Estudo das Pilhas Galvânicas, Notas de estudo de Química

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Relatório sobre as propriedades da Eletroquímica e das pilhas, além de mencionar os processos de Oxido-redução. Trabalho com co-autorias.
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relatorio2_processos_fisicoquimicos_pilha

UNIVERSIDADE IBIRAPUERA Campus Chác. Flora

Curso de Química

RELATÓRIO DESLOCAMENTO GALVÂNICO / PILHA DE DANIELL

Denise Carvalho M. de Souza Everton Bonturim

Marcia Ozeda de Alencar Marcos Barbosa

Roseli Jesus M. M. Domingues

São Paulo 2008

2

DENISE CARVALHO M. DE SOUZA EVERTON BONTURIM

MARCIA OZEDA DE ALENCAR MARCOS BARBOSA

ROSELI JESUS M. M. DOMINGUES

RELATÓRIO DESLOCAMENTO GALVÂNICO / PILHA DE DANIELL

Trabalho apresentado como parte da avaliação para aprovação na disciplina Processos Físico-Químicos do curso de Química da Universidade Ibirapuera, sob orientação da professora Dra. Célia Aparecida Lino dos Santos.

São Paulo 2008

3

SUMÁRIO

Página

INTRODUÇÃO 4

OBJETIVOS 5

Introdução Teórica 6

Oxidação 6

Redução 6

A Pilha de Daniell 6

A Ponte Salina 8

Eletrodos 8

Reações de Redox em Células Galvânicas 8

Potencial das Pilhas 8

PRÁTICA NÚMERO 1 – DESLOCAMENTO GALVÂNICO

EXPERIMENTAL

1. Materiais 10

2. Reagentes 10

3. Procedimentos 11

4. Resultados 12

5. Discussão dos Resultados 13

PRÁTICA NÚMERO 2 – PILHA DE DANIELL

EXPERIMENTAL

1. Materiais 15

2. Reagentes 15

3. Procedimentos 16

4. Resultados 17

5. Discussão dos Resultados 19

REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 20

4

INTRODUÇÃO

Apresenta-se aqui o relatório da aula experimental realizada aos 11 dias do mês de

Novembro, em presença da professora Dra. Célia Aparecida Lino dos Santos e da turma do 4º

semestre do curso de Química, no laboratório da Universidade Ibirapuera.

Em princípio a intenção deste relatório é de analisar e comentar/discutir os resultados

obtidos a partir dos testes realizados, para isso, contamos com a teoria estudada no decorrer do

semestre, das aulas de Processos Físico-Químicos.

Para que possamos compreender melhor os fenômenos aqui estudados e observados iremos

retomar alguns conceitos básicos de Eletroquímica.

Desde nosso nascimento estamos em contato com uma das maiores conquistas do ser

humano: a eletricidade. Podemos obtê-la por meio de usinas hidrelétricas e nucleares, a partir de

combustíveis e de muitas outras formas; seria difícil imaginar o mundo atual sem ela.

Sabemos que grande parte dos equipamentos portáteis que utilizamos hoje em dia só

funciona porque um desenvolvimento muito importante aconteceu há tempos, a descoberta da pilha.

Gerar e armazenar energia sempre foram uma preocupação dos cientistas, principalmente o

que diz respeito à duração desses componentes.

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OBJETIVOS

O objetivo deste relatório é constatar a ocorrência de uma reação de oxido-redução que

libera elétrons pelo pólo negativo do sistema, além de medir a tensão gerada por essa reação através

da medida de voltagem que passa pelo fio que conduz a corrente elétrica pela parte externa do

sistema. Esta reação é baseada na característica de determinados metais em sofrer oxidação e

redução em meio aquoso.

Além de observar a transição dos elétrons, utilizando a medida de tensão com o multímetro,

podemos observar o movimento dos íons de cobre da solução de CuSO4 pela ponte salina conectada

a semicélula com Zn.

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O ELÉTRON

A palavra elétron, o mesmo que âmbar em grega, foi usada pela primeira vez em 1600 por William Gilbert. Entretanto, ele continuou desconhecido por mais 297 anos, sendo descoberto somente em 1897 por J.J. Thomson. O elétron faz parte das grandes descobertas científicas da época (raios X, radioatividade, efeito fotoelétrico etc.) que originaram a Física Moderna.

INTRODUÇÃO TEÓRICA

OXIDAÇÃO

De acordo com as teorias de eletroquímica, a oxidação é um processo que resulta na perda de

um ou mais elétrons pelas substâncias (átomos, íons ou moléculas). Quando um elemento está

sendo oxidado, seu estado de oxidação altera-se para valores mais positivos. O agente oxidante é

aquele que aceita elétrons e é reduzido durante o processo. Tal definição de oxidação é bastante

generalizada e, portanto, aplica-se também aos processos nos estados sólido, fundido e gasoso.

REDUÇÃO

A redução é, por sua vez, um processo que resulta em ganho de

um ou mais elétrons pelas substâncias (átomos, íons ou moléculas).

Quando um elemento está sendo reduzido, seu estado de oxidação

atinge valores mais negativos (ou menos positivos). O agente de

redução é conseqüentemente aquele que perde elétrons e que se oxida

no processo. Novamente, é uma definição bem generalizada e aplica-

se também aos processos nos estados sólido, fundido e gasoso.

De todos os exemplos expostos, observa-se que a oxidação e a

redução sempre ocorrem simultaneamente. Isso é bastante óbvio, visto

que a liberação de elétrons por uma substância implica na recepção deste elétron por outra. Se

considerarmos a oxidação de um elemento, devemos ter em mente que, necessariamente e na

mesma ocasião, está havendo a redução de outra substância. É lógico, portanto, falarmos em

reações de óxido-redução (ou reações redox), quando nos referirmos a processos que envolvem

transferência de cargas.

A PILHA DE DANIELL

Em 1836, o químico britânico John Frederic Daniell (1790 – 1845), necessitando de uma

fonte de corrente elétrica estável para usa em telégrafos, desenvolveu uma pilha utilizando cobre o

zinco.

A pilha utilizada por Daniell pode ser vista na montagem abaixo.

7

Uma lâmina de cobre é colocada em uma solução 1mol.L-1 de sulfato de cobre II (CuSO4) e

uma lâmina de zinco, em uma solução de 1mol.L-1 de sulfato de zinco. Cada uma delas irá se

comportar como um eletrodo, ou seja, terminal por onde entram ou saem elétrons.

Os elétrons fluem espontaneamente, através do fio condutor, da lâmina de zinco para a

lâmina de cobre, e os íons Zn2+ formados devido à perda de elétrons da lâmina de zinco migram

para a solução. Esse fluxo de elétrons circula pelo fio fazendo a lâmpada acender.

Os elétrons provenientes do eletrodo de zinco que escoa para o eletrodo de cobre irão

promover a redução dos cátions Cu2+ dissolvidos na solução. Assim, no eletrodo de cobre ocorre a

redução dos cátions Cu2+ e no eletrodo de zinco, a oxidação do zinco metálico.

No eletrodo de cobre ocorre: No eletrodo de zinco ocorre:

Espessamento da lâmina de Cu.

Diminuição da cor azul.

Esses dois fatos podem ser explicados pela

semi-reação da redução:

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

O eletrodo onde ocorre a redução é o cátodo.

Corrosão da lâmina de Zn.

Esse fato poder ser explicado pela semi-reação

de oxidação:

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

O eletrodo onde ocorre a oxidação é o ânodo.

Pela análise dessas duas semi-reações, podemos concluir que os elétrons fluem, no circuito

externo, do eletrodo de zinco para o eletrodo de cobre, ou seja, os elétrons, por apresentarem carga

negativa, migram para o eletrodo positivo (pólo positivo), que, nesse caso, é a lâmina de cobre.

A equação global dos processos ocorridos nessa pilha pode ser obtida pela soma das duas

semi-reações:

Ânodo Zn(s) Zn(aq) 2+ + 2 e-

Cátodo Cu(aq) 2+ + 2 e- Cu(s)

Reação Global Zn(s) + Cu(aq) 2+ Zn(aq)

2+ + Cu(s)

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Oficialmente, por convenção mundial, as pilhas são representadas da seguinte maneira:

Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu°

A PONTE SALINA

A finalidade da ponte salina é manter as duas semicelas eletricamente neutras através da

migração de íons (corrente iônica).

Na semicela de zinco da pilha de Daniell, devido à oxidação do Zn, a solução passa a

apresentar excesso de cargas positivas, Zn(aq) 2+, o que é neutralizado pela migração dos íons

negativos SO2(aq) 2-, presentes na ponte salina. Na semicela de cobre, devido à diminuição de íons

Cu(aq) 2+, a solução passa a apresentar excesso de cargas negativas SO4(aq)

2-, o que é neutralizado pela

migração de íons positivos K(aq) +, presentes na ponte salina.

ELETRODOS

Eletrodos são condutores que proporcionam a passagem de corrente elétrica de um sistema

ara outro. Uma placa metálica, por exemplo, pode ser um eletrodo, ao transferir ou receber elétrons,

quando mergulhada em uma solução eletrolítica.

Em algumas situações práticas, os eletrodos podem participar das reações, sendo

consumidos ou sofrendo deposição, e, nesse caso,são denominados eletrodos ativos. Eletrodos de

pilhas são exemplos de eletrodos ativos. No entanto, existem situações nas quais os eletrodos

servem simplesmente de meio para a passagem de corrente elétrica; nesse caso são denominados

eletrodos inertes. Grafite, platina e ouro são ótimas substâncias para a produção de eletrodos

inertes.

REAÇÕES REDOX EM CÉLULAS GALVÂNICAS

O sentido das reações químicas sempre pode ser previsto a partir de dados termodinâmicos.

Assim, se calcularmos a variação da energia livre de Gibbs de uma reação, podemos afirmar se uma

dada reação química pode ou não ocorrer.

POTENCIAL DAS PILHAS

Na pilha de Daniell, os eletrodos são de zinco (Zn) e cobre (Cu). Tanto os íons Zn2+ como os

íons Cu2+ têm uma certa tendência de receber elétrons; porém, os íons Cu2+ são os que sofrem

redução.

Podemos concluir, então, que a tendência do Cu2+ em sofrer redução é maior que a do Zn2+.

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Assim, dizemos que os íons Cu2+ têm maior potencial de redução (Ered).

Cu(aq) 2+ + 2 e- Cu

Ered Cu 2+ > Ered Zn

2+

POTENCIAL (V) SEMI-REAÇÃO DE REDUÇÃO

Potenciais-padrão de redução em água à 25°C

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EXPERIMENTAL

1. Materiais:

1.1. Dois pedaços de lã de aço (Bombril);

1.2. Dois tubos de ensaio.

2. Reagentes:

2.1. 10 ml de solução de sulfato de zinco 1,0 mol.L-1

2.2. 10 ml de solução de sulfato de cobre 1,0 mol.L-1

PRÁTICA NÚMERO 1 – DESLOCAMENTO GALVÂNICO

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3. PROCEDIMENTOS

3.1. Desfiar dois pedaços finos de lã de aço e colocá-los um em cada tubo de ensaio;

3.2. Transferir 10 ml da solução de sulfato de zinco 1,0 mol.L-1 para um dos tubos

de ensaio contendo a lã de aço (identifique o tubo com a solução empregada);

3.3. Faça o mesmo para a solução de sulfato de cobre 1,0 mol.L-1;

3.4. Observe a ocorrência de transformações.

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4. RESULTADOS

Primeiramente, seguimos todos os procedimentos pré-determinados na

orientação da professora e analisamos que em um determinado tubo, houve uma reação

entre a solução empregada e o chumaço de lã de aço, entretanto no outro tubo não

houve nenhuma reação. É importante salientar que, a lã de aço utilizada é de baixa

densidade, ou seja, contém pouco carbono (processo de fabricação de aço) em sua

estrutura, ou seja, temos um corpo de prova basicamente de ferro.

TABELA 1 – Resultados dos respectivos tubos de ensaio:

TUBO A (SOLUÇÃO DE CuSO4)

TUBO B (SOLUÇÃO DE ZnSO4)

Há reação entre a lã de aço e a

solução, indicada pela liberação de calor (reação exotérmica), além de poder ser observado a deposição do Cu2+ na superfície da lã, tornando a solução, de azulada, para incolor devido à diminuição da concentração de íons de cobre na solução.

Fe° + CuSO4 FeSO4 + Cu°

Não há reação.

Fe° + ZnSO4 não reage

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5. DISCUSSÃO DOS RESULTADOS

A partir dos resultados obtidos, visualizamos que de acordo com os potenciais de

redução indicados na tabela de potenciais, os elementos que possuem valor de E° maior

sempre se reduzirão e, os elementos que possuem E° menor sempre se oxidarão, assim

temos:

TABELA 2 – Potenciais de redução dos elementos utilizados:

Elemento E°(V) Cu + 0,34

Fe II - 0,44 Zn - 0,76

Analisando a tabela acima, vemos que o Fe, presente na lã de aço está entre os

elementos das soluções indicadas, assim:

Comparando as reações do Tubo A, temos:

Cu2+ + 2 e- Cu° (A reação tende a formar cobre metálico, por ter E°

maior do que o elemento em contato (Fe), assim este reduz ao receber os elétrons do

ferro.)

Fe° Fe2+ + 2 e- ( A reação tende a formar íons de ferro na solução,

por ter E° menor do que o elemento em contato (Cu), assim este oxida ao liberar os

elétrons para os íons de cobre.)

Comparando as reações do Tubo B, temos:

Fe2+ + 2 e- Fe° (A reação tende a formar ferro metálico, ou seja,

não há mudança, pois o mesmo já encontra-se no estado metálico (lã de aço).

Zn° Zn2+ + 2 e- ( A reação tende a formar íons de zinco, ou seja,

não há mudança, pois o mesmo já encontra-se como íons na solução (ZnSO4).)

Por não haver mudança, não há reação neste caso.

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As figuras abaixo mostram claramente a situação dos tubos:

Figura 1 – Tubo A

Figura 2 – Tubo B

Figura 3 – Comparação entre os tubos A e B

Íons de cobre depositados na

superfície da lã de aço.

Não há deposição de íons na

superfície do material.

15

EXPERIMENTAL

1. Materiais:

1.1. Dois béqueres de 250 ml;

1.2. Um tubo em “U”;

1.3. Dois chumaços de algodão;

1.4. Uma chapa de zinco;

1.5. Uma chapa de cobre;

1.6. Um pedaço de lã de aço;

1.7. Um fio de cobre com terminais do tipo “jacaré”;

1.8. Um multímetro.

2. Reagentes:

2.1. 200 ml de solução de sulfato de zinco 1,0 mol.L-1

2.2. 200 ml de solução de sulfato de cobre 1,0 mol.L-1

2.3. 50 ml de solução de cloreto de sódio 3,0 mol.L-1

PRÁTICA NÚMERO 2 – PILHA DE DANIELL

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3. PROCEDIMENTOS

3.1. Limpar as chapas de zinco e de cobre com a lã de aço para a remoção dos

óxidos superficiais das mesmas.

3.2. Transferir 200 ml da solução de sulfato de zinco para o béquer de 250 ml e

inserir neste meio a chapa de zinco.

3.3. Faça o mesmo para a solução de sulfato de cobre e para a chapa de cobre.

3.4. A seguir, preencha o tubo em “U” com a solução de cloreto de potássio

fechando as extremidades do tubo com os chumaços de algodão (atenção:

dentro do tubo em “U” não poderá haver a formação de bolhas.)

3.5. Posicionar cada extremidade do tubo em “U” dentro de cada um dos béqueres.

3.6. Ligar as chapas de zinco e de cobre com o fio de cobre com os terminais do tipo

“jacaré”.

3.7. Medir a tensão entre as chapas metálicas com o multímetro. Anotar o valor lido

no multímetro.

3.8. Retirar o tubo em “U” do sistema e medir a tensão entre as chapas metálicas

com o multímetro. Anotar o valor lido.

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4. RESULTADOS

Conforme indicado nos procedimentos acima descritos, o sistema da pilha foi

montado e, após a imersão do tubo em “U” (ponte salina) nas duas semi-celulas e feita a

ligação entre as chapas metálicas, observou-se o início da reação de oxido-redução que

ocorre em sistemas desse tipo.

Abaixo temos as imagens das partes do sistema montado em laboratório:

FIGURA 4 – Solução de CuSO4

FIGURA 5 – Solução de ZnSO4

FIGURA 6 – Ponte salina

FIGURA 7 – Chapa de Cu (esquerda) e Zn

(direita)

FIGURA 8 – Semi-célula de Cu/CuSO4

FIGURA 9 – Semi-célula de Zn/ZnSO4

Cu°

CuSO4

Zn°

ZnSO4

18

FIGURA 10 – Sistema completo

De acordo com a medida do multímetro

utilizado, tivemos uma leitura de 1,09V (figura 11) no

sistema, quando este estava em perfeito funcionamento

e com todos os seus componentes conectados.

Contudo, ao retirarmos a ponte salina, parte do sistema que faz a ligação iônica

do sistema e neutraliza as cargas entre as semi-células, a medida de tensão cai para zero

V, ou seja, não há passagem de corrente elétrica pelo fio externo.

FIGURA 11 – Momento da

medição com o multímetro.

Fio que conduz a corrente elétrica pelo sistema externo.

19

5. DISCUSSÃO DOS RESULTADOS

A partir dos resultados obtidos, podemos confirmar o perfeito funcionamento do

sistema construído, visto que medida de tensão realizada com o multímetro.

De acordo com a equação para calcular o potencial total da célula, temos:

∆E = E°cat – E°anod

Assim, teoricamente temos:

Reação E° (V)

Zn2+ + 2 e- Zn - 0,76 Cu2+ + 2 e- Cu + 0,34

Zn – Anodo

Cu – Catodo

∆E = 0,34 – (-0,76)

∆E = 1,10 V

Contudo, na prática, obtivemos o valor de 1,09V. Um valor muito próximo do

ideal, o que confirma a proximidade dos cálculos teóricos com a prática.

Observação: a placa de zinco ficou mais limpa, efeito causado pela oxidação da

superfície do material, já a placa de cobre tornou-se escura, devido à deposição dos íons

de cobre presente na solução que sofreram redução.

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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

• FERRARO, N. G. et al. Física Básica, São Paulo: Atual, 1998.

• DENARO, A.R. Fundamentos de eletroquímica, São Paulo: Edgard Blüncher.

• VOGEL, A.I. Química Analítica Qualitativa, São Paulo, Mestre Jou, 1981.

• CASTELLAN, G.W. Fundamentos de Físico-Química. Rio de Janeiro: Livros

Técnicos e Científicos, 1996.

• BIANCHI J. C. A., ALBRECHT C. H. et al. Universo da Química. Coleção

Delta. Ensino Médio. São Paulo: FTD, 2005.

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