Grade 10
  1. Matéria e suas propriedades  1.1. Estados da matéria  1.2. Propriedades físicas e químicas da matéria  1.3. Classificação de substâncias (elementos, compostos, misturas)  1.4. Mudanças na Matéria (Mudanças Físicas e Químicas)  1.5. Lei da conservação de massa e lei das proporções definidas
  2. Estrutura Atômica  2.1. Desenvolvimento histórico do modelo atômico  2.2. Partículas subatômicas (prótons, nêutrons, elétrons)  2.3. Número atômico, número de massa e isótopos  2.4. Configuração Eletrônica e Níveis de Energia  2.5. Valência, formação de íons e estado de oxidação
  3. Tabela periódica  3.1. História e Desenvolvimento da Tabela Periódica  3.2. Lei Periódica Moderna e Tendências Periódicas  3.3. Grupos e Períodos na Tabela Periódica  3.4. Tendências na Tabela Periódica  3.5. Metais, não-metais, metalóides e suas propriedades  3.6. Gases nobres e sua inércia química
  4. Ligação química  4.1. Formation of Chemical Bonds (Octet Rule)  4.2. Ligação Iônica e Propriedades dos Compostos Iônicos  4.3. Ligações covalentes e propriedades dos compostos covalentes  4.4. Ligação metálica e suas propriedades  4.5. Geometria molecular e teoria VSEPR  4.6. Polaridade e momento dipolar das moléculas  4.7. Forças intermoleculares
  5. Reações Químicas e Equações  5.1. Tipos de Reações Químicas  5.2. Escrevendo e balanceando equações químicas  5.3. Lei da conservação da massa nas reações químicas  5.4. Fatores que Afetam Reações Químicas  5.5. Catalisadores e seu papel nas reações químicas  5.6. Reações Exotérmicas e Endotérmicas
  6. Estequiometria e Cálculos Químicos  6.1. Conceito de mole e número de Avogadro  6.2. Massa Molar e Conversões Grama-Mol  6.3. Fórmula empírica e molecular  6.4. Cálculos estequiométricos e rendimento químico  6.5. Reagentes Limitantes e em Excesso
  7. Ácidos, Bases e Sais  7.1. Propriedades e Definições de Ácidos e Bases (Arrhenius, Bronsted-Lowry, Lewis)  7.2. Escala de pH, pOH e Indicadores  7.3. Reações de neutralização e formação de sais  7.4. Força de Ácidos e Bases (Ácidos e Bases Fortes vs. Fracos)  7.5. Ácidos e Bases Comuns no Cotidiano  7.6. Sais, sua solubilidade e aplicações
  8. Metais e Não-Metais  8.1. Propriedades físicas e químicas dos metais  8.2. Propriedades Físicas e Químicas dos Não-Metais  8.3. Série de reatividade dos metais e reações de deslocamento  8.4. Extração de metais de minérios  8.5. Corrosão, suas causas e prevenção  8.6. Ligas, sua composição e usos
  9. Carbono e seus compostos  9.1. Alótropos do Carbono  9.2. Hidrocarbonetos e sua classificação (alcanos, alcenos, alcinos)  9.3. Grupos funcionais em compostos orgânicos  9.4. Nomenclatura de compostos orgânicos (sistema IUPAC)  9.5. Isomerismo em química orgânica (estrutural e geométrico)  9.6. Reações orgânicas importantes (combustão, adição, substituição, polimerização)  9.7. Aplicações de compostos orgânicos na indústria e na vida diária
  10. Química Ambiental  10.1. Poluição do Ar (Fontes, Efeitos e Controle)  10.2. Poluição da Água (Causas, Efeitos e Soluções)  10.3. Efeito estufa e aquecimento global  10.4. Depleção da camada de ozônio e seus efeitos  10.5. Química Verde e Suas Aplicações  10.6. prática de química sustentável
  11. Termoquímica  11.1. Mudanças de Calor e Energia em Reações Químicas  11.2. Reações Exotérmicas e Endotérmicas  11.3. Entalpia, variação de entalpia e calor de reação  11.4. Capacidade calorífica específica e calorimetria  11.5. Mudanças de Energia em Reações de Combustão
  12. Eletroquímica  12.1. Eletrólitos e não eletrólitos  12.2. Eletrólise e suas aplicações (galvanoplastia, extração de metais)  12.3. Reações redox (oxidação e redução)  12.4. Célula galvânica e série eletroquímica  12.5. Corrosão e métodos de prevenção eletroquímicos
  13. Cinética química e equilíbrio  13.1. Taxa de reações químicas e sua medição  13.2. Fatores que afetam a taxa de reação (catalisador, temperatura, concentração)  13.3. Reações reversíveis e irreversíveis  13.4. Equilíbrio dinâmico e constante de equilíbrio  13.5. Princípio de Le Chatelier e suas aplicações
  14. Gases e Leis dos Gases  14.1. Propriedades dos gases e teoria cinética molecular  14.2. Lei de Boyle (Relação Pressão-Volume)  14.3. Lei de Charles  14.4. Lei de Gay-Lussac  14.5. Lei dos Gases Combinada e Lei dos Gases Ideais  14.6. Gases Reais vs Gases Ideais
  15. Química Nuclear  15.1. Introdução à Radioatividade e Reações Nucleares  15.2. Tipos de decaimento radioativo (alfa, beta, gama)  15.3. Meia-vida e aplicações de isótopos radioativos  15.4. Reações de fissão e fusão nuclear  15.5. Geração de energia nuclear e seu impacto ambiental

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Célula galvânica e série eletroquímica


As células galvânicas, também conhecidas como células voltaicas, são dispositivos usados em eletroquímica para converter energia química em energia elétrica. Este processo ocorre através das reações redox que acontecem nessas células. O conceito de célula galvânica é fundamental para entender como funcionam as baterias e como a eletricidade pode ser gerada a partir de reações químicas.

O que é uma célula galvânica?

Uma célula galvânica consiste em dois metais diferentes conectados por uma ponte salina ou uma membrana porosa. Cada metal é imerso em uma solução de eletrólito. Os dois metais ou eletrodos têm diferentes tendências de perder ou ganhar elétrons. Esta diferença de tendência faz com que os elétrons fluam de um eletrodo para o outro, criando uma corrente elétrica.

Solução de ZnSO4 Solução de CuSO4 Fluxo de E-

Este diagrama mostra uma célula galvânica básica. O zinco (o ânodo) está à esquerda, e o cobre (o cátodo) está à direita, contendo soluções de ZnSO4 e CuSO4, respectivamente. Os elétrons fluem do eletrodo de zinco para o eletrodo de cobre.

Componentes de uma célula galvânica

Ânodo e cátodo

O ânodo é o eletrodo onde ocorre a oxidação. Em uma célula galvânica, é o eletrodo negativo. Os elétrons são gerados no ânodo e viajam através de um circuito externo para o cátodo. Por exemplo, em uma célula galvânica de zinco-cobre, o zinco é o ânodo:

Zn(s) → Zn2+ (aq) + 2e-

O cátodo é o eletrodo onde ocorre a redução. É o eletrodo positivo em uma célula galvânica. Os elétrons viajam do circuito externo para o cátodo. Em uma célula de zinco-cobre, o cobre é o cátodo:

Cu2+ (aq) + 2e- → Cu(s)

Ponte salina

A ponte salina é um componente vital que ajuda uma célula galvânica a funcionar corretamente. Ela permite que íons se movam entre as duas semicírculos para que o equilíbrio de carga possa ser mantido. Normalmente é feita de uma solução salina, como KCl ou KNO3, que não reage com os produtos químicos na célula.

Série eletroquímica

A série eletroquímica, também conhecida como série de reatividade, é uma lista de elementos organizados por potencial de eletrodo padrão. Esses potenciais indicam a capacidade de um elemento ser oxidado ou reduzido. Esta série nos ajuda a prever a direção das reações redox e também nos diz qual eletrodo será o ânodo ou o cátodo em uma célula galvânica.

Explicação do potencial de eletrodo padrão

O potencial de eletrodo padrão (E0) é medido em volts (V) e indica a capacidade de uma substância ganhar elétrons (potencial de redução) ou perder elétrons (potencial de oxidação) sob condições padrão. Elementos com potenciais de redução mais elevados são mais propensos a ganhar elétrons.

O hidrogênio tem um potencial de redução padrão de 0,00 V, que serve como ponto de referência:

H2 → 2H+ + 2e- E0 = 0,00 V

Uso da série eletroquímica

Considere dois metais, metal A e metal B, com seus potenciais de eletrodo padrão:

  • Metal A: E0 = -0,76 V (exemplo: zinco)
  • Metal B: E0 = +0,34 V (exemplo: cobre)

Como o cobre tem um alto potencial de redução padrão, atua como o cátodo, e o zinco atua como o ânodo. O fluxo de elétrons é do zinco para o cobre.

Calculando o potencial da célula

O potencial total da célula pode ser calculado usando a seguinte equação:

Ecélula = Ecátodo - Eânodo

Para a célula Zn-Cu:

  • Zinco (ânodo): Eânodo = -0,76 V
  • Cobre (cátodo): Ecátodo = +0,34 V

Assim, o potencial da célula é:

Ecélula = 0,34 V - (-0,76 V) = 1,10 V

Aplicações das células galvânicas

As células galvânicas são usadas em uma variedade de aplicações para alimentar dispositivos. Aqui estão alguns usos comuns:

  • Baterias: As células galvânicas são a base das baterias que alimentam dispositivos eletrônicos, veículos, etc.
  • Prevenção de corrosão: Ânodos sacrificiais são usados em células galvânicas para prevenir a corrosão de estruturas metálicas.
  • Eletrodeposição: O processo de eletrodeposição utiliza células galvânicas para depositar metais em superfícies.

Exemplo de uma bateria simples

Um exemplo comum de uma bateria simples é a célula de Daniell, com um ânodo de zinco e um cátodo de cobre:

  1. Reação do ânodo: Zn(s) → Zn2+ (aq) + 2e-
  2. Reação do cátodo: Cu2+ (aq) + 2e- → Cu(s)

Este conceito básico pode ser estendido para criar baterias mais complexas, como baterias alcalinas, baterias de íon de lítio, etc., dependendo dos materiais e dos produtos químicos usados.

Conclusão

Entender a célula galvânica e a série eletroquímica é essencial para compreender como as reações químicas podem produzir eletricidade. Esses conceitos são fundamentais no desenvolvimento de baterias, que são vitais para a tecnologia moderna. Ao explorar os vários componentes e reações dentro de uma célula galvânica, obtemos uma compreensão dos processos eletroquímicos que alimentam muitos aspectos de nossas vidas diárias.


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Célula galvânica e série eletroquímica

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