Células e meias células eletroquímicas

Essas meias células são então conectadas usando uma chave eletrolítica. É usado para permitir o fluxo de elétrons e, assim, manter o contato elétrico entre os eletrodos. Esquematicamente, a construção de uma célula galvânica pode ser descrita da seguinte forma: ânodo | eletrólito anódico || eletrólito cátodo | cátodo Em tais notações, as linhas verticais indicam os limites de fase e as linhas duplas indicam a chave eletrolítica. Além disso, deve-se atentar para a ordem em que os reagentes são anotados, começando sempre pela reação de redução da esquerda, seguida pela reação de oxidação.

Energia na célula

Nas células galvânicas, a energia é gerada como resultado de reações químicas espontâneas. Um dispositivo com aplicação semelhante, mas em que a reação é forçada pela aplicação de uma fonte DC externa, é o eletrolisador. Como o nome sugere, ele conduz os processos de eletrólise. Todas as baterias disponíveis são células galvânicas. São células secas, células de mercúrio, baterias de níquel-cádmio, que são usadas para alimentar dispositivos elétricos. As reações espontâneas que ocorrem dentro deles ocorrem devido à introdução de substâncias apropriadas no processo de produção.

As reações nos eletrodos

Durante a operação da célula, processos de oxidação e redução ocorrem em eletrodos individuais. Os elétrons liberados durante a oxidação, presentes em uma única meia-célula, fluem para a outra meia-célula, onde provocam uma reação de redução. O eletrodo no qual ocorre a redução é chamado de cátodo, enquanto o ânodo é o eletrodo no qual ocorre a oxidação. Visualmente, o ânodo sempre tem um sinal negativo e os elétrons do ânodo fluem para o cátodo com um sinal positivo. Uma vez que a carga positiva corresponde a um valor potencial mais elevado, o cátodo apresenta um potencial mais elevado do que o ânodo.

Meias-células

Uma meia-célula pode ser composta de pelo menos duas fases. Um deles, o eletrodo, conduz elétrons. O segundo é responsável pela condutividade iônica e está presente na forma de eletrólito em solução ou em estado fundido. No limite dessas fases, há um arranjo específico de elétrons, íons e dipolos determinados por interações eletrostáticas, às vezes também combinadas com a adsorção de íons e moléculas de dipolo.

Meias-células tipo I

As meias células do tipo I incluem todas as meias células mais comuns, que são formadas como resultado da introdução de um eletrodo metálico em uma solução salina que contém cátions do mesmo metal. Exemplos de tais sistemas são: a meia célula de zinco Zn ²⁺ |Zn e a meia célula de cobre Cu ²⁺ |Cu. Este tipo de meia-célula também é conhecido como catiônico reversível, porque a reação mediada por cátions se equilibra na superfície do eletrodo. As meias-células de gás pertencem às meias-células do tipo I. Nesses sistemas, o gás está em equilíbrio com seus íons na presença de um metal quimicamente inerte. Seu papel é transferir elétrons sem ser um reagente na reação. No entanto, pode ser o seu catalisador. Para este propósito, a platina é freqüentemente usada. O exemplo mais importante de meia-célula de gás é a meia-célula de hidrogênio. Uma corrente de hidrogênio gasoso passa por uma solução aquosa contendo íons H ⁺ . A notação simbólica da meia-célula é a seguinte: Pt | H ₂ (g) | H ⁺ (c) Esta é uma meia-célula importante em um contexto de pesquisa porque seu potencial padrão é considerado igual a 0 V. Isso se deve à atividade do hidrogênio e dos íons de hidrogênio iguais a um. Assim, o eletrodo de hidrogênio é usado como eletrodo de referência padrão. Os potenciais de outras meias-células são determinados em relação ao potencial do eletrodo de hidrogênio. É também um eletrodo catiônico reversível. Em contraste, outros eletrodos gasosos podem estabelecer um equilíbrio com o ânion. Daí seu nome – eletrodos reversíveis de ânions. Essas meias células incluem, por exemplo: Cl ₂ (g)|Cl ^– (c)

Meias-células tipo II

O próximo tipo de meia-célula tem uma estrutura composta de metal, que é coberta por uma camada porosa de um sal pouco solúvel desse metal. Tal sistema é imerso em uma solução de um sal altamente solúvel tendo o mesmo ânion que o sal pouco solúvel. Este esquema é indicado como: metal | sal pouco solúvel | ânion comum, por exemplo: Ag | AgCl | Cl ^– São eletrodos reversíveis de ânions comuns e seu potencial depende da atividade desses íons, neste caso cloreto. Devido ao fato de que os eletrodos do tipo II são caracterizados por reversibilidade, durabilidade e potencial constante, eles são frequentemente usados como eletrodos de referência ao medir os potenciais de outras meias-células. Dois deles são mais comumente usados para esse fim – o já mencionado eletrodo de cloreto de prata e o eletrodo de calomelano feito de mercúrio coberto com pasta de calomelano com uma mistura de mercúrio imerso em uma solução contendo ânions cloreto: Hg | Hg ₂ Cl ₂ | ^Cl-

Meias-células redox

Apesar do nome um tanto enganoso, uma vez que todas as meias-células são caracterizadas por reações redox, este grupo é reservado para meias-células nas quais um metal quimicamente inativo (Pt, Au) é imerso em uma solução contendo uma substância nas formas oxidada e reduzida . Um exemplo é a meia-célula de quinidrona, feita de um eletrodo de platina imerso em uma solução de quinidrona. Tal solução contém o mesmo número de moles de quinona e hidroquinona.

Tipos de células

As células mais simples consistem em meias células com o mesmo eletrólito. No entanto, também existem aqueles em que as meias-células individuais contêm soluções diferentes. Um exemplo de tal célula é a célula de Daniell, cujo esquema pode ser observado a seguir: Zn | Zn ²⁺ || Cu2 ⁺ | Cu O ânodo é feito de um eletrodo de zinco imerso em uma solução aquosa de sulfato de zinco, enquanto o ânodo é um eletrodo de cobre imerso em uma solução aquosa de sulfato de cobre . Ambas as meias células são conectadas com uma chave eletrolítica e não estão em contato direto uma com a outra. As células podem ser divididas em células químicas e de concentração. Nas células químicas, o processo espontâneo é uma reação de oxidação-redução, na qual a energia de uma reação química é convertida em energia elétrica. As células de concentração são caracterizadas pelo uso dos mesmos eletrodos e eletrólitos de diferentes concentrações. Depois que essas meias células são curto-circuitadas, ocorre um processo espontâneo para equalizar as concentrações. O processo é a fonte de trabalho elétrico. Existem também células de concentração de eletrodos onde os eletrodos gasosos diferem em concentração uns dos outros, por exemplo, eletrodos gasosos que diferem na pressão do gás. Estes também podem ser eletrodos de amálgama com diferentes concentrações de amálgama.