Qual é a diferença entre uma célula galvânica e uma célula electrolítica?Explicação dos principais conceitos

Uma célula galvânica e uma célula electrolítica são dois tipos de células electroquímicas que funcionam com base nos princípios das reacções redox.Uma célula galvânica, também conhecida como célula voltaica, converte energia química em energia eléctrica através de uma reação química espontânea.É constituída por dois eléctrodos (ânodo e cátodo) imersos num eletrólito, em que o ânodo tem carga negativa e o cátodo tem carga positiva.Em contraste, uma célula electrolítica utiliza energia eléctrica de uma fonte externa para conduzir uma reação química não espontânea.Neste caso, o ânodo está carregado positivamente e o cátodo está carregado negativamente.As células galvânicas são normalmente utilizadas em baterias, enquanto as células electrolíticas são utilizadas em processos como a galvanoplastia e a eletrólise.

Pontos-chave explicados:

1. Definição e objetivo:

   • Célula galvânica:Converte energia química em energia eléctrica através de uma reação redox espontânea.É uma fonte de energia eléctrica.
   • Célula electrolítica:Converte energia eléctrica em energia química através de uma reação redox não espontânea.Requer uma fonte de energia externa.

2. Conversão de energia:

   • Célula galvânica:Energia química → Energia eléctrica (processo espontâneo).
   • Célula electrolítica:Energia eléctrica → Energia química (processo não espontâneo).

3. Cargas de eléctrodos:

   • Célula galvânica:O ânodo tem carga negativa e o cátodo tem carga positiva.
   • Célula electrolítica:O ânodo tem carga positiva e o cátodo tem carga negativa.

4. Espontaneidade da reação:

   • Célula galvânica:A reação é espontânea, com uma energia livre de Gibbs negativa (ΔG < 0).
   • Célula electrolítica:A reação é não espontânea, com uma energia livre de Gibbs positiva (ΔG > 0).

5. Aplicações:

   • Célula galvânica:Utilizado em pilhas, como as pilhas alcalinas e as pilhas de iões de lítio, para fornecer energia portátil.
   • Célula electrolítica:Utilizado em processos como a galvanoplastia, a eletrólise da água e a recarga de baterias recarregáveis.

6. Eletrólito e eléctrodos:

   • Ambas as células são constituídas por dois eléctrodos (ânodo e cátodo) imersos numa solução electrolítica.
   • Numa célula galvânica, o eletrólito facilita o fluxo de iões para manter o equilíbrio das cargas durante a reação redox.
   • Numa célula electrolítica, o eletrólito fornece o meio para a migração de iões sob a influência de uma tensão externa.

7. Recarregabilidade:

   • Célula galvânica:Podem ser recarregáveis (por exemplo, pilhas de iões de lítio) ou não recarregáveis (por exemplo, pilhas alcalinas de utilização única).
   • Célula electrolítica:Normalmente não é recarregável; consome energia para conduzir reacções químicas.

8. Potencial de descarga:

   • Célula electrolítica:Requer um potencial mínimo (potencial de descarga) para iniciar a eletrólise e descarregar os iões nos eléctrodos.
   • Célula Galvânica:Gera a sua própria diferença de potencial devido à reação redox espontânea.

9. Libertação de iões:

   • Numa célula electrolítica, os catiões (iões positivos) são libertados no cátodo e os aniões (iões negativos) são libertados no ânodo.
   • Se estiverem presentes vários iões, o ião com o potencial de redução mais elevado é libertado no cátodo e o ião com o potencial de redução mais baixo é libertado no ânodo.

10. Equilíbrio em Células Electroquímicas:

    • Uma célula eletroquímica em equilíbrio situa-se entre uma célula galvânica e uma célula electrolítica, sem fluxo de corrente quando a força contra-eletromotriz equilibra a reação.

Ao compreender estes pontos-chave, é possível diferenciar entre células galvânicas e electrolíticas e apreciar os seus papéis distintos na conversão de energia e nos processos químicos.

Tabela de resumo:

Aspeto	Célula Galvânica	Célula electrolítica
Definição	Converte energia química em energia eléctrica (reação redox espontânea).	Converte energia eléctrica em energia química (reação redox não espontânea).
Conversão de energia	Química → Eléctrica (espontânea).	Eléctrica → Química (não espontânea).
Cargas dos eléctrodos	Ânodo:Negativo, cátodo: Positivo.	Ânodo:Positivo, Cátodo: Negativo.
Espontaneidade da reação	Espontânea (ΔG < 0).	Não espontânea (ΔG > 0).
Aplicações	Pilhas (por exemplo, alcalinas, de iões de lítio).	Eletrodeposição, eletrólise, recarga de pilhas.
Recarregabilidade	Pode ser recarregável ou não recarregável.	Normalmente não é recarregável.
Potencial de descarga	Gera a sua própria diferença de potencial.	Necessita de tensão externa para iniciar a eletrólise.

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