Bom, precisamos agora entender como funcionam!
1. CÉLULAS VOLTAICAS SIMPLES
Usemos uma reação entre cobre metálico e íons de prata como base de uma célula voltaica. Para tanto, colocamos os componentes de cada meia-célula em compartimentos separados (Figura 1.1). Isso impede que o cobre metálico transfira elétrons diretamente para os íons prata. Em vez disso, os elétrons são transferidos por meio de um circuito externo, e torna-se possível realizar trabalho útil.
Figura 1.1: Célula voltaica que usa duas meias-células de Cu(s) +2Ag+(aq) Cu2+(aq) + 2Ag(s)
A meia-célula de cobre (à esquerda na Figura 1.1) contém cobre metálico que atua como um eletrodo e uma solução que contém íons de cobre(II). A meia-célula da direita utiliza um eletrodo de prata e uma solução contendo íons de prata(I). algumas características importantes dessa célula são:
As duas meias-células são conectadas por uma ponte salina que permite a passagem de cátions e de ânions entre as duas meias-células. O eletrólito escolhido para ponte salina deve conter íons que não reagem com os reagentes químicos da célula. No exemplo da Figura 1.1, usa-se NaNO3.
Em todas as células eletroquímicas, o ânodo é o eletrodo no qual ocorre oxidação. O eletrodo em que ocorre redução é sempre o cátodo. (Na Figura 1.1, o eletrodo de cobre é o ânodo, e o eletrodo de prata o cátodo).
Um sinal negativo pode ser atribuído ao ânodo em uma célula voltaica, e o cátodo é marcado com um sinal positivo. A oxidação química ocorre no ânodo, que produz elétrons, dá a ele carga negativa. A corrente elétrica no circuito externo consiste em elétrons que se movem do eletrodo negativo para o positivo, ou seja, do ânodo para o cátodo.
Na ponte salina, os cátions movem-se do ânodo para o cátodo, e os ânions movem-se do cátodo para o ânodo.
A química ocorre na célula mostrada na Figura 1.1 pode ser resumida nas seguintes semi-reações e equação iônica global:
Cátodo, redução: 2 Ag+(aq) + 2e- 
2Ag(s) [1.1]
2Ag(s) [1.1]Ânodo, oxidação: Cu(s) Cu2+(aq) + 2e- [1.2]
Cu2+(aq) + 2e- [1.2]Equação iônica global: 2Ag+(aq) + Cu(s) Cu2+(aq) + 2Ag(s) [1.3]
Cu2+(aq) + 2Ag(s) [1.3]A ponte salina é necessária para que a reação ocorra em uma célula voltaica. Na célula Cu/Ag+, ânions movem-se ao longo da ponte na direção da meia-célula de cobre, e cátions movem-se em direção à meia-célula de prata (Figura 1.1). À medida que se formam íons Cu2+(aq) na meia-célula de cobre por causa da oxidação, íons negativos entram na célula pela ponte salina (e íons positivos deixam a célula), de modo que o número de cargas positivas e negativas na meia-célula permanece balanceado. Da mesma maneira, na meia-célula de prata, íons negativos deixam a meia-célula por meio da ponte salina, e íons positivos entram na célula à medida que os íons Ag+(aq) são reduzidos a prata metálica (Ag0). Um circuito completo é necessário para que haja fluxo de corrente. Se a ponte salina é removida, o circuito não fica completo, e as reações nos eletrodos cessam.
Na Figura 1.1, os eletrodos estão conectados por meio de fios a um voltímetro. As conexões poderiam alternativamente ser feitas com uma lâmpada ou qualquer outro dispositivo que utilize eletricidade. Elétrons são produzidos na oxidação do cobre, e íons Cu2+(aq) passam para a solução. Os elétrons percorrem o circuito externo ate o eletrodo de prata, onde reduzem íons Ag+(aq) a Ag0(s). para balancear a redução e a oxidação, dois íons Ag+(aq) são reduzidos para cada íon Cu2+(aq) formado.
2. CÉLULA VOLTAICA COM ELETRODOS INERTES
Nas meias-células descritas ate aqui, o metal usado eletrodo é também um reagente ou um produto da reação redox. Nem todas semi-reações, porem, envolvem um metal como reagente ou produto. À exceção de carbono na forma grafite, a maioria dos não-metais é inadequada para o uso como material de eletrodo porque não conduz eletricidade. Não é possível construir um eletrodo com um gás, um liquido ou uma solução. Sólidos iônicos não produzem eletrodos[1] satisfatórios porque os íons estão fortemente presos no reticulo cristalino, e esses materiais não conduzem eletricidade.
Nas situações em que os reagentes e os produtos não podem ser usados como material de eletrodo, deve-se usar eletrodos inertes. Esses eletrodos são construídos com materiais capazes de conduzir corrente elétrica, mas que não são oxidados nem reduzidos na célula.
Considere a construção de uma célula voltaica que acomode a seguiunte reação produto-favorecida:
2 Fe3+(aq) + H2(g) 2 Fe2+(aq) + 2 H+(aq) [2.1]
2 Fe2+(aq) + 2 H+(aq) [2.1]Semi-reação de redução: Fe3+(aq) + e- Fe2+(aq) [2.2]
Fe2+(aq) [2.2]Semi-reação de oxidação: H2(g) 2 H+(aq) + 2 e- [2.3]
2 H+(aq) + 2 e- [2.3]Tanto os reagentes como os produtos não podem ser usados como material de eletrodo. Portanto, ambas as meias-células são construídas de modo que os reagentes e os produtos estejam em contato com um eletrodo como o grafite, em que eles possam aceitar ou doar elétrons. O grafite é comumente utilizado como material de eletrodo: é um bom condutor de eletricidade, é barato (característica essencial em células de uso comercial) e não oxida facilmente nas condições encontradas na maioria das células. Platina e ouro são também de uso comum em experimentos de laboratório, pois ambos são quimicamente inertes na maioria das circunstâncias. Porem, eles são geralmente muito caros para o uso em células de uso comercial.
O Eletrodo de Hidrogênio (Figura 2.1) é particularmente importante no campo da eletroquímica porque é utilizado como referência na atribuição da voltagem de células. O eletrodo em si é a Platina, escolhida porque o hidrogênio é adsorvido na superfície do metal. Em operação, borbulha-se hidrogênio sobre o eletrodo e extensa superfície maximiza o contato entre o gás e o eletrodo. A solução aquosa contem H+(aq). As semi reações que envolvem H+(aq) e H2(g):
2 H+(aq) + 2 e- H2(g) [2.4]
H2(g) [2.4]ocorrem no eletrodo de platina, e os elétrons envolvidos na reação são conduzidos ou removidos no sitio da reação
Uma meia-célula que utiliza redução de Fe3+(aq) a Fe2+(aq) também podem ser construídas com um eletrodo de platina. Nesse caso, a solução ao redor deve contém íons de ferro nos dois estados de oxidação. A transferência de elétrons para ou a partir do reagente ocorre na superfície do eletrodo. Uma célula voltaica que envolve a redução de Fe3+(aq)(0,1M) a Fe2+(aq)(0,1M) com gás H2 é mostrada na Figura 2.2. Nela, o eletrodo de hidrogênio é o ânodo (H2 é oxidado a H+), e o compartimento que contém ferro é o cátodo (Fe3+ é reduzido a Fe2+). A célula gera 0,77 V.
[1] Eletrodos são feitos de materiais que conduzem eletricidade. Se um dos reagentes é um metal, este metal pode ser utilizado como eletrodo. O grafite, também É um bom condutor.
BIBLIOGRAFIA
1. KOTZ, John C.; TREICHEL, Paul M. Jr. Química Geral 2 e Reações Químicas. 1ª Edição, São Paulo: Thomson Learning, 2007. (pág. 220 a 230)
tente botar palavras especificos pra pessoa entender
ResponderExcluirÉ que este é um trecho do referido livro, mas vou tentar refaze-lo de forma mais fácil e repostarei.
ResponderExcluir=D