A Eletroquímica das Células Galvânicas

Resumo

Este presente relatório tem por objetivo fazer um estudo acerca de células galvânicas, em específico testar o poder redutor de metais; elaboração da célula de Daniell; analisar os efeitos ocasionados ao adicionar uma solução básica nesta pilha; e por fim a construção de uma pilha sanduíche  (Volta).

Palavras chaves:  célula; potencial; eletrodo.

Sumário

1. Introdução        1

2. Metodologia        2

3. Resultados e Discussão        4

4. Conclusão        5

5. Referências        5

1. Introdução

A eletroquímica consiste em uma área da química que tem por finalidade o estudo da correlação entre as reações químicas e a eletricidade. Há reações que ocorrem de forma espontânea (ΔG < 0) e que fazem com que,  em um dispositivo que pode ser denominado célula galvânica ou pilha, conduzam eletricidade. Entretanto, existem reações que é preciso inserir uma corrente elétrica para que ocorra uma reação, ou seja, são processos químicos não espontâneos  (ΔG > 0) e o dispositivo onde ocorre isto são nomeados de células eletrolíticas (ATKINS, 2012)

Um dos exemplos clássicos de uma célula galvânica é a pilha de Daniell, onde o ânodo (polo negativo) é constituído por um eletrodo de zinco metálico (Zn) que está imerso em uma solução aquosa de sulfeto de zinco (ZnSO4). Já o cátodo (polo positivo) é constituído por um eletrodo de cobre metálico (Cu) que está imerso em uma solução aquosa de sulfeto de cobre (CuSO4) (GENTIL, 2004)

 As reações que ocorrem em ambos os eletrodos estão detalhadas nas Reações 1 e 2, onde no polo positivo ocorre a redução dos íons cobre (II) em cobre metálico. E no polo negativo ocorre a oxidação do zinco metálico formando íons zinco (II). Já o processo global que ocorre é mostrado na Reação 3 (GENTIL, 2004)[pic 1]

Esta transferência de elétrons é realizada através de um circuito externo que é ligado entre os eletrodos de cobre e zinco, onde elétrons migram do polo negativo para o positivo. Pra fazer com que este circuíto seja fechado é utilizado uma ponte salina, tubo em formato de U. Onde dentro deste tubo contém uma solução aquosa que pode ser de NaCl, KCl , K2SO4. Além desta função a ponte salina também permite uma migração lenta de íons nos dois sentidos do sistema (GENTIL, 2004).  

O potencial de redução e oxidação são respectivamente a tendência de uma espécie química de ganhar elétrons e perder elétrons. Cada espécie possui um potencial padrão no qual é medido utilizando um eletrodo de hidrogênio como referência. Por exemplo, um metal que tem um potencial muito negativo tem tendência termodinâmica de reduzir um outro metal que possui um potência padrão menos negativo ou positivo. O inverso também é verdade, ou seja, um metal com um potencial muito positivo tem tendência de oxidar um outro metal com um valor de potencial inferior (ATKINS,  2012).

O potencial de uma célula galvânica depende dos metais utilizados nos eletrodos. Este potencial é medido com o auxílio de um multímetro, aparelho é construído para ser utilizado uma corrente pequena, isto evita que a composição da célula não seja alterada durante a medida. O potencial padrão desta pilha de Daniell é  + 1,10 V. É importante salientar que o potencial de uma célula galvânica trata-se de uma propriedade intensiva, ou seja, independe do tamanho da célula (GENTIL, 2004).

Como o potencial da célula de Daniell é positivo (E° = +1,10 V) pode-se ver que através da Equação 1 que o resultado da variação de energia de Gibbs padrão (ΔG°) trata-se de um valor negativo, ou seja, é um processo que ocorrerá de forma espontânea a oxidação do zinco e a redução dos íons cobre (II) nesta célula. Visto que as quantidades de elétrons transferidos neste processo são dois (n=2) e a constante de Faraday (F) é 96485 C.mol-1  (ATKINS, 2012).

Equação 1[pic 2]

Diante do disposto este presente relatório tem por objetivo fazer um estudo acerca de células galvânicas, em específico testar o poder redutor de metais; elaboração da célula de Daniell; analisar os efeitos ocasionados ao adicionar uma solução básica nesta pilha; e por fim a construção de uma pilha sanduíche  (Volta).

2. Metodologia

2.1. Teste do poder redutor de metais

• Com o auxílio de bombril de aço foram lixados dois pedaços de fios de cobre e um prego de ferro, posteriormente foram lavados com água destilada e enxugados com papel toalha;
• Em seguida, foram colocados três tubos de ensaios em uma estante apropriada. Estes tubos foram numerados de 1 a 3.
• No tubo de ensaio 1 foi adicionado 3,0 mL da solução aquosa de sulfato de ferro (FeSO4) 0,1 mol.L-1 e introduzido um dos fios de cobre;
• No tubo 2 adicionou-se 3,0 mL da solução de aquosa de nitrato de prata (AgNO3) 0,1 mol.L-1 e introduziu um fio de cobre;
• Adiante, no tubo 3 foi adicionado 3,0 mL da solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO4) 0,1 mol.L-1 e introduzido o prego de ferro;
• Foram deixados os três tubos em repouso e posteriormente foram anotados no caderno de laboratório as alterações que ocorreram.

2.2 Construção da pilha de Daniell

• Foram lixados, com o auxílio de bombril de aço, duas placas. Uma de cobre e outra de zinco. Em seguida, foram lavadas com água destilada e enxugadas com papel toalha;
• A próxima etapa foi adicionar 70 mL da solução aquosa de CuSO4 0,1 mol.L-1 em um béquer de 200 mL. E depois adicionar 70 mL da solução de ZnSO4 0,1 mol.L-1 em outro béquer de 100 mL. E respectivamente no primeiro béquer foi colocado em contato com a solução a placa de cobre e no outro a placa de zinco;
• A ponte salina foi feita com um pedaço de corda (material sintético), onde esta corda foi embebida em uma solução de KCl 1,0mol.L-1. Esta ponte salina foram introduzidos cada uma das extremidades dentro dos béqueres. Tomou-se o cuidado para que entrasse em contato com a solução dos béqueres;
• Realizou a leitura do potencial da célula com o auxílio de um multímetro. Posteriormente, retirou-se a ponte salina e fez a medida do potencial. Em seguida, introduziu a ponte salina novamente na célula e mediu o potencial. Os resultados obtidos foram anotados no caderno de laboratório.

2.3 Teste do efeito do OH- na pilha

• Foram adicionados 20 mL da solução de NaOH 1,75 mol.L-1  na solução contendo o eletrodo de cobre
• Em seguida, realizou-se a leitura do potencial da célula com o auxílio do multímetro. O resultado obtido foi anotado no caderno de laboratório.

2.4 Construção da pilha “sanduíche”

• Adicionou-se aproximadamente 10 mL da solução de CuSO4 0,1 mol.L-1 em uma placa de Petri. Posteriormente, foi adicionado aproximadamente 10 mL da solução ZnSO4 0,1 mol.L-1 em outra placa de Petri;
• Inseriu-se em cada uma das placas um papel filtro dobrado, de modo para que ficassem embebido na solução. Após 3 minutos foram removidos os papéis com o auxílio de uma pinça metálica;
• Em seguida, colocou-se o papel de filtro, que foi embebido na solução de  sulfato de cobre, sobre uma placa de cobre metálico. O papel, que tinha sido embebido na solução ZnSO4, sobre uma placa de zinco metálico. Ambas as placas foram lixadas previamente, lavadas com água destila e enxugadas com  papel filtro;
• Posteriormente, juntaram se as duas placas de modo que os papéis ficasse um em contanto com o outro. E mediu-se o potencial desta com o auxílio de um multímetro. O resultado obtido foi anotado no caderno de laboratório.

3. Resultados e Discussão

3.1. Teste do poder redutor de metais

No tubo de ensaio 1 onde foi colocado um fio de cobre em uma solução aquosa de FeSO4 pode-se ver que formou um deposito de óxido de cobre (CuO) sobre o fio. Os potências de redução padrão do ferro e do cobre são respectivamente de -0,44 e +0,34 V. Ou seja, a reação espontânea entre este dois metais seria de ferro reduzindo íons cobre (II) a cobre metálico e cobre oxidando ferro metálico a íons ferro (II)e não o processo inverso. Fato este que foi evidenciado visualmente nesta etapa do experimento porque a solução não mudou a cor característica de uma solução aquosa de sulfato de ferro (II).

Já no tubo 2 foi introduzido um fio de cobre dentro de uma solução de nitrato de prata (AgNO3), visualmente pode-se ver que formou um depósito de algum metal sobre a superfície do fio. Este metal é evidência de prata metálica, porque o potencial padrão de redução (Ag+/Ag) da prata é de + 0,80 V então como o cobre tem um potencial (+,034V) menor do que o da prata ele irá se oxidar formando íons Cu2+ e os íons de prata serão reduzidos a prata metálica. A Reação 4 mostra o processo global que ocorreu.

No tubo de ensaio 3 foi introduzido um prego de ferro dentro de uma solução de sulfato de cobre, e visualmente foi visto que a solução que antes era azul começou a ficar mais incolor, devido ao fato de íons Cu2+ serem reduzidos pelo ferro  a cobre metálico e o cobre oxidou o ferro metálico a íons Fe2+. Fato este que foi evidenciado também pela formação de um depósito de cobre sobre o prego. A Reação 5 exemplifica este processo.

Cu(s) + AgNO3(aq) → Cu(NO3)(aq) + Ag(s) Reação 4

Fe(s) + CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu(s)       Reação 5

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