O documento descreve as características básicas de células eletroquímicas, incluindo que elas consistem de eletrodos mergulhados em soluções de eletrólitos e requerem a conexão externa dos eletrodos e contato entre as soluções para permitir o fluxo de corrente. Também discute a equação de Nernst que relaciona o potencial da célula à atividade dos reagentes e produtos.

1. Aula 2
Uma célula eletroquímica de corrente contínua consiste de dois condutores elétricos denominados
ELETRODOS, mergulhados em uma solução de eletrólitos selecionados de forma adequada.
Para que uma corrente comece a fluir na célula é necessário:
(1) que os eletrodos estejam conectados externamente, através de um condutor metálico
(2) que as duas soluções de eletrólitos estejam em contato, permitindo o movimento de íons entre elas
(3) que uma reação de transferência de elétrons possa ocorrer em cada um dos eletrodos
CÉLULAS ELETROQUÍMICAS
Isola os reagentes, mas mantém o contato elétrico entre as 2 metades da célula

2. As soluções precisam ser mantidas separadas para evitar a reação direta entre os reagentes. Há a inserção
de uma ponta salina
Condução de eletricidade: só é possível coma migração de íons potássio presentes na ponte salina para uma
direção e os íons cloreto para outra
CÉLULAS GALVÂNICAS
Célula eletroquímica galvânica com circuito ab e rto
Célula eletroquímica galvânica realizando trabalho
Energia potencial da célula é convertida em energia elétrica
FLUXO DE ELÉTRONS: ânodo cátodo

4. MOVIMENTO DE CARGAS

7. Após o equilíbrio ser atingido
VARIAÇÃO DO POTENCIAL DA CELA APÓS A PASSAGEM DE CORRENTE ATÉ O ALCANCE DE
EQUILÍBRIO
DIFERENÇA DE POTENCIAL
O potencial de uma célula eletroanalítica está diretamente relacionado às atividades dos reagentes e dos
produtos da reação da célula e indiretamente relacionado às concentrações molares.

8. POTENCIAL PADRÃO DE ELETRODO (E0)
O potencial padrão de eletrodo de uma semi-reação é definido como seu potencial de eletrodo quando as
atividades dos reagentes e produtos são todas iguais a unidade.
POTENCIAL PADRÃO DE ELETRODO (E0)

10.  A dependência da tensão da célula eletroquímica com as concentrações dos reagentes
pode ser descrita quantitativamente;
 Para uma semi-reação: xA + ne-  yB
 Considerando-se o equilíbrio químico envolvido na semi-reação anterior e a
energia livre de reação na célula eletroquímica, chega-se à equação que calcula
o potencial da pilha, E:

11. 
 


A
RT
o B
 
y
Potencial : E E ln
  x

A
A
nF
(eq. 2)
Esta é a equação de Nernst.
Onde:
E = potencial do eletrodo
Eo = potencial padrão do eletrodo
R = constante dos gases
T = temperatura
F = constante de Faraday
n = número de elétrons envolvidos
AA = atividade da espécie A
AB = atividade da espécie B
A 25 oC: R = 8,315 J / K mol
T = 298,2 K
F = 96485 C / mol
 substituindo estes valores na equação (2) e convertendo o logarítmico natural na base
10 (multiplica-se por 2,303), tem-se:





A
0,05916
o B


y
Potencial E E log
  x

A
A
n
:
(eq. 3)
 A equação de Nerst também pode ser escrita como:

12. 
 


A
0,05916
o OX
 

Potencial E  E 
log
A
RED
n
:
(eq. 4)
Onde AOX = atividade da espécie reduzida;
ARED = atividade da espécie oxidada
Exemplos: 1) Escrever a equação de Nernst para a semi-reação
¼ P4(s,branco) + 3 H+ + 3e- ⇌ PH3(g) Eo = - 0,046 V

 


A
0,05916
o B
 
y
E E log
  x

A
A
n



P
E E o PH
3 log
  




 
 3
0,05916
3
H