi – reações ocorrerem espontaneamente → maior a 
f.e.m. da pilha a f.e.m. da pilha também pode ser chamada de POTENCIAL DA PILHA, e 
é representada pelo símbolo εpilha ou εcélula. 
 Definimos potencial padrão da pilha, ε°pilha, como a f.e.m. da pilha quando as 
concentrações das espécies em solução na pilha são iguais a 1 mol/L, ou quando quaisquer 
gases envolvidoss na reação da pilha estão sob pressão de 1 atm e na temperatura de 25 °C 
(298K). 
Sempre que escrevemos o diagrama de uma semi – reação, ou de uma reação global para 
qualquer pilha galvânica, devemos especificar as concentrações das espécies em solução 
aquosa, ou as pressões das espécies gasosas. 
Ex.: representação correta da célula de Daniell, nas condições padrão: 
Zn(s) | Zn2+(aq) (1mol/L) || Cu2+(aq) (1 mol/L) | Cu(s) 
 
Uma tensão positiva, ou um potencial positivo, é associado a uma reação espontânea. 
Por exemplo, para a célula de Daniell, nas condições padrão (íons em concentração de 1 
mol/L, e T = 298 K (25 °C)). 
ε°pilha = + 1,10 V 
medidos através de um voltímetro (potenciômetro) colocado no circuito externo. O valor 
positivo indica a espontaneidade da reação, mostrando tratar-se de uma célula galvânica! 
 
 
 
 
Ânodo: Zn°(s) → Zn2+(aq) + 2e- ε = 0,76 V 
Cátodo: Cu2+(aq) + 2e- → Cu°(s) ε = 0,34 V 
Célula: Zn°(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu°(s) ε = 1,10 V 
 
 
 
VI. Algumas Pilhas Galvânicas Comuns 
1. Pilhas Secas 
 
São aquelas usadas em lanternas, brinquedos, rádios portáteis. Possuem uma camada 
externa de papelão ou metal, que serve apenas para protegê-la da atmosfera no interior, há 
um copo de zinco que serve com ânodo. Este copo é preenchido com uma pasta úmida de uma 
mistura de NH4Cl, MnO2 e C finamente divididos. Imersa nesta pasta, há um bastão de grafite 
que serve como cátodo. 
Reações que ocorrem: 
Ânodo: oxidação do Zinco: 
Zn°(s) → Zn2+(aq) + 2e- 
 
Cátodo: redução da mistura MnO2/NH4Cl 
 +4 -3 +2 -3 
2 MnO2(s) + NH4+(aq) + 2e- → Mn2O3(s) + 2 NH3(aq) + H2O(l) 
 
As pilhas secas não podem ser recarregadas. O processo de oxidação – redução origina 
uma corrente elétricaque é utilizada em circuitos externos. 
 
2. Bateria de Chumbo 
São aquelas usadas em automóveis. Consiste de várias pilhas galvânicasligadas em série, e 
libera de 6 a 12 V, dependendo do número de células usadas em sua construção. 
 
Ânodo Chumbo metálico 
Cátodo PbO2 
Eletrólito onde as pilhas estão submersas H2SO4 diluído (30% em peso) 
 
Quando a bateria está em operação, ocorrem as seguintes reações: 
Ânodo: oxidação do Pb metálico: 
Pb(s) + SO42- → PbSO4(s) + 2e- 
 
Cátodo: redução do Pb4+ (PbO2) a Pb2+: 
PbO2(s) + 4 H+(aq) SO42- + 2e-→ PbSO4(s) + 2 H2O(l) 
 
A bateria pode ser recarregada, por inversão das reações anódica e catódica, através da 
aplicação de potencial um pouco maior que a fornecida por ela. Isto regenera o H2SO4 
consumido. 
 
3. Bateria de Níquel – Cádmio 
São aquelas usadas em calculadoras recarregáveis e flashes eletrônicos para fotografias. 
Tem duração maior que as pilhas secas comuns. A voltagem desta pilha é de 1,4 V. 
 
 
Ânodo: Consiste de cádmio metálico que sofre oxidação em um eletrólito básico: 
Cd(s) + 2 OH-(aq) → Cd(OH)2(s) + 2e- 
 
Cátodo: composto de óxido de níquel hidratado, o qual sofre redução 
2 NiO(OH)(s) + 2 H2O(l) + 2e- → Ni(OH)2(s) +2 OH-(aq)