A principal diferença entre as células galvânicas e as células electrolíticas reside na direção do fluxo de electrões, na natureza das reacções (espontâneas ou não espontâneas) e nos seus processos de conversão de energia.Numa célula galvânica, os electrões fluem do ânodo para o cátodo devido a uma reação química espontânea que gera energia eléctrica.Pelo contrário, numa célula electrolítica, uma fonte externa de energia eléctrica provoca uma reação não espontânea, fazendo com que os electrões fluam do cátodo para o ânodo.As células galvânicas são utilizadas em baterias, enquanto as células electrolíticas são utilizadas em processos como a galvanoplastia e a purificação de metais.
Pontos-chave explicados:
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Direção do fluxo de electrões:
- Célula galvânica:Os electrões fluem do ânodo para o cátodo.Isto acontece porque o ânodo sofre oxidação (perde electrões) e o cátodo sofre redução (ganha electrões).O fluxo é impulsionado pela reação química espontânea que ocorre no interior da célula.
- Célula electrolítica:Os electrões fluem do cátodo para o ânodo.Aqui, é aplicada uma tensão externa para conduzir uma reação não espontânea, forçando os electrões a moverem-se na direção oposta em comparação com uma célula galvânica.
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Natureza das reacções:
- Célula galvânica:A reação química é espontânea, o que significa que ocorre sem a utilização de energia externa.A energia livre de Gibbs (ΔG) da reação é negativa, o que indica que a reação liberta energia.
- Célula electrolítica:A reação química não é espontânea e necessita de uma fonte de energia eléctrica externa para prosseguir.A energia livre de Gibbs (ΔG) da reação é positiva, indicando que tem de ser fornecida energia para conduzir a reação.
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Conversão de energia:
- Célula galvânica:Converte energia química em energia eléctrica.A reação redox espontânea no interior da célula gera uma corrente eléctrica que pode ser utilizada para alimentar dispositivos.
- Célula electrolítica:Converte energia eléctrica em energia química.A energia eléctrica externa é utilizada para conduzir uma reação química que não ocorreria espontaneamente, como a decomposição da água em hidrogénio e oxigénio.
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Aplicações:
- Célula galvânica:Comumente utilizado em baterias e células de combustível para fornecer energia eléctrica portátil.Os exemplos incluem pilhas alcalinas e pilhas de iões de lítio.
- Célula electrolítica:Utilizado em processos como a galvanoplastia, em que um revestimento metálico é depositado numa superfície, e na purificação de metais, em que os metais impuros são refinados.Outro exemplo é a eletrólise da água para produzir gases de hidrogénio e oxigénio.
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Configuração da célula:
- Célula galvânica:Normalmente consiste em duas meias-células separadas ligadas por uma ponte salina ou uma membrana porosa.Cada meia-célula contém um elétrodo e um eletrólito, e a ponte salina permite que os iões fluam entre as meias-células para manter a neutralidade eléctrica.
- Célula electrolítica:Geralmente consiste num recipiente de célula única com ambos os eléctrodos imersos na mesma solução electrolítica.Uma fonte de energia externa é ligada aos eléctrodos para conduzir a reação não espontânea.
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Polaridade dos eléctrodos:
- Célula galvânica:O ânodo tem uma carga negativa e o cátodo tem uma carga positiva.Isto acontece porque o ânodo liberta electrões durante a oxidação, enquanto o cátodo aceita electrões durante a redução.
- Célula electrolítica:O ânodo tem uma carga positiva e o cátodo tem uma carga negativa.A fonte de tensão externa força o ânodo a atrair aniões (iões com carga negativa) e o cátodo a atrair catiões (iões com carga positiva).
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Reversibilidade:
- Célula galvânica:Geralmente não são recarregáveis, uma vez que as reacções químicas são concebidas para se processarem num único sentido para gerar energia eléctrica.Uma vez esgotados os reagentes, a célula não pode ser facilmente recarregada.
- Célula electrolítica:Frequentemente utilizado em processos que podem ser revertidos, como o recarregamento de uma bateria.No entanto, a célula em si não é tipicamente recarregada; em vez disso, é utilizada para conduzir uma alteração química noutro sistema.
Ao compreender estas diferenças fundamentais, é possível apreciar melhor os papéis e mecanismos distintos das células galvânicas e electrolíticas em várias aplicações, desde o armazenamento de energia até aos processos industriais.
Tabela de resumo:
| Aspeto | Célula Galvânica | Célula electrolítica |
|---|---|---|
| Fluxo de electrões | Ânodo para cátodo (espontâneo) | Cátodo para ânodo (impulsionado por energia externa) |
| Natureza da reação | Espontânea (ΔG < 0) | Não espontâneo (ΔG > 0) |
| Conversão de energia | Energia química → Energia eléctrica | Energia eléctrica → Energia química |
| Aplicações | Baterias, células de combustível | Eletrodeposição, purificação de metais, eletrólise da água |
| Configuração da célula | Duas meias-células com uma ponte salina | Célula única com ambos os eléctrodos no mesmo eletrólito |
| Polaridade dos eléctrodos | Ânodo:Negativo, cátodo: Positivo | Ânodo:Positivo, cátodo: Negativo |
| Reversibilidade | Não recarregável | Utilizadas em processos reversíveis (por exemplo, recarga de baterias) |
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