17.3: Células galvânicas

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objetivos de aprendizagem

Ao final desta seção, você poderá:

Descreva a função de uma célula galvânica e seus componentes
Use a notação celular para simbolizar a composição e a construção das células galvânicas

Como demonstração da mudança química espontânea, a Figura 17.2 mostra o resultado da imersão de um fio de cobre enrolado em uma solução aquosa de nitrato de prata. Uma mudança gradual, mas visualmente impressionante, ocorre espontaneamente à medida que a solução inicialmente incolor se torna cada vez mais azul e o fio de cobre inicialmente liso fica coberto por um sólido cinza poroso.

Esta figura inclui três fotografias. No primeiro, um tubo de ensaio contendo um líquido transparente e incolor é mostrado com um fio de cobre frouxamente enrolado fora do tubo de ensaio à sua direita. No segundo, o fio foi submerso no líquido incolor transparente do tubo de ensaio e a superfície do fio é escurecida. No terceiro, o líquido no tubo de ensaio é azul-esverdeado brilhante, o fio na solução parece escuro próximo ao topo e um material cinza “difuso” está presente na parte inferior do tubo de ensaio na parte inferior da bobina de cobre, dando uma aparência escura ao líquido próximo ao fundo do tubo de ensaio.

Figura 17.2 Um fio de cobre e uma solução aquosa de nitrato de prata (à esquerda) entram em contato (centro) e ocorre uma transferência espontânea de elétrons, criando o azul Cu ²⁺ (aq) e o cinza Ag (s) (à direita).

Essas observações são consistentes com (i) a oxidação do cobre elementar para produzir íons cobre (II), Cu ²⁺ (aq), que conferem uma cor azul à solução, e (ii) a redução dos íons prata (I) para produzir prata elementar, que se deposita como um sólido fofo na superfície do fio de cobre. Assim, a transferência direta de elétrons do fio de cobre para os íons aquosos de prata é espontânea nas condições empregadas. Um resumo desse sistema redox é fornecido por estas equações:

\begin{matrix} reação geral: & Cu (s) + 2 {Ag}^{+} (uma q) ⟶ {Cu}^{2}^{+} (uma q) + 2 Ag (s) \\ meia-reação de oxidação: & Cu (s) ⟶ {Cu}^{2+} (uma q) + 2 e^{−} \\ meia-reação de redução: & 2 {Ag}^{+} (uma q) + 2 e^{−} ⟶ 2 Ag (s) \end{matrix}

Considere a construção de um dispositivo que contém todos os reagentes e produtos de um sistema redox como o que está aqui, mas evita o contato físico entre os reagentes. A transferência direta de elétrons é, portanto, evitada; a transferência, em vez disso, ocorre indiretamente por meio de um circuito externo que entra em contato com os reagentes separados. Dispositivos desse tipo são geralmente chamados de células eletroquímicas, e aqueles nos quais ocorre uma reação redox espontânea são chamados de células galvânicas (ou células voltaicas).

Uma célula galvânica baseada na reação espontânea entre cobre e prata (I) é representada na Figura 17.3. A célula é composta por duas meias-células, cada uma contendo o par conjugado redox (“par”) de um único reagente. A meia-célula mostrada à esquerda contém o par Cu (0) /Cu (II) na forma de uma folha de cobre sólida e uma solução aquosa de nitrato de cobre. A meia-célula direita contém o par Ag (I) /Ag (0) como folha de prata sólida e uma solução aquosa de nitrato de prata. Um circuito externo é conectado a cada meia célula em sua folha sólida, o que significa que a folha de cobre e Ag funciona como um eletrodo. Por definição, o ânodo de uma célula eletroquímica é o eletrodo no qual ocorre a oxidação (neste caso, a folha de cobre) e o cátodo é o eletrodo onde ocorre a redução (a folha de Ag). As reações redox em uma célula galvânica ocorrem somente na interface entre a mistura de reação de cada meia célula e seu eletrodo. Para manter os reagentes separados e manter o equilíbrio de carga, as duas soluções de meia célula são conectadas por um tubo cheio de solução eletrolítica inerte chamada ponte de sal. A reação espontânea nessa célula produz cátions Cu ²⁺ na meia-célula do ânodo e consome íons Ag ⁺ na meia-célula catódica, resultando em um fluxo compensatório de íons inertes da ponte de sal que mantém o equilíbrio de carga. Concentrações crescentes de Cu ²⁺ na meia-célula do ânodo são balanceadas por um influxo de NO ₃ ⁻ da ponte de sal, enquanto um fluxo de Na ⁺ na meia-célula catódica compensa a diminuição da concentração de Ag ⁺.

Figura 17.3 Uma célula galvânica baseada na reação espontânea entre os íons cobre e prata (I).

Notação celular

O simbolismo abreviado é comumente usado para representar uma célula galvânica, fornecendo informações essenciais sobre sua composição e estrutura. Essas representações simbólicas são chamadas de notações celulares ou esquemas celulares e são escritas seguindo algumas diretrizes:

Os componentes relevantes de cada meia célula são representados por suas fórmulas químicas ou símbolos de elementos
Todas as interfaces entre as fases dos componentes são representadas por linhas paralelas verticais; se dois ou mais componentes estiverem presentes na mesma fase, suas fórmulas serão separadas por vírgulas
Por convenção, o esquema começa com o ânodo e prossegue da esquerda para a direita identificando as fases e interfaces encontradas dentro da célula, terminando com o cátodo

Uma descrição verbal da célula vista do ânodo ao cátodo costuma ser um primeiro passo útil para escrever seu esquema. Por exemplo, a célula galvânica mostrada na Figura 17.3 consiste em um ânodo de cobre sólido imerso em uma solução aquosa de nitrato de cobre (II) que é conectada por meio de uma ponte de sal a uma solução aquosa de nitrato de prata (I), imersa na qual está um cátodo de prata sólido. A conversão dessa declaração em simbolismo seguindo as diretrizes acima resulta no esquema da célula:

Cu (s) │ 1 M {Cu (NÃO}_{3})_{2} (uma q) ║ 1 M {Gano}_{3} (uma q) │ Ag (s)

Considere uma célula galvânica diferente (veja a Figura 17.4) com base na reação espontânea entre magnésio sólido e íons aquosos de ferro (III):

\begin{matrix} reação celular líquida: & Mg (s) + {2Fe}^{3+} (uma q) ⟶ {Mg}^{2+} (uma q) + 2 {Fe}^{2+} (uma q) \\ meia-reação de oxidação: & Mg (s) ⟶ {Mg}^{2+} (uma q) + 2 e^{−} \\ meia-reação de redução: & {2Fe}^{3+} (uma q) + {2e}^{−} ⟶ 2 {Fe}^{2+} (uma q) \end{matrix}

Nessa célula, um ânodo de magnésio sólido é imerso em uma solução aquosa de cloreto de magnésio que é conectada por meio de uma ponte de sal a uma solução aquosa contendo uma mistura de cloreto de ferro (III) e cloreto de ferro (II), imersa na qual está um cátodo de platina. O esquema da célula é então escrito como

Mg (s) │ 0.1 M {MgCl}_{2} (uma q) ║ 0,2 M {FeCl}_{3} (uma q), 0,3 M {FeCl}_{2} (uma q) │ Pt (s)

Observe que a meia-célula catódica é diferente das outras consideradas até agora, pois seu eletrodo é composto por uma substância (Pt) que não é reagente nem produto da reação celular. Isso é necessário quando nenhum membro do par redox da meia célula pode funcionar razoavelmente como um eletrodo, que deve ser eletricamente condutor e estar em uma fase separada da solução de meia célula. Nesse caso, ambos os membros do casal redox são espécies de soluto e, portanto, o Pt é usado como um eletrodo inerte que pode simplesmente fornecer ou aceitar elétrons para espécies redox em solução. Eletrodos construídos a partir de um membro do casal redox, como o ânodo de Mg nessa célula, são chamados de eletrodos ativos.

Figura 17.4 Uma célula galvânica baseada na reação espontânea entre íons magnésio e ferro (III).

Exemplo 17.3

Escrevendo esquemas de células galvânicas

Uma célula galvânica é fabricada conectando duas meias-células com uma ponte de sal, uma na qual um fio de cromo é imerso em uma solução 1 M de CrCl ₃ e outra na qual um fio de cobre é imerso em 1 M CuCl ₂. Supondo que o fio de cromo funcione como um ânodo, escreva o esquema dessa célula junto com as equações para a meia-reação do ânodo, a meia-reação do cátodo e a reação celular geral.

Solução

Como o fio de cromo é estipulado para ser o ânodo, o esquema começa com ele e segue da esquerda para a direita, simbolizando os outros componentes da célula até terminar com o cátodo do fio de cobre:

Cr (s) │ 1 M {CrCl}_{3} (uma q) ║ 1 M {CuCl}_{2} (uma q) │ Cu (s)

As meias-reações para esta célula são

\begin{matrix} ânodo (oxidação): & Cr (s) ⟶ {Cr}^{3+} (uma q) + 3 e^{−} \\ cátodo (redução): & {Cu}^{2+} (uma q) + 2 e^{−} ⟶ Cu (s) \end{matrix}

Multiplicando para fazer com que o número de elétrons perdidos por Cr e ganhos por Cu ²⁺ seja igual a rendimentos

\begin{matrix} ânodo (oxidação): & 2 Cr (s) ⟶ 2 {Cr}^{3+} (uma q) + 6 e^{−} \\ cátodo (redução): & 3 {Cu}^{2+} (uma q) + 6 e^{−} ⟶ 3 Cu (s) \end{matrix}

Adicionar as equações de meia reação e simplificar produz uma equação para a reação celular:

2 Cr (s) + 3 {Cu}^{2+} (uma q) ⟶ 2 {Cr}^{3+} (uma q) + 3 Cu (s)

Verifique seu aprendizado

Omitindo concentrações de soluto e identidades de íons do espectador, escreva o esquema para uma célula galvânica cuja reação celular líquida é mostrada abaixo.

{Sn}^{4+} (uma q) + Zn (s) ⟶ {Sn}^{2+} (uma q) + {Zn}^{2+} (uma q)

Resposta:

$Zn (s) │ {Zn}^{2+} (uma q) ║ {Sn}^{4+} (uma q), {Sn}^{2+} (uma q) │ Pt (s)$