Células electroquímicas — Química, 14–17
Compreende como uma reacção redox espontânea pode fazer electrões passar por um fio. Química, 14–17 anos.
Química que produz corrente
Numa célula galvânica, a oxidação liberta electrões num eléctrodo e a redução aceita-os noutro. Um fio dá aos electrões um caminho, enquanto os iões se movem pela solução ou ponte salina para manter o equilíbrio de cargas. Assim, a reacção química fica ligada a uma tensão e corrente mensuráveis.
Porquê separar a reacção?
Se um metal reage directamente com iões de outro metal na mesma mistura, os electrões podem atravessar directamente o líquido e grande parte da energia transforma-se em calor. O problema é controlar essa transferência de electrões. Separar a oxidação da redução força os electrões a passar por um circuito externo, a ideia básica de uma pilha.
Uma célula de zinco-cobre
Numa célula de zinco-cobre, o zinco oxida-se: Zn → Zn²⁺ + 2e⁻. Os iões cobre reduzem-se: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu. Os electrões passam do zinco para o cobre pelo fio. Usando potenciais padrão, E°célula = 0,34 − (−0,76) = 1,10 V, pelo que a célula pode produzir corrente enquanto as duas semicélulas permanecem ligadas por iões.
Ânodo e cátodo
Muitas pessoas memorizam que o ânodo é negativo e o cátodo positivo, porque isso é verdade numa célula galvânica. A regra mais segura é química: a oxidação ocorre sempre no ânodo e a redução no cátodo. Numa célula electrolítica, os sinais trocam-se, mas estes nomes das reacções não.
Pilhas e corrosão
As pilhas portáteis usam reacções redox separadas para alimentar telemóveis, relógios e veículos. A mesma química pode causar corrosão quando dois metais diferentes e um líquido condutor formam uma célula indesejada. Os engenheiros usam revestimentos, metais sacrificiais e o desenho dos circuitos para controlar onde ocorre a oxidação.
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