PRINCIPIOS DE QUIMICA BIOLOGICA AULA (10)

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Disciplina: Princípios de Química Biológica
Aula 10: Células eletroquímicas
Apresentação
Uma célula eletroquímica é formada por dois condutores de elétrons (metal ou gra�te) imersos em um eletrólito - pode ser
um sólido, um líquido ou uma solução – que será o condutor iônico. O condutor de elétrons e o eletrólito formam
um eletrodo.
As células eletroquímicas também são conhecidas como células galvânicas ou células eletrolíticas. Examinaremos nesta
aula algumas reações eletroquímicas e os componentes essenciais da pilha de Daniell.
Objetivos
Reconhecer reações redox na natureza;
De�nir eletroquímica e identi�car pilhas;
Desenvolver cálculos eletroquímicos.
Reações redox na natureza
 Fonte: Vincent van Zalinge <https://unsplash.com/@vincentvanzalinge> / Unsplash.
Fixação do nitrogênio
Os organismos vivos necessitam do nitrogênio para produzir as proteínas, que são “tijolos para construção” das plantas e dos
animais. Embora o nitrogênio gasoso seja abundante, constituindo quase quatro quintos da atmosfera, a maior parte dos
organismos vivos não consegue obtê-lo diretamente do ar por ele ser um gás não reativo.
Ele torna-se disponível para plantas e animais graças ao ciclo do nitrogênio.
O nitrogênio atmosférico é particularmente não reativo; no entanto, é oxidado a NO pelo brilho dos relâmpagos. O oxigênio na
atmosfera oxida o NO a NO , que, ao reagir com a água da chuva, forma os ácidos HNO e HNO . Esses ácidos reagem com os
óxidos de metal e os carbonatos no solo, formando os sais de nitrato e nitrito.
As plantas obtêm o nitrogênio na forma de nitrato e íons amônio. Os nitratos são muito solúveis em água e chegam às raízes das
plantas com facilidade; o íon nitrato é, então, absorvido e reduzido a amônia pela planta. Bactérias �xadoras do nitrogênio que
vivem no solo ou em nódulos nas raízes das plantas convertem (isto é, �xam biologicamente) o nitrogênio atmosférico em sais de
amônio.
Os animais comem as plantas. Quando esses dois organismos morrerem, a matéria orgânica de ambos �nalmente irá se
decompor em compostos de amônio. As bactérias nitri�cantes e desnitri�cantes convertem os compostos de amônio em NO e
NO e, a seguir, em N O e N . Dessa maneira, o nitrogênio é devolvido à atmosfera e o ciclo se completa.
2 2 3
3
-1
2
-1
2 2
https://unsplash.com/@vincentvanzalinge
 Figura: Ciclo do nitrogênio. Fonte: (LEWIS, 2014)
Transporte de elétrons nos sistemas vivos
Tanto a fotossíntese quanto a respiração são processos de conversão de energia e envolvem reações redox.
6CO + 6H O → C H 0 + 6O2(g) 2 (l) 6 12 6(s) 2(g)
 Fonte: VectorMine / Shutterstock.
Células galvânicas
A eletroquímica é o ramo da química que trata da conversão da energia elétrica em energia química e vice-versa. Os processos
eletroquímicos envolvem reações de oxirredução (oxidação-redução) nas quais a energia liberada por uma reação espontânea é
convertida em eletricidade ou em que a eletricidade é usada para forçar a ocorrência de uma reação química não espontânea.
Comentário
A importância da eletroquímica e das suas reações é observada em estudos nas áreas médica e biomédica, campos da ciência
que estudam as reações eletroquímicas, entre outras, em células vivas.
Nas reações de oxirredução, ocorre uma transferência de elétrons de uma substância para outra. A perda de elétrons por um
elemento durante a oxidação está associada a um aumento do número de oxidação dele. Na redução, há uma diminuição do
número de oxidação de um elemento em virtude do ganho de elétrons.
Exemplo
Quando um pedaço de zinco metálico for mergulhado em uma solução de CuSO , o Zn será oxidado a íons Zn , enquanto os íons
Cu serão reduzidos a cobre metálico:
Zn + Cu → Zn + Cu
Os elétrons são transferidos diretamente em solução do agente redutor (Zn) para o agente oxidante (Cu ).
4
+2
+2
(s)
+2
(aq)
+2
(aq) (s)
+2
Se separarmos �sicamente o agente oxidante do agente redutor, a transferência de elétrons pode ser realizada através de um
meio condutor exterior (um �o metálico). À medida que a reação progride, é estabelecido um �uxo contínuo de elétrons e, assim,
produz-se eletricidade (ou seja, trabalho elétrico é produzido tal como a força-motriz de um motor elétrico).
O dispositivo experimental usado para produzir eletricidade por meio de
uma reação espontânea é denominado célula galvânica  ou célula
voltaica.
A �gura a seguir mostra os componentes essenciais de uma célula galvânica. A barra de zinco é mergulhada em uma solução de
ZnSO ; a de cobre, em uma solução de CuSO . A célula galvânica funciona com base no seguinte princípio: a oxidação de Zn a
Zn e a redução de Cu a Cu podem ocorrer simultaneamente em locais separados, ocorrendo a transferência de elétrons
através de um condutor exterior.
As barras de zinco e cobre são chamadas de eletrodos. Esse arranjo particular de eletrodos (Zn e Cu) e soluções (ZnSO e CuSO )
é conhecido como pilha de Daniell. Por de�nição, em uma célula galvânica, o eletrodo no qual ocorre a oxidação é denominado
ânodo; e o eletrodo em que ocorre a redução, cátodo.
1
4 4
+2 +2
4 4
 Figura: Uma célula galvânica. A ponte salina (um tubo em U invertido), contendo uma solução de KCl, proporciona um meio eletricamente condutor
entre as duas soluções. As aberturas do tubo em U estão fechadas com bolas de algodão para impedir que a solução de KCl flua para dentro do
compartimento, permitindo, no entanto, o movimento dos ânions e cátions. Os elétrons fluem no circuito exterior do eletrodo de Zn (ânodo) para o
eletrodo de Cu (cátodo). (CHANG, 2010)
Comentário
As baterias, por sua vez, são células eletroquímicas que produzem energia elétrica. Existem diferentes tipos de baterias utilizadas
em veículos, lanternas e marca-passos. Já as células movidas a combustível são tipos especiais de células eletroquímicas que
terminam por gerar eletricidade graças à oxidação do hidrogênio e de hidrocarbonetos.
Para a pilha de Daniell, as reações de oxidação e de redução nos eletrodos (designadas reações de semicélula) são:
http://estacio.webaula.com.br/cursos/go0073/aula10.html
Eletrodo de Zn (ânodo)
Zn → Zn + 2e-(s) +2(aq)
Eletrodo de Cu (cátodo)
Cu → 2e- + Cu .+2(aq) (s)
A não ser que as duas soluções estejam separadas uma da outra, os íons Cu reagirão diretamente com a barra de zinco:
Cu + Zn → Cu + Zn
Não haverá, portanto, produção de trabalho elétrico útil.
Para completar o circuito elétrico, as soluções devem ser conectadas por um meio condutor através do qual os cátions e os
ânions possam se mover de um compartimento para o outro. Essa exigência é satisfeita por uma ponte salina, que, na sua forma
mais simples, é um tubo em U invertido que contém uma solução eletrolítica inerte, tal como KCl ou NH NO , cujos íons não vão
reagir com os outros íons em solução ou com os eletrodos.
No decorrer da reação de oxirredução global, os elétrons, através do �o condutor e do voltímetro, �uem no circuito exterior do
ânodo (eletrodo de Zn) para o cátodo (eletrodo de Cu). Na solução, os cátions (Zn , Cu e K ) se movem em direção ao cátodo,
ao passo que os ânions (SO4 e Cl ) o fazem até o ânodo. Na ausência de uma ponte salina a ligar as duas soluções, a formação
das cargas positiva no compartimento anódico (em decorrência da formação de íons Zn ) e negativa no compartimento
catódico (originada quando alguns íons Cu forem reduzidos a Cu) impediria rapidamente a célula de operar.
O fato de haver um �uxo de corrente elétrica do ânodo para o cátodo deve-se a uma diferença de potencial entre os dois
eletrodos.
+2
+2
(aq) (s) (s)
+2
(aq)
4 3
+2 +2 +1
-2 -1
+2
+2
Exemplo
Esse �uxo de corrente elétrica é semelhante à queda d’água em uma catarata, que ocorre graças à diferença de energia potencial,
ou ao �uxo de um gás de uma região de alta pressão para uma região de baixa pressão.
Experimentalmente, a diferença de potencial elétrico entre o ânodo e o cátodo pode ser medida usando-se um voltímetro. A leitura
(em volts) é chamada de potencial de célula. Os termos forçaeletromotriz (ou fem) e voltagem de célula também são utilizados
para designar o potencial de célula.
A notação convencional usada para representar as células galvânicas é o diagrama de célula. Para a célula de Daniell
representada anteriormente, se considerarmos que as concentrações dos íons Zn e Cu são 1M, o diagrama da célula é:
Zn |Zn (1M) || Cu (1M) |Cu
A linha vertical acima (||) representa um limite de fase.
+2 +2
(s)
+2 +2
(s)
Exemplo
O eletrodo de Zn é sólido, enquanto os íons Zn (provenientes do ZnSO ) estão em solução. Assim, colocamos um traço entre o
Zn e o Zn para indicar o contato entre as fases. O traço duplo revela a presença da ponte salina. Por convenção, o ânodo é
escrito em primeiro lugar, à esquerda do traço duplo, enquanto os demais componentes aparecem na ordem em que os
encontramos no deslocamento do ânodo para o cátodo.
+2
4
+2
Potenciais padrão de redução
Quando ambas as concentrações dos íons Cu e Zn são 1M, veri�ca-se que o potencial ou a fem da célula de Daniell é 1,10V a
25°C.
+2 +2
 Figura: Montagem experimental da célula galvânica. Fonte: (CHANG, 2010)
Como poderemos relacionar esse potencial com a reação de oxirredução correspondente?
Tal como a reação global da célula pode ser considerada como a soma de duas reações de semicélula, também a fem medida
pode ser de�nida como a soma dos potenciais elétricos nos eletrodos de Zn e Cu.
Conhecendo um desses potenciais de eletrodo, poderíamos obter o outro por subtração (de 1,10V). Não é possível medir o
potencial de um único eletrodo, mas, se �xarmos arbitrariamente em zero o valor do potencial de um eletrodo particular,
poderemos usá-lo para determinar os potenciais relativos de outros eletrodos. O de hidrogênio serve como referência para esse
�m.
Nas condições-padrão (isto é, quando a pressão de H for 1atm e a concentração da solução de HCl, 1M), o potencial para a
reação de redução do H a 25°C é de�nido como exatamente zero:
2
+1
2H (1M) + 2e- → H (1atm)+1 2 E° = 0V
E = o potencial-padrão de redução.
º = designa as condições-padrão
Portanto, o potencial-padrão de redução do eletrodo de hidrogênio é zero. O eletrodo de hidrogênio é designado eletrodo-padrão
de hidrogênio (EPH).
Por convenção, a fem-padrão da célula (E° ), que é o resultado das contribuições anódica e catódica, é dada por:célula
E° = E° - E°célula cátodo anodo 
Nesta fórmula, ambos (E° e
E° ) são os potenciais-padrão de
redução dos eletrodos.
cátodo
ânodo
ORDEM
CRESCENTE
DE
AÇÃO
OXIDANTE

Potencial de
redução (Eº )
Estado
reduzido ⇆
Estado
oxidado
Potencial de
oxidação (Eº )
ORDEM
CRESCENTE
DE
AÇÃO
REDUTORA

-3,04 Li ⇆ Li + e +3,04
-2,92 K ⇆ K + e -2,92
-2,90 Ba ⇆ Ba + 2e +2,90
-2,89 Sr ⇆ Sr + 2e +2,89
-2,87 Ca ⇆ Ca + 2e -2,87
-2,71 Na ⇆ Na + e +2,71
-2,37 Mg ⇆ Mg + 2e 2,37
-1,66 Al ⇆ Al + 3e +1,66
-1,18 Mn ⇆ Mn + 2e +1,18
-0,83 H + 2(OH) ⇆ 2H O + 2e +0,83
-0,76 Zn ⇆ Zn + 2e +0,76
-0,74 Cr ⇆ Cr + 3e +0,74
-0,48 S ⇆ S + 2e +0,48
-0,44 Fe ⇆ Fe + 2e +0,44
-0,28 Co ⇆ Co + 2e +0,28
-0,23 Ni ⇆ Ni + 2e +0,23
-0,13 Pb ⇆ Pb + 2e +0,13
0,00 H ⇆ 2H + 2e 0,00
+0,15 Cu ⇆ Cu + e -0,15
+0,34 Cu ⇆ Cu + 2e -0,34
+0,40 2(OH) ⇆ H O + 1/2 O+ 2e -0,40
+0,52 Cu ⇆ Cu + e -0,52
+0,54 2I ⇆ I + 2e -0,54
+0,77 Fe ⇆ Fe + e +0,77
+0,80 Ag ⇆ Ag + e -0,80
+0,85 Hg ⇆ Hg + 2e -0,85
+1,09 2Br ⇆ Br + 2e -1,09
+1,23 H O ⇆ 2H + 1/2 O+ 2e -1,23
+1,36 2Cl ⇆ Cl + 2e -1,36
+2,87 2F ⇆ F + 2e -2,87
red oxid
+ -
+ -
2+ -
2+ -
2+ -
+ -
2+ -
3+ -
2+ -
2
-
2
-
2+ -
3+ -
2- -
2+ -
2+ -
2+ -
2+ -
2
+ -
+ 2+ -
2+ -
- 2 2
-
+ -
-
2
-
2+ 3+ -
+ -
2+ -
-
2
-
2
+
2
-
-
2
-
-
2
-
 Tabela: Potenciais-padrão dos eletrodos.
Exemplo
Uma célula galvânica é constituída por um eletrodo de Mg mergulhado em uma solução 1M de Mg (NO ) e por um eletrodo de Ag
em uma solução 1M de AgNO . Calcule a fem-padrão da célula a 25°C.
Resposta: Os potenciais-padrão são:
Ag (1M) + 1e- → Ag , E° = 0,80V
Mg (1M) + 2e- → Mg , E° = - 2,37V
Ânodo (oxidação): Mg → Mg (1M) + 2e-
Cátodo (redução): 2Ag (1M) + 2e- → 2Ag(s)
Global: Mg + 2Ag + 1(1M) → Mg (1M) + 2Ag
Observe que, para balancear a equação global, multiplicamos a reação de redução do Ag+1 por 2. Podemos fazê-lo porque E° é
uma propriedade intensiva; portanto, o seu valor não é afetado por esse procedimento. Obtemos, então, a fem da célula:
E° = E° - E°
+ 0,80V - (-2,37V) = 3,17V
3 2
3
+1
(s)
+2
(s)
(s)
+2
+1
(s)
+2
(s)
célula cátodo anodo
Atividade
1. É sabido que o níquel metálico poderia ceder elétrons espontaneamente em soluções contendo NiCl . Montou-se, então, esta
pilha: Ni |Cu || Ni |Cu
Quanto a esta pilha, assinale a alternativa correta:
2
0 2+ 2+ 0
a) O Cu  reduz. O Ni oxida.2+ 0
b) O cobre foi transformado em níquel.
c) O cátodo é o Ni . O ânodo é o Ni .2+ 0
d) A solução de Ni  ficará menos concentrada.2+
e) A solução de Ni  ficará menos concentrada.2+
2. (Unifesp-SP) Ferro metálico reage espontaneamente com íons Pb em solução aquosa. Esta reação é representada por Fe +
Pb  → Fe  + Pb na pilha da �gura abaixo:
Ocorre nela a seguinte reação global:
2+
2+ 2+
a) Os cátions devem migrar para o eletrodo de ferro.
b) Ocorre deposição de chumbo metálico sobre o eletrodo de ferro.
c) Ocorre diminuição da massa do eletrodo de ferro.
d) Os elétrons migram através da ponte salina do ferro para o chumbo.
e) O eletrodo de chumbo atua como ânodo.
3. (UFRGS) No cátodo de uma célula de eletrólise, sempre ocorre:
a) Deposição de metais.
b) Uma semirreação de redução.
c) Produção de corrente elétrica.
d) Desprendimento de gás hidrogênio.
e) Corrosão química.
Notas
Célula galvânica 1
Esta expressão é uma homenagem aos cientistas italianos Luigi Galvani e Alessandro Volta, que construíram as primeiras versões
do dispositivo.
Potencial-padrão de redução 2
É o potencial associado à reação de redução que ocorre em um eletrodo quando todos os solutos possuírem concentração 1M e
todos os gases estiverem a 1atm.
Referências
ATKINS, P. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 7. ed. Porto Alegre: Bookman, 2018.
CHANG, R. Química geral: conceitos essenciais. 4. ed. Porto Alegre: AMGH, 2010.
LEWIS, R. Química. 4. ed. Rio de Janeiro: LTC, 2014.
Explore mais
Pilhas; <https://www.youtube.com/watch?v=fp1V0uPVBRs&list=PL-cWjvjoSJce5YQA0YYsiBqfN5Q4Vjutp&index=75&t=0s>
Introdução à eletrólise; <https://www.youtube.com/watch?v=4puLsFDJsN0>
Potencial-padrão de redução; <https://www.youtube.com/watch?v=KYUxz51wNeM>
Energia e potencial da célula; <https://www.youtube.com/watch?v=mqlA-J-Hkn8>
Como usar a equação de Nernst; <https://www.youtube.com/watch?v=EaTH-B2fYp4>
Notação resumida para células galvânicas/voltaicas; <https://www.youtube.com/watch?v=-zVb1gPZLUs>
Como calcular a constante de equilíbrio a partir do potencial-padrão da célula; <https://www.youtube.com/watch?
v=YYUpPNZL13o>
Oxidação e redução. <https://www.youtube.com/watch?v=9SSoz85GpOM>
https://www.youtube.com/watch?v=fp1V0uPVBRs&list=PL-cWjvjoSJce5YQA0YYsiBqfN5Q4Vjutp&index=75&t=0s
https://www.youtube.com/watch?v=4puLsFDJsN0
https://www.youtube.com/watch?v=KYUxz51wNeM
https://www.youtube.com/watch?v=mqlA-J-Hkn8
https://www.youtube.com/watch?v=EaTH-B2fYp4
https://www.youtube.com/watch?v=-zVb1gPZLUs
https://www.youtube.com/watch?v=YYUpPNZL13o
https://www.youtube.com/watch?v=9SSoz85GpOM