UNIVERSIDADE FEDERAL DA PARAÍBA CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA NATUREZA DEPARTAMENTO DE QUIMICA DISCIPLINA: FÍSICO-QUÍMICAII

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1 UNIVERSIDADE FEDERAL DA PARAÍBA CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS E DA NATUREZA DEPARTAMENTO DE QUIMICA DISCIPLINA: FÍSICO-QUÍMICAII ALUNA: VALDICLÉA MOTA DOS SANTOS PROFESSORA: CLAUDIA BRAGA SEMINÁRIO DE FISICO QUÍMICA II Célula Galvânica João Pessoa, 14 de julho de 2009

2

3 Pilha, célula galvânica, ou ainda pilha voltaica é um dispositivo que utiliza reações de óxido-redução para converter energia química em energia elétrica. A denominação de célula galvânica é uma homenagem ao biólogo Luigi Galvani que na segunda metade do século XVIII começou a pesquisar a aplicação terapêutica da eletricidade.

4 Consideremos a reação de oxi-redução Equação simplificada: Zn 0 + CuSO 4 ZnSO 4 + Cu 0 Zn 0 (s) + Cu2+ Zn 2+ + Cu 0 (s) A reação é espontânea; o zinco é oxidado e os íons cúpricos são reduzidos. O catodo é positivo (redução) cobre. O anodo é negativo (oxidação) zinco.

5 De acordo com a figura abaixo;

6 Os elétrons liberados no eletrodo onde há oxidação (ânodo) passam pelo circuito externo (fio de cobre, por exemplo) para o eletrodo onde há redução (cátodo). Por exemplo, a reação: 2 Ag + (aq) + Cu (s) Cu Ag (s) pode ser obtida pela adição das semi - reações eletródicas: Ânodo (oxidação): Cu (s) Cu 2+ (aq) + 2 e- Cátodo (redução): Ag + (aq) + e- Ag (s)

7 À esquerda, temos um eletrodo de prata mergulhado em uma solução de AgNO 3. Enquanto à direita um eletrodo de cobre está imerso em solução de Cu(NO 3 ) 2. Quando fechamos a chave completando o circuito, ocorre espontaneamente a redução do Ag + para Ag no béquer à esquerda, enquanto a oxidação do Cu para Cu 2+ acontece espontaneamente no bécher à direita. Por causa da natureza das reações envolvidas, podemos identificar o catodo como sendo o eletrodo de prata e o ando o eletro de cobre. As duas soluções estão conectadas através de um circuito elétrico externo, e também por uma ponte salina.

8 As células galvânicas podem ser representas através de uma forma simples chamada diagrama de célula. Cu (s) Cu 2+ (aq) Ag + (aq) Ag

9 Potencial padrão potencial padrão Eº = de redução da de redução substância reduzida substância oxidada Obs.: É impossível, no entanto,medir o potencial (E) de um eletrodo isolado, pois a oxidação e redução ocorrem simultaneamente. O que se faz é comparar o potencial de diferentes eletrodos com o de um determinado eletrodo, que serve com referência. Por convenção foi escolhido como referência o eletrodo padrão de hidrogênio, nas condições- padrão (25ºC e 1atm), ao qual foi atribuído o valor (Eº =zero). De acordo com a figura abaixo.

10 Para fazer essa medição, o gás hidrogênio é borbulhado sobre a lâmina de platina numa solução ácida em que a concentração de H + é 1,0 molar. Na superfície da lâmina de platina, pode ocorrer tanto a reação de redução: 2H + (aq) + 2e - H 2(g) E = 0,0 volt Como também a de oxidação: 2H + (g) H 2(aq) + 2e - E = 0,0 volt

11 A figura abaixo ilustra a ligação de um eletrodo de hidrogênio a uma meia célula de cobre, formando uma célula galvânica.

12 Os potenciais celulares nos permitem prever a espontaneidade de reações redox. Existe uma relação entre o potencial celular e a variação de energia livre em um processo. O G é, para uma reação, uma medida do máximo trabalho útil que pode ser obtido a partir de uma reação química. Temos que - G = trabalho máximo

13 Trabalho máximo = nfe cel (Eq.2) Onde: n - número de moles de elétrons transferido F - constante de Faraday (9,65 x 10 4 coulombs por mol de elétrons) E cel - é potencial, em volts, da célula G = -nfe cel (Eq.3) Se estivermos trabalhando com o potencial celular normal, podemos calcular a variação normal de energia livre. G 0 = -nfe º cel (Eq.4)

14 Sabemos que Gº também está relacionado à constante de equilíbrio pela expressão. Onde: Gº = -RTlnK c K c constante de equilíbrio, pois as reações eletroquímica ocorrem em solução. E Gº também está relacionado a Eº cel Gº = -nfe º cel

15 Logo, existe também uma relação entre Eº cel e a constante de equilíbrio. Igualando os lados direitos das duas equações anteriores e tirando o valor de Eº cel temos, Onde; T a temperatura absoluta em Kelvin, Coulombs por mol de elétrons, n é o numero de moles de elétrons transferido durante a reação.

16 Podemos utilizar a termodinâmica para calcular o efeito da concentração sobre o potencial celular. A variação de energia livre está relacionada ao quociente de reação Q pela equação; Substituindo as expressões para G e Gº das Equações 3 e 4 na expressão acima temos;

17 Algumas células galvânicas possuem aplicações industriais ou domésticas. Incluem-se, entre essas, pilhas para rádios portáteis, calculadoras, aparelhos para surdez e outros como: A bateria acumuladora de chumbo A célula seca de zinco-carbono A bateria de óxido de prata Células de combustível A célula acumuladora de níquel-cádmio e outras.

18 Pilhas e baterias podem causar sérios prejuízos ao meio ambiente e a saúde da população. Para ajudar no destino final desses produtos, o Conselho Nacional do Meio Ambiente, estabeleceu uma resolução que determina aos comerciantes que façam a coleta. Se no início, as pilhas e baterias eram consideradas solução para todos os produtos modernos, no final das contas, elas podem se tornar um grande problema. Em contato com a água e outros organismos vivos, os metais que compõem esses produtos formam uma cadeia de contaminação.

19 Materiais 4 limões 4 lâminas de cobre conectadas a um fio encapado 4 lâminas de zinco conectadas a um fio encapado. Uma calculadora Procedimento Limpe as lâminas e introduza a metade de cada uma delas em um limão, de tal modo que as lâminas não se toquem e ligados em série. Conecte as extremidades dos fios às ligados às lâminas na calculadora no lugar das pilhas e observe o que acontece.

20 Atkins Físico química, Atkins Peter, Paula de J., Sétima ed., vol. 1, ed. LTC. Russell, John B., Química Geral, ed. McGraw- Hill. Brady,Russell, Holum, A matéria e suas transformações. Ed. 3ª. Vol.2, Ed. LTC. Química, Ricardo Feltre, vol. 2, ed. Moderna, 6ª ed.

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