Físico- Química

Universidade Comunitária da Região de Chapecó – UNOCHAPECÓ

Área de Ciências Exatas e Ambientais

Curso de Engenharia Química – 2º Período

Componente Curricular: Físico-Química

Docente: Jaqueline Scapinello

Acadêmicas: Glaucia Mara Vani e Laura Parisotto

TDE – Eletroquímica

1. (1,5) Comente sobre a pilha de Daniel (eletrodos e suas reações, diagrama, reação global).  

Uma pilha é formada quando dois elementos são colocados em contato e seu potencial químico gere uma reação espontânea. A pilha de Daniell - que possui este nome dado por ser seu inventor o químico inglês J. F. Daniell - em específico é formada pelos elementos, cobre e zinco. Ela possui dois sistemas de eletrodos os quais podem ser chamados de meias-pilhas que são separados por uma ponte salina que evita a mistura das duas soluções.

Cada eletrodo (meia-pilha) sofre uma reação diferente. No eletrodo de zinco ocorre a oxidação sendo que neste processo ele doa elétrons enquanto o cobre sofre redução e recebe os elétrons doados. Devido a essa interação entre as placas com o passar do tempo a placa de zinco vai diminuindo seu tamanho enquanto a placa de cobre aumenta. Durante a reação ambos são imersos em uma solução de um sal altamente solúvel, como o ZnSO4 ou o CuSO4. Os eletrodos são conectados com o exterior por dois fios de platina.

A variação de potencial resultante da reação pode ser utilizada por exemplo no acendimento de uma pequena lâmpada ou até de uma calculadora, dependendo da quantidade de composto usado.

O diagrama da pilha é:

PtI(s)|Zn(s)|Zn2+(aq)||Cu2+(aq)|Cu(s)|PtI(s)

[pic 1]

Referências:

CASTELLAN, Gilbert. Fundamentos de Físico-Química.Editora: LTC-Livros Técnicos e Cientificos Editora S.A. Ano: 1986 1ªedição Capítulo 17 Pág.403

NASCIMENTO, Márcia Cristina. A importância da experimentação e da questão ambiental no processo ensino-aprendizagem: montagem da pilha de Daniell com gerenciamento dos compostos gerados. Disponível em: <http://www.portalseer.ufba.br/index.php/anaiseneq2012/article/viewFile/7792/5676>. Acesso em 28 nov 2014.

RUSSEL, John B.Química Geral. Vol.2. 2ªEd. Editora MAKRON Books. 1994. Capítulo 18.

2. (2,5) Faça a dedução da equação de Nernst. Para exemplificar, obtenha a equação de Nernst para a pilha de Daniel.  

        A dependência da tensão da célula com as concentrações pode ser descrita quantitativamente. Para qualquer reação química a energia de Gibbs correspondente é dada por:

∆G = ∆Gº+ RT ln Q

Onde Q é um quociente apropriado das atividades. Combinado esta com a equação  nFErev = -∆G, obtemos:

-nFE = ∆Gº + RT ln Q

O potencial padrão da pilha é definido por:

-nFEº = ∆Gº

Introduzindo este valor de ∆Gº e dividindo por  –nF, obtemos:

[pic 2]

[pic 3]

Essa relação é chamada equações Nernst, em homenagem ao alemão Walther Nernst, que a deduziu em 1889. Usando essa equação, podemos calcular a tensão produzida por qualquer célula, uma vez conhecido os potenciais-padrões do ânodo e do cátodo e as concentrações dos seus reagentes e produtos.

Equação de Nernst para a pilha de Daniel:

Temos que a reação global é:

Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) ; ΔE° = 1,1 V

        O Q é a concentração(K). No caso da pilha de Daniell os que entram na concentração são Cu2+(aq) e Zn2+(aq), pois os demais estão no estado sólido e sua concentração não interfere de maneira significativa.

Então:

[pic 4]

        Conforme a pilha é descarregada, temos que [Zn2+] aumenta e que [Cu2+] diminui, fazendo [Zn2+]/[Cu2+] aumentar. Assim, temos que a ddp da pilha tende a diminuir.

Referências:

CASTELLAN, Gilbert. Fundamentos de Físico-Química.Editora: LTC-Livros Técnicos e Cientificos Editora S.A. Ano: 1986 1ªedição Capítulo 17  Pág.406

Equação de Nernst. Disponível em: <http://www2.iq.usp.br/docente/gcazzell/QFL4020_Aulas/EQ_Nernst_Exp.pdf>. Acesso em 28 nov 14.

RUSSEL, John B.Química Geral. Vol.2. 2ªEd. Editora MAKRON Books. 1994. Capítulo 18.

3. (1,5) Explique como foram definidos os valores de potencial padrão de eletrodos.

        Para que a semi-reação de oxidação ocorra em uma pilha é necessário também haver a semi-reação de redução. Ambas tem influência sobre a tendência de uma reação de óxido-redução ocorrer. Por essa razão, o potencial produzido por uma pilha é a soma das contribuições do ânodo e do cátodo.

        Os eletrodos em uma célula servem como dispositivos de remoção de elétrons do agente redutor no ânodo e fonte de elétrons para o agente oxidante no cátodo. Qualquer eletrodo pode funcionar como cátodo ou ânodo.

        Para definir o potencial de uma pilha precisamos do eletrodo da direita e o eletrodo da esquerda, pois a ∆Eº = Eºdireita – Eºesquerda. É comum colocar o eletrodo mais positivo do lado direito. Além de medir a diferença de potencial entre dois fios o potencial da pilha também estabelece qual eletrodo é mais positivo em relação ao outro. É também comum se estabelecer um zero arbitrário na escala de potenciais, isso é feito quando se estabelece o valor zero para o potencial do eletrodo de hidrogênio no seu estado padrão.

        O escolhido foi o eletrodo de hidrogênio, que é formado por um fio de platina (Pt) com uma placa de platina na ponta dentro de um tubo de vidro que está preenchido com gás hidrogênio (H2) sob pressão de 1 atm. O gás hidrogênio fica adsorvido na placa de platina, que é inerte e não participa da reação. Esse conjunto fica mergulhado numa solução de ácido sulfúrico (H2SO4) de concentração 1 mol/L, em temperatura de 25ºC ou 298 K. Adotou-se por convenção que os potenciais-padrão de redução e de oxidação normais do hidrogênio, medidos em condições padrão, são iguais a zero. Portanto, ligando o eletrodo de hidrogênio com um eletrodo de outro metal, medimos a diferença de potencial dessa pilha formada com um voltímetro e, então, sabemos o valor do potencial-padrão do metal. Por exemplo, digamos que formemos uma pilha em que um eletrodo é de zinco e o outro é o de hidrogênio. O valor medido no voltímetro é igual a - 0,76 V.