Célula química

Uma célula química converte energia química em energia elétrica. A maioria das baterias são células químicas. Uma reação química ocorre dentro da bateria e faz com que a corrente elétrica flua.

Existem dois tipos principais de baterias - as que são recarregáveis e as que não são.

Uma bateria que não é recarregável dará eletricidade até que os produtos químicos nela contidos sejam esgotados. Então, ela não é mais útil. Ela pode ser corretamente chamada de "usar e jogar".

Uma bateria recarregável pode ser recarregada passando a corrente elétrica para trás através da bateria; ela pode então ser usada novamente para produzir mais eletricidade. Foi Gaston Plante, um cientista francês, que inventou estas baterias recarregáveis em 1859.

As baterias vêm em muitos formatos e tamanhos, desde as muito pequenas usadas em brinquedos e câmeras, até as usadas em carros ou mesmo as maiores. Os submarinos requerem baterias muito grandes.

Tipos de células químicas

Células eletroquímicas

Uma classe extremamente importante de reações de oxidação e redução são usadas para fornecer energia elétrica útil em baterias. Uma simples célula eletroquímica pode ser feita de cobre e zinco metálico com soluções de seus sulfatos. No processo da reação, os elétrons podem ser transferidos do zinco para o cobre através de um caminho eletricamente condutor como uma corrente elétrica útil.

Uma célula eletroquímica pode ser criada colocando eletrodos metálicos em um eletrólito onde uma reação química utiliza ou gera uma corrente elétrica. As células eletroquímicas que geram uma corrente elétrica são chamadas células voltaicas ou células galvânicas, e as baterias comuns consistem de uma ou mais dessas células. Em outras células eletroquímicas, uma corrente elétrica fornecida externamente é utilizada para conduzir uma reação química que não ocorreria espontaneamente. Tais células são chamadas de células eletrolíticas.

Células voltáicas

Uma célula eletroquímica que causa um fluxo externo de corrente elétrica pode ser criada usando quaisquer dois metais diferentes, uma vez que os metais diferem em sua tendência a perder elétrons. O zinco perde elétrons mais prontamente do que o cobre, portanto, a colocação de zinco e cobre metálico em soluções de seus sais pode causar o fluxo de elétrons através de um fio externo que leva do zinco ao cobre. Como um átomo de zinco fornece os elétrons, ele se torna um íon positivo e vai para uma solução aquosa, diminuindo a massa do eletrodo de zinco. No lado do cobre, os dois elétrons recebidos permitem que ele converta um íon de cobre da solução em um átomo de cobre sem carga que se deposita no eletrodo de cobre, aumentando sua massa. As duas reações são tipicamente escritas

Zn(s) --> Zn2+(aq) + 2e-

Cu2+(aq) + 2e- --> Cu(s)

As letras entre parênteses são apenas lembretes de que o zinco vai de um sólido (s) para uma solução de água (aq) e vice versa para o cobre. É típico na linguagem da eletroquímica referir-se a estes dois processos como "semi-reações" que ocorrem nos dois eletrodos.

Zn(s) -> Zn2+(aq) + 2e-

O zinco "semi-reação" é classificado como oxidação, uma vez que perde elétrons. O terminal no qual ocorre a oxidação é chamado de "ânodo". Para uma bateria, este é o terminal negativo.

 

A "semi-reação" de cobre é classificada como redução, uma vez que ganha elétrons. O terminal no qual ocorre a redução é chamado de "cátodo". Para uma bateria, este é o terminal positivo.

Cu2+(aq) + 2e- -> Cu(s)

Para que a célula voltaica continue a produzir uma corrente elétrica externa, deve haver um movimento dos íons sulfato em solução da direita para a esquerda para equilibrar o fluxo de elétrons no circuito externo. Os íons metálicos em si devem ser impedidos de se mover entre os eletrodos, portanto, algum tipo de membrana porosa ou outro mecanismo deve prever o movimento seletivo dos íons negativos no eletrólito da direita para a esquerda.

A energia é necessária para forçar os elétrons a se moverem do zinco para o eletrodo de cobre, e a quantidade de energia por unidade de carga disponível da célula de voltagem é chamada de força eletromotriz (emf) da célula. A energia por unidade de carga é expressa em volts (1 volt = 1 joule/coulomb).

Claramente, para obter energia da célula, você deve obter mais energia liberada da oxidação do zinco do que a necessária para reduzir o cobre. A célula pode produzir uma quantidade finita de energia deste processo, sendo o processo limitado pela quantidade de material disponível no eletrólito ou nos eletrodos metálicos. Por exemplo, se houvesse uma toupeira dos íons sulfato SO42- no lado do cobre, então o processo é limitado à transferência de dois moles de elétrons através do circuito externo. A quantidade de carga elétrica contida em uma toupeira de elétrons é chamada constante de Faraday, e é igual ao número de vezes que a carga de elétrons da Avogadro:

Constante de Faraday = F = NAe = 6.022 x 1023 x 1.602 x 10-19 = 96.485 Coulombs/mole

O rendimento energético de uma célula voltaica é dado pela voltagem da célula vezes o número de moles de elétrons transferidos vezes a constante de Faraday.

Saída de energia elétrica = nFEcell

A célula emf Ecell pode ser prevista a partir dos potenciais de eletrodos padrão para os dois metais. Para a célula de zinco/cobre sob as condições padrão, o potencial calculado da célula é de 1,1 volts.

Célula simples

Uma célula simples normalmente tem placas de cobre (Cu) e zinco (Zn) em ácido sulfúrico diluído. O zinco se dissolve e bolhas de hidrogênio aparecem na placa de cobre. Estas bolhas de hidrogênio interferem na passagem da corrente, de modo que uma célula simples só pode ser usada por um curto período de tempo. Para fornecer uma corrente constante, é necessário um despolarizador (um agente oxidante) para oxidar o hidrogênio. Na célula Daniel, o despolarizante é sulfato de cobre, que troca o hidrogênio por cobre. Na bateria Leclanche, o despolarizador é o dióxido demanganês, que oxida o hidrogênio em água.

Célula simplesZoom
Célula simples

Célula Daniel

O químico inglês John Frederick Daniell desenvolveu uma célula voltaica em 1836 que utilizava zinco e cobre e soluções de seus íons.

Chave

  • Vareta de zinco = terminal negativo
  • H2SO4 = eletrólito de ácido sulfúrico diluído
  • O pote poroso separa os dois líquidos
  • CuSO4 = despolarizador de sulfato de cobre
  • Pote de cobre = terminal positivo
Diagrama de uma célula DanielZoom
Diagrama de uma célula Daniel

Perguntas e Respostas

P: O que é uma célula química e qual é sua finalidade?


R: Uma célula química é um dispositivo que converte energia química em energia elétrica. Sua finalidade é produzir corrente elétrica por meio de uma reação química.

P: O que é a maioria das baterias?


R: A maioria das baterias são células químicas.

P: O que acontece dentro de uma bateria que faz com que a corrente elétrica flua?


R: Dentro da bateria, ocorre uma reação química que faz com que a corrente elétrica flua.

P: Quantos tipos de baterias existem e quais são eles?


R: Há dois tipos principais de baterias: as recarregáveis e as não recarregáveis.

P: O que acontece quando uma bateria não recarregável se esgota?


R: Uma bateria não recarregável fornecerá eletricidade até que os produtos químicos nela contidos se esgotem. Então, ela não é mais útil e pode ser jogada fora.

P: Quem inventou as baterias recarregáveis e quando?


R: As baterias recarregáveis foram inventadas por Gaston Plante, um cientista francês, em 1859.

P: As baterias podem ser de tamanhos diferentes e qual é um exemplo de dispositivo que requer uma bateria grande?


R: Sim, as baterias podem ter vários formatos e tamanhos. Um exemplo de dispositivo que requer uma bateria grande é um submarino.

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