Objetivos
* Observar uma reação de óxido-redução; * Montar uma pilha de Daniell; * Verificar que a ligação em série das pilhas soma as voltagens; * Identificar os eletrodos de uma pilha; * Identificar os pólos positivo e negativo de uma pilha. Introdução Teórica
A eletroquímica abrange os processos químicos que envolvem a transferência de elétrons. Então, quando ocorre um processo químico e ele produz transferência de elétrons, é chamado de pilha ou bateria, mas no momento em que esse processo químico é provocado por uma corrente elétrica, ele é denominado de eletrólise. [1] O potencial de uma pilha depende das semicélulas, mas especificamente do cátodo e do ânodo. Pode-se então atribuir um potencial padrão (E o) para cada semicélula individual e depois usar esses potenciais para determinar o potencial da célula (E ocel). [1] O potencial da pilha é a diferença entre dois potenciais do eletrodo, um associado ao cátodo e outro ao ânodo. O potencial da célula é dado pelo potencial padrão de redução do cátodo menos o potencial padrão de redução do ânodo, mostrado na equação 1: Eocel= Eo (cátodo) - Eo (ânodo)
(Equação 1)
As equações de das semi-reações, com seus potenciais padrão, do cobre e do zinco, são representadas nas equações 2 e 3: s) Zn2+ (aq) + 2e- Zn ( s s) Cu 2+ (aq) + 2e- Cu ( s
[2] Eo = -0,76 V
(Equação 2)
Eo = 0,34 V
(Equação 3)
Porém, para conseguir calcular o potencial da célula são necessários mais alguns conhecimentos. As reações de óxido-redução são aquelas reações em que a Nox de pelo menos uma das semicéluas envolvidas no processo sofre alteração. Enquanto uma sofre redução, a outra oxida, normalmente ocorre dessa forma. Se um elemento tem seu número de oxidação (Nox) aumentado, então ele oxida, já se ele tem seu Nox diminuído, sofre redução. [2]
Na equação 4 o zinco metálico teve seu Nox aumentado de zero para +2, então sofreu oxidação: Zn ( s)
Zn2+ (aq) +2e-
(Equação 4)
Já na equação 5 o íon cobre teve seu número de oxidação diminuído de +2 para zero, então sofreu processo de redução: Cu2+ (aq) + 2e- Cu ( s)
(Equação 5)
Cátodo é o eletrodo onde há redução, esse é o pólo positivo da pilha. Já o ânodo é o eletrodo que sofre oxidação, ele é o pólo negativo da pilha. Em uma pilha os elétrons saem do ânodo e entram no cátodo. [3] Pode-se definir então que no circuito da pilha de Daniell, o cátodo é o cobre e o ânodo é o zinco, assim pode-se calcular o potencial da célula a partir da equação 1, e utilizando dados da de potenciais padrão das equações 2 e 3: Eocel= Eo (cátodo) - Eo (ânodo)
(Equação 1)
0,34 V – (-0,76 V) 1,1 V Então a voltagem do circuito será definida em 1,1 Volts. Quando o circuito da pilha de Daniell é fechado, o zinco começa a se oxidar e o os íons de cobre começam a se reduzir. Tais processos ocorrem ao mesmo tempo, e podem ser representados como semi-reações de oxidação e redução. A equação final da pilha (Equação 8) pode ser obtida somando-se as duas semi-reações, representadas nas equações 6 e 7: [2] Zn ( s) Zn 2+ (aq) + 2e-
semi-reação de oxidação
(Equação 6)
semi-reação de redução Cu2+ (aq) + 2 e- Cu ( s) (Equação 7) _____________________________________________________________ Zn ( s) + Cu2+ (aq) Zn2+ (aq) + Cu ( s) equação final (Equação 8)
Os elétrons gerados na oxidação do zinco circulam pelo fio externo e chegam até a placa de cobre, os íons Cu 2+ em contato com esses elétrons, sofrem redução. À medida que a
pilha funciona, a placa de zinco vai sendo gasta e a concentração de íons Zn 2+ vai aumentando e a concentração de Cu 2+ vai diminuindo. [2] A IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada) sugere que se represente de uma maneira esquemática a pilha. Para a pilha de Daniell,a representação fica da maneira representada na equação 9: Zn ( s) | Zn2+ (aq) || Cu2+ (aq) | Cu ( s)
(Equação 9)
Do lado esquerdo é representado a semicélula em que ocorre a oxidação, é o ânodo, e do lado direito é a semicélula de redução, o cátodo. A barra vertical ( | ) indica a fronteira que separa as fases e a barra vertical dupla ( || ) representa a ponte de salina. [2] Parte experimental
Etapa 1 No primeiro momento o suporte universal foi montado com a garra para segurar os jacarés. Foram colocadas em béqueres 50 ml das soluções de sulfato de zinco e sulfato de cobre. Uma pequena placa de zinco e outra de cobre foram lixadas para que não ficasse nenhuma outra substancia que pudesse atrapalhar ou interromper o processo de óxidoredução. Também nesta etapa do pro cedimento o tubo de vidro em forma de ‘U’ foi preenchida com água para testar o que depois viria ser a ponte salina. Etapa 2 Nessa parte do experimento as chapas de cobre e zinco presas aos jacarés foram colocadas respectivamente em contato com os sulfatos de cobre e zinco, nos béqueres. A ponte de salina foi feita com uma solução de cloreto de sódio e colocada fazendo a ligação entre os béqueres. Etapa 3 Com a intenção de medir a voltagem e a corrente do sistema foram ligados os pólos positivo e negativo a um multímetro. Nesse momento também houve a tentativa de acender um pequeno LED.
Etapa 4 Para aumentar a voltagem do esquema da pilha foi ligado com o de outros colegas. Utilizando jacarés para ligar o pólo positivo de um ao pólo negativo de outro a fim de acender novamente um LED. Etapa 5 Nesse momento foram colocados em circuito três esquemas, aumentando mais ainda sua voltagem e ascendendo dois LED ’s. Materiais
O experimento foi realizado utilizando-se dois béqueres de 100ml (Vidrolab), uma ponte de salina, algodão, um suporte universal, uma garra, dois fios de cobre com um jacaré em cada ponta de ambos, dois LED ’s, uma placa de zinco, uma placa de cobre, uma pisseta (J.Prolab). Equipamentos
Para medir a voltagem e a corrente da pilha de Daniell foi utilizado um multímetro digital (ICEL). Reagentes e soluções
Neste experimento foi utilizada uma solução aquosa 1mol/L de sulfato de cobre, uma solução aquosa 1mol/L de sulfato de zinco e uma solução de cloreto de sódio 20%, ambas preparadas pela técnica Lenise. Resultados e discussões
Na etapa 3 foi medida a voltagem do esquema da Pilha de Daniell: 1,09 volts, apenas 0,01 volts a menos do que era esperado de 1,1 volts, como mostrado na introdução teórica. A corrente da pilha também foi medida com um multímetro, o resultado obtido foi 1,104A. Na etapa 4, quando foram colocados em circuito duas pilhas, foi obtida a voltagem de 2,15 volts. Voltagem esperada pois o primeiro experimento tinha a voltagem de 1,09 volts e o segundo de 1,07volts. A voltagem do sistema interligado é a soma das voltagens dos experimentos. O erro de 0,01 é aceitável pois podem ter ocorrido erros na hora de medir a voltagem individual de cada sistema, e também há uma certa possibilidade de erro em todos
os experimentos. A figura 1 mostra o momento em que o multímetro estava sendo utilizado para medir a voltagem dos sistemas ligados. Já a figura 2 mostra o momento em que a lâmpada de LED foi acesa pelas pilhas interligadas:
Figura 1- Momento em que o multímetro é
Figura 2- Momento em que os dois sistemas fornecem
utilizado para medir a voltagem dos sistemas.
energia para acender um LED.
Na etapa 5, onde foram ligados três sistemas a voltagem foi de 3,18 volts, o que permitiu ligar dois LED ’s. A voltagem do terceiro experimento era de 1,05 volts, a soma das três voltagens apresenta um erro de 0,03volts, valor considerável para o experimento, pois em experimentos como este não se pode buscar total perfeição. A figura 3 mostra o momento em que os sistemas interligados estavam fornecendo energia a um LED.
Figura 3- Momento em que os sistemas interligados estavam forn ecendo energia a um LED.
A função da ponte de salina é manter a neutralidade de cargas dos eletrodos, permitindo o fluxo de íons e completando o circuito elétrico. Referências
[1] T.L. Brown, H.E. LeMay Jr, B.E. Brusten e J.R. Burdge,Química: A Ciência Central, Editora Pearson Prentice Hall, 2008 [2] D. Maia, Práticas de Química para Engenharias, Editora Átomo, Campinas-SP, 2008 [3] http://www.fisica.net/quimica/resumo23.htm, acessado em 15 de outubro de 2011.
