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Células Galvânicas e Eletrolíticas

A eletroquímica é o ramo da química que lida com o estudo da relação entre a energia elétrica e a mudança química. A essência da eletroquímica são as células galvânicas e eletrolíticas, ambas são dispositivos que convertem energia química em energia elétrica ou vice-versa. Embora sirvam a propósitos diferentes no campo da eletroquímica, elas estão fundamentalmente interligadas. Vamos explorar cada tipo de célula, seus mecanismos, semelhanças, diferenças e aplicações práticas.

O que é uma célula galvânica?

Uma célula galvânica, também conhecida como célula voltaica, é uma célula eletroquímica que produz energia elétrica a partir de reações redox espontâneas que ocorrem dentro da célula. Seu principal objetivo é converter energia química em energia elétrica. As reações de oxidação e redução em uma célula galvânica ocorrem em compartimentos separados, e a eletricidade é produzida pelo fluxo de elétrons de um compartimento para outro.

Componentes de uma célula galvânica

Ânodo: O eletrodo onde ocorre a oxidação. Os elétrons são perdidos pela substância no ânodo. Em uma célula galvânica, o ânodo é carregado negativamente.
Cátodo: O eletrodo onde ocorre a redução. Os elétrons são ganhos pelo material no cátodo. Em uma célula galvânica, o cátodo é carregado positivamente.
Ponte salina: Uma passagem projetada para permitir o movimento de íons entre dois compartimentos, mantendo assim a neutralidade elétrica. Geralmente contém uma solução salina, como KCl ou NaNO₃.
Soluções eletrolíticas: Soluções que conduzem eletricidade devido à presença de íons.
Circuito externo: Um fio através do qual os elétrons fluem. Conecta o ânodo e o cátodo externamente.

Princípio de funcionamento da célula galvânica

A reação redox em uma célula galvânica ocorre em dois semicélulas separadas. Essas semicélulas são conectadas da seguinte maneira:

A reação de oxidação ocorre no ânodo, onde os elétrons são liberados. Considere a seguinte reação no ânodo:

Zn (s) → Zn²⁺ (aq) + 2e^-

O cátodo aceita esses elétrons e ocorre a redução. Considere a reação de redução:

Cu²⁺ (aq) + 2e^- → Cu (s)

A ponte salina ajuda os íons a migrarem para manter o balanço de carga. Íons positivos movem-se em direção ao cátodo e íons negativos em direção ao ânodo.
O fluxo de elétrons do ânodo para o cátodo através de um circuito externo produz corrente elétrica, que pode ser medida ou usada para realizar trabalho.

Ilustração de uma célula galvânica

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      <!-- Compartimento do ânodo -->
      <rect x="50" y="60" width="120" height="180" fill="#f3f3f3" stroke="black" />
      <text x="90" y="170" font-size="16">Zn/Zn<sup>2+</sup></text>

      <!-- Compartimento do cátodo -->
      <rect x="230" y="60" width="120" height="180" fill="#f3f3f3" stroke="black" />
      <text x='270' y='170' font-size='16'>Cu<sup>2+</sup>/Cu</text>

      <!-- Ponte salina -->
      <path d="M170,100 Q200,60 230,100" fill="none" stroke="black" stroke-width="2" />
      <text x="180" y="80" font-size="12">Ponte salina</text>

      <!-- CIRCUITO EXTERNO -->
      <line x1="50" y1="100" x2="170" y2="30" stroke="black" stroke-width="2" />
      <line x1="230" y1="100" x2="310" y2="30" stroke="black" stroke-width="2" />
      <line x1="170" y1="30" x2="310" y2="30" stroke="black" stroke-width="2" />
      <text x="220" y="20" font-size="12">Fluxo de elétrons (e<sup>-</sup>)</text>

      <!-- FLUXO DE ELÉTRONS -->
      <path d="M270,30 L250,30" fill="none" stroke="black" stroke-width="2" marker-end="url(#arrow)" />
      <path d="M190,30 L170,30" fill="none" stroke="black" stroke-width="2" marker-end="url(#arrow)" />

      <defs>
        <marker id="arrow" markerwidth="10" markerheight="10" refx="0" refy="3" orient="auto">
          <path d="M0,0 L0,6 L9,3 Z" fill="black" />
        </marker>
      </defs>
    </svg>

Características da célula galvânica

Espontaneidade: As reações em uma célula galvânica são espontâneas, o que significa que ocorrem naturalmente e liberam energia livre.
Potencial da célula: A voltagem ou diferença de potencial elétrico entre dois eletrodos. Depende da natureza dos reagentes e de sua concentração.
Potencial da célula positiva: Para uma célula galvânica, o potencial da célula ((E_{text{célula}})) é positivo, o que indica a reação espontânea.

Exemplo de reação de célula galvânica

Em uma célula de zinco-cobre típica:

Reação no ânodo: Zn (s) → Zn²⁺ (aq) + 2e^- 
Reação no cátodo: Cu²⁺ (aq) + 2e^- → Cu (s) 
Reação geral da célula: Zn (s) + Cu²⁺ (aq) → Zn²⁺ (aq) + Cu (s) 
E_célula = +1.10 V

O que é uma célula eletrolítica?

Uma célula eletrolítica é uma célula eletroquímica que usa energia elétrica para conduzir uma reação não espontânea. Essencialmente, funciona de maneira oposta a uma célula galvânica, convertendo energia elétrica em energia química. As células eletrolíticas são usadas em processos que requerem uma entrada de energia externa para prosseguir.

Componentes da célula eletrolítica

Ânodo: O eletrodo onde ocorre a oxidação, caracterizado pela perda de elétrons. Em células eletrolíticas, o ânodo é carregado positivamente.
Cátodo: O eletrodo onde ocorre a redução, caracterizado pelo ganho de elétrons. Em uma célula eletrolítica, o cátodo é carregado negativamente.
Eletrolito: Substância contendo íons livres que conduzem corrente elétrica entre o ânodo e o cátodo.
Fonte de energia: Uma bateria ou outra fonte que fornece a energia necessária para conduzir a reação não espontânea.

Princípio de funcionamento da célula eletrolítica

Uma célula eletrolítica usa energia elétrica para facilitar uma reação redox que, de outro modo, não ocorreria por conta própria. Veja como o processo se desenvolve:

Uma fonte de energia externa move elétrons para longe do cátodo e em direção ao ânodo, invertendo a direção do fluxo de elétrons em comparação a uma célula galvânica.
A oxidação ocorre no ânodo, muitas vezes envolvendo a formação de um gás ou precipitado e a emissão de elétrons.
A redução ocorre no cátodo, frequentemente envolvendo o depósito de um metal ou outra substância e a captura de elétrons.
A fonte de energia fornece continuamente a energia necessária para continuar este processo.

Ilustração de uma célula eletrolítica

    <svg width="400" height="300" viewBox="0 0 400 300" xmlns="http://www.w3.org/2000/svg">
      <!-- Eletrolito -->
      <rect x="50" y="60" width="300" height="180" fill="#e0f7fa" stroke="black" />
      <text x="180" y="170" font-size="16">Eletrolito</text>

      <!-- Ânodo -->
      <line x1="100" y1="60" x2="100" y2="240" stroke="black" stroke-width="4" />
      <text x="90" y="250" font-size="16">Ânodo</text>

      <!-- Cátodo -->
      <line x1="300" y1="60" x2="300" y2="240" stroke="black" stroke-width="4" />
      <text x="290" y="250" font-size="16">Cátodo</text>

      <!-- Fonte de energia -->
      <rect x="180" y="20" width="40" height="40" fill="#fff8e1" stroke="black" />
      <text x="190" y="45" font-size="14">Bateria</text>

      <!-- CIRCUITO -->
      <line x1="100" y1="20" x2="100" y2="60" stroke="black" stroke-width="2" />
      <line x1="300" y1="20" x2="300" y2="60" stroke="black" stroke-width="2" />
      <line x1="100" y1="20" x2="180" y2="20" stroke="black" stroke-width="2" />
      <line x1="220" y1="20" x2="300" y2="20" stroke="black" stroke-width="2" />

      <path d="M150,20 L180,20" fill="none" stroke="black" stroke-width="2" marker-end="url(#arrow)" />
      
      <defs>
        <marker id="arrow" markerwidth="10" markerheight="10" refx="0" refy="3" orient="auto">
          <path d="M0,0 L0,6 L9,3 Z" fill="black" />
        </marker>
      </defs>
    </svg>

Características da célula eletrolítica

Não-espontânea: As células eletrolíticas dependem de uma fonte de energia externa para conduzir o processo não espontâneo.
Potencial da célula: O potencial da célula é negativo, indicando que a energia deve ser consumida para conduzir a reação.
Aplicações: As células eletrolíticas são comumente usadas em galvanoplastia, eletrólise e na produção de cloro e hidróxido de sódio.

Exemplo de reação de célula eletrolítica

Considere a célula eletrolítica usada para a eletrólise da água:

Reação no ânodo: 2H₂O (l) → O₂ (g) + 4H⁺ (aq) + 4e^- 
Reação no cátodo: 4H⁺ (aq) + 4e^- → 2H₂ (g) 
Reação geral da célula: 2H₂O (l) → 2H₂ (g) + O₂ (g)

Comparação: Células Galvânicas vs. Eletrolíticas

Especialidade	Célula galvânica	Célula eletrolítica
Objetivo	Converter energia química em energia elétrica	Converter energia elétrica em energia química
Tipo de feedback	Espontâneo	Não-intuitivo
Potencial da célula	Positivo ((E_{text{célula}} > 0))	Negativo ((E_{text{célula}} < 0))
Papel funcional	Bateria (Fonte de energia)	Consumidor de eletricidade (requer fonte de energia)
Polaridade do ânodo	Negativa	Positiva
Polaridade do cátodo	Positiva	Negativa
Exemplo	Baterias, células de combustível	Galvanoplastia, eletrólise

Aplicações práticas