Células Eletroquímicas

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Teoria

Nas Célula Eletroquímica, também chamadas de pilha, podemos transformar energia química em energia elétrica por meio de reações de oxirredução. Aqui temos uma reação espontânea, isso significa que o elemento com maior potencial de redução irá reduzir e o com o menor potencial irá oxidar!

Se liga nesse exemplo de pilha:

Célula Eletroquímica
Célula Eletroquímica

Cada bécher é uma semi-célula, em uma semi-célula irá ocorrer a reação de redução e em outra a reação de oxidação. Essas reações ocorrem na nos eletrodos que devem estar ligados entre si para permitir a passagem de corrente elétrica!

Chamamos a semi-célula onde ocorre a oxidação de anodo e de cátodo onde ocorre a redução. No nosso exemplo o zinco irá se oxidar, logo ele será o ânodo e o cobre irá se reduzir, então ele será o cátodo! Podemos escrever as seguintes semirreações:

Semirreações de oxirredução da pilha
Semirreações de oxirredução da pilha

Bora ver um resuminho de tudo que tem na célula eletroquímica, pra ficar mais claro:

  • As semi-células são chamadas de ânodo e cátodo;
    • No ânodo ocorre a oxidação das espécies e ele é negativo;
    • No cátodo ocorre a redução das espécies e ele é positivo;
  • A corrente elétrica sai do polo negativo (ânodo) e vai para o polo positivo (cátodo);
  • A ponte salina contem uma solução eletrolítica que serve para manter o equilíbrio eletroquímico na célula eletroquímica, nela os ânions migram para o ânodo e os cátions migram para o cátodo.

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-SOCORRO, QUANTA INFORMAÇÃO…PRA QUE SERVE A PONTE SALINA MESMO? E ESSA SOLUÇÃO COM ? 😖😖😖

Fica tranquilo que a gente vai destrinchar cada partezinha da célula eletroquímica pra não ficarem dúvidas! Bora lá?! 👇

Representação Esquemática da Pilha

Existe uma forma prática de representar a pilha que você vai encontrar muito nos exercícios, então é bom conhecer ela bem! Além disso não faz sentido ficar desenhando o equeminha toda hora 🤣🤣🤣🤣


De uma forma geral, temos:

âá


Esses dois tracinhos representam a ponte salina. Para o nosso exemplo, o esquema fica assim:

O que essa representação diz pra a gente é: O zinco sai do seu estado sólido com NOX igual a zero e vira um íon de carga , enquanto o cobre sai de , reduz virando cobre metálico .

É só ler assim que não tem erro! Lembrando que a gente tem que ser capaz de entender toda a reação só de olhar para o esqueminha!


Quando as soluções forem a gente pode omitir suas concentrações e escrever:

Agora a gente vai destrinchar todos os elementos da célula eletroquímica, entender a fundo como ela funciona e como podemos calcular sua diferença de potencial! Que tal começar assistindo esse vídeo super completo que o Responde Aí preparou pra você! 🧡 👇

Ponte Salina

A ponte salina tem o papel de manter a reação de oxirredução acontecendo na célula eletroquímica!

Vimos que o íon de cobre sai da solução e vira cobre metálico, então com o passar do tempo, a massa do eletrodo de cobre ira aumentar. Com o zinco acontece o movimento contrário, ele se oxida se transformando em íons de zinco na sua forma aquosa, com isso a massa do eletrodo de zinco irá diminuir. Como resultado disso, com o passar do tempo teremos uma solução com excesso de íons de zinco e falta de íons de cobre. Gerando um desequilíbrio na reação, o que faz a reação parar!

Para resolver esse problema colocamos uma ponte salina, que é um tubo de vidro, preenchido com uma solução salina, geralmente cloreto de potássio. A ponte salina permite que o íon positivo da sua solução migre para a esquerda equilibrando o excesso de , equanto o migra para a direita, junto do .

Potencial dos Eletrodos

A força motriz da reação é a diferença de potencial entre os eletrodos, é isso que vai fazer a reação acontecer. Para descobrirmos essa diferença de potencial experimentalmente, podemos colocar um voltímetro entre as células.

Mas quando trabalhamos em condições padrão, isso é, com soluções a e na temperatura de , podemos calcular a ddp usando valores tabelados de potencial padrão dc oxirredução, com a seguinte fórmula:

Como estamos falando de uma reação espontânea, então o valor da diferença de potencial será sempre positiva.

Ponte Salina

Potencial dos Eletrodos

Exercícios Resolvidos

Exercício Resolvido #1

Considere uma pilha galvânica em que ocorra a reação global:

  N i ( a q ) 2 +   +   F e ( s )   →   N i ( s )   +   F e ( a q ) 2 +  

Desenhe um esquema dessa pilha, indicando o ânodo e o cátodo, os polos positivos e negativos e a direção do fluxo de elétrons.

Passo 1

O problema da pra a gente a reação química da pilha:

N i ( a q ) 2 +   +   F e ( s )   →   N i ( s )   +   F e ( a q ) 2 +  

O que a gente vê é o níquel saindo do estado de oxidação 2 + e indo para o 0 , enquanto o Ferro esta saindo da sua forma fundamental com NOX zero e indo para F e 2 + !

Se o níquel esta reduzindo ele vai ser o cátodo, o ferro por sua vez é o ânodo da onde os elétrons vão sair e ir em direção ao a semi célula de níquel!

Quando a gente coloca isso em um esqueminha, a gente fica com:

Show?!!

Resposta

Exercício Resolvido #2

Pronha um diagrama ds pilhas abaixo:

  1. Z n ( s )   +   C u S O 4 ( a q )     Z n S O 4 ( a q )   +   C u ( s )  
  2. 2 A g C l s   +   H 2 g     2 H C l ( a q )   +   2 A g ( s )  
  3. 2 H 2 g + O 2 g     2 H 2 O ( l )

Passo 1

Vamos nessa! O diagrama da pilha tem essa forma geral:

â n o d o | | c á t o d o  

Então, tudo o que precisamos fazer é indicar quem ta se oxidando (ânodo) e quem ta reduzindo (cátodo) em cada reação dada!

Vamos colocar a mão na massa então! Começando pela letra (a):

Z n ( s )   +   C u S O 4 ( a q )     Z n S O 4 ( a q )   +   C u ( s )  

O zinco esta saindo do NOX zero e indo pro NOX 2 + , ele vai ser então nosso ânodo e o cobre que esta saindo de C u 2 + e indo pra C u 0 , ficamos com:

Z n ( s )   | Z n S O 4 a q | | C u S O 4 a q |   C u ( s )  

Passo 2

A próxima reação é:

2 A g C l s   +   H 2 g     2 H C l ( a q )   +   2 A g ( s )

Aqui temos a prata reduzindo e o hidrogênio oxidando, porém como a gente tem um ânodo gasoso vamos precisar de um eletrodo inerte. Vamos usar o eletrodo de platina aqui e representamos ele a esquerda da equação, assim:

P t ( s )   | H 2 g | H C l ( a q )   | | A g C l s   |   A g ( s )  

Passo 3

E agora a gente tem essa reação aqui:

2 H 2 g + O 2 g     2 H 2 O ( l )

O hidrogênio ta oxidando enquanto o oxigênio esta reduzindo! Mas ta meio confusa essa parada ai, não ta?!

Vamos escrever então as semi reações..

Consultando a tabelinha de potêncial padrão a gente acha essas semi reações:

2 H ( a q ) + + e - → H 2 ( g )      

O 2 ( g ) + 4 H a q + + 4 e - → 2 H 2 O ( l )      

Beleza! Se tem gás em ambos os lados, vamos precisar de dois eletrodos inertes! Além disso as reações compartilham a espécie H + , a representação fica então:

P t ( s )   | H 2 g | H ( a q ) +   | O 2 g   |   P t ( s )

E é só isso =)

Resposta

  1. Z n ( s )   | Z n S O 4 a q | | C u S O 4 a q |   C u ( s )  
  2. P t ( s )   | H 2 g | H C l ( a q )   | | A g C l s   |   A g ( s )  
  3. P t ( s )   | H 2 g | H ( a q ) +   | O 2 g   |   P t ( s )

Exercício Resolvido #3

Considere a representação da pilha abaixo:

Z n ( s ) | Z n a q 2 +   | | C u | C u ( a q ) 2 +

Explique o significado dessa representação?

Passo 1

A gente tem uma representação de uma reação de oxiredução, que nada mais é do que uma pilha!

Do lado direito a gente tem as duas espécies de zinco presentes na solução Z n ( s ) e Z n 2 + e isso significa que o zinco esta indo do estado de oxidação zero, para o + 2 , logo ele esta se oxidando e é o ánodo.

No meio temos dois traços que representa a ponte salina, responsável pelo equilíbrio de cargas.

E por fim o C u | C u + representa a redução do cobre, pois ele esta indo do NOX + 2 para o NOX zero!

Resposta

Ei, a resposta está no passo a passo :)

Exercício Resolvido #4

Em uma pilha a reação é:

M n ( s )     +   C l 2 ( g )     M n C l 2 ( a q )

Se potencial padrão da pilha é igual a 2,54   V e o potêncial de redução do cloro é 1,3604   V . Deduza o potencial padrão do par M n 2 +   / M n . Resp. –1,18 V

Passo 1

O problema nos da uma reação de oxirredução de uma pilha:

M n ( s )     +   C l 2 ( g )     M n C l 2 ( a q )

E pede o potencial padrão de redução do magnésio!

A gente sabe o potêncial padrão da pilha e de redução do cloro, então a gente vai usar essa fórmula aqui:

E ° = E ° m a i o r - E ° m e n o r

Mas quem é o E ° m a i o r e o E ° m e n o r ?!

O enunciado fala que essa reação representa uma pilha portanto ela acontece espontaneamente, logo quem ta reduzindo tem necessáriamente um valor de potencial maior..e consequentemente o que se oxida, menor!

Passo 2

Se mangésio esta se oxidando e o cloro se reduzindo, então temos:

E ° = E ° C l -   / C l - E ° M n 2 +   / M n

Issolando o potencial de redução do magnésio:

E ° M n 2 +   / M n = E ° C l -   / C l - E °

Podemos substituir os dados:

E ° M n 2 +   / M n = 1,3604 - 2,54   V

E é só calcular:

E ° M n 2 +   / M n = - 1 , 18   V

Tranquilinho, viu?!

Resposta

E ° M n 2 +   / M n = - 1,18   V

Exercício Resolvido #5

  1. (Adaptada) Considere as seguintes reações de oxidação-redução. Escreva suas semi reações de redução e calcule seus potenciais padrão.
  1. S n 4 + + H 2 ( g ) → S n 2 + + 2 H +  
  2. 2 H + +     S n ( s ) ↔   H 2 ( g ) + S n 2 +
  3. A g + + F e 2 → A g ( s ) + F e 3 +

Passo 1

O potencial padrão é calculado a partir do potencial de cada semi célula, assim:

E ° r e d = E ° r e d , m a i o r - E ° r e d , m e n o r

Vamos olhar a primeira reação:

S n 4 + + H 2 ( g ) → S n 2 + + 2 H +  

Temos a redução do estanho e a oxidação do hidrogénio, consultando a tabelinha de potenciais padrão, temos:

S n 4 + + 2 e - → S n 2 +   E ° = 0,15   V

2 H ( a q ) + + e - → H 2 ( g )     E ° = 0,00 V  

Podemos então calcular E ° :

E ° r e d = 0,15   V - 0,00 V = 0,15   V

O potencial da célula é exatamente o potencial de redução da semi reação de estanho, que é exatamente o método que é utilizado para determinar o potencial da meia célula!

Passo 2

Agora a gente faz a mesma coisa para as próximas reações!

A nossa próxima reação é:

2 H + +     S n ( s ) ↔   H 2 ( g ) + S n 2 +

Dessa vez o hidrogênio reduz e o estanho oxida, suas semi reações são:

2 H ( a q ) + + e - → H 2 ( g )   E ° = 0,00 V    

  S n 2 + + 2 e -   → S n ( s )   E ° = - 0,141   V

Calculando o E ° :

E ° r e d = 0 , 00 V - - 0,141   V = 0,141 V

E agora a última reação:

A g + + F e 2 + → A g ( s ) + F e 3 +

Suas semi reações são:

A g + + e - → A g ( s )   E ° = 0,7993   V

F e 3 + + e - → F e 2 +               E ° = 0,771   V

Calculamos o potencial da pilha:

E ° = 0,7993 V - 0,771 V =

Uhuuul!!!

Resposta

  1. S n 4 + + 2 e - → S n 2 +  

    2 H ( a q ) + + e - → H 2 ( g )  

    E ° r e d = 0,15   V

2 H ( a q ) + + e - → H 2 ( g )  

  S n 2 + + 2 e -   → S n ( s )  

E ° r e d = 0,141 V

(c)

A g + + e - → A g ( s )  

F e 3 + + e - → F e 2 +

E ° r e d = 0 , 0283   V

Exercícios de Livros Relacionados

O que a condição de equilíbrio em uma reação de oxidação-redução apresenta como característica específica?
Para uma reação de oxidação-redução, diferencie brevemente entre: (a) equilíbrio e equivalência. (b) um indicador redox verdadeiro e um indicador específico.
Defina brevemente o potencial de eletrodo de um sistema que contém dois ou mais pares redox.
Calcule os potenciais das seguintes células. Se a célula estiver em curto-circuito, indique a direção da reação espontânea da célula. (a) Z n Z n 2 + 0,0955m o lL - 1 |C o 2 + 6,78 × 10 3m o lL - 1 |C
Empregue a notação simpliicada (página 473) para descrever as células do Problema 19-9. Cada célula é composta de uma ponte salina para prover o contato elétrico entre as soluções nos seus dois compar