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Relatório Células Galvânica e Eletroquímica

Por:   •  9/9/2019  •  Relatório de pesquisa  •  1.780 Palavras (8 Páginas)  •  6 Visualizações

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RESUMO

As células galvânicas são células eletroquímicas em que uma reação redox espontânea produz corrente elétrica. Uma segunda espécie importante de células eletroquímicas são as células eletrolíticas, em que a corrente elétrica é usada para direcionar uma reação não espontânea, esse processo se chama eletrólise. Realizou-se a montagem das duas células citadas acima e realizou-se os cálculos relacionados as células.

INTRODUÇÃO

Células galvânicas

A pilha galvânica tem energia proveniente de uma reação de oxirredução espontânea. Estas reações não ocorrem com contato direto dos agentes oxidantes e redutores, a partir disto são representadas as semi-reações que ocorrem em cada um dos eletrodos. ([1], [2])

A reação de oxidação ocorre no ânodo, onde os elétrons são liberados. Já no cátodo acontece a redução, em que os elétrons são recebidos por meio de uma ponte salina. ([2])

As pilhas galvânicas são constituídas por dois eletrodos (positivo e negativo) submergidos no seio de um eletrólito, conectados por meio de um condutor, onde uma corrente elétrica o percorre até quando ocorre a dissolução completa do ânodo. ([2], [3])

Um exemplo de célula galvânica é a feita com ferro e cobre, onde as semi-reações são:

Fe(s)→Fe2+(aq)+2 e-

Cu2+(aq)+2 e-→Cu(s)

A reação global da célula é:

Fe(s)+ Cu2+(aq) → Fe2+(aq)+ Cu(s)

Nessa reação, os elétrons são transferidos do ferro para íons cúpricos, ou, em outras palavras, o ferro se oxida e o cobre se reduz. Se separarmos, agora, essas duas semi-reações, imergindo o pedaço de ferro em uma célula contendo solução de sal ferroso e colocando a solução de sulfato cúprico em outra célula ligando-se as duas meia-células, por meio de uma ponte salina e condutores metálicos adequados, teremos uma pilha galvânica, como mostra a figura abaixo. ([3])

(https://www.engquimicasantossp.com.br/2015/06/pilha-galvanica-ou-voltaica-celula.html)

É possível determinar antecipadamente a corrente elétrica que a célula irá gerar, por meio de uma tabela que contém os potenciais padrão de cada semi-reação. Lembrando que a tabela possui os valores de redução, e se ocorrer a oxidação o sinal do potencial padrão deve ser alterado.

Por exemplo:

Fe(s)→Fe2+(aq)+2 e- E°= +0,44 V

Cu2+(aq)+2 e-→Cu(s) E°= +0,34 V

A partir dos potenciais das semi-reações temos o potencial total, que no exemplo acima será +0,78 V, que é a soma de ambos os potenciais.

A aplicação dos potenciais padrão só pode ser aplicados em condições padrões, ou seja, temperatura de 25 °C, pressão de 1 atm e concentração de 1,0 molar. Quando a célula não se encontra nessas condições utiliza-se a equação de Nernst, que consiste em:

E= Potencial em condições não padrão

E°= Potencial em condições padrão

R= Constante universal dos gases

T= Temperatura (K)

N= número de elétrons transferidos

F= Constante de Faraday

Q= Quociente da reação

([4], [5])

Células eletrolíticas

Assim como a célula galvânica, a célula eletrolítica também possui dois eletrodos (negativo e positivo), onde ocorre reações de oxirredução. O que diferencia a célula eletrolítica da galvânica é a forma que as reações ocorrem, na célula galvânica a reação é espontânea, ou seja, não precisa de potencial externo para ocorrer, já a célula eletrolítica a reação é não espontânea, ou seja, precisa de um potencial externo para acontecer. ([6])

O potencial padrão das células eletrolíticas a partir da tabela de potenciais de redução resultam em um valor negativo, que é o valor que deve ser aplicado externamente para que a reação ocorra.

Por exemplo a reação entre o cloro e o hidrogênio:

2Cl-(aq)→Cl2(g)+ 2e- E°= -1,36 V

2H+(aq)+ 2e-→ H2(g)

...

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