2º série48

Capítulo 7 Eletroquímica: pilhas e baterias

Introdução teórica

Pilhas e baterias são células eletroquí-micas ou células galvânicas que produzem energia elétrica por meio de reações de oxir-redução. A diferença básica é que a bateria é formada por pilhas ligadas em série.

Para compreender o funcionamento de uma pilha, vamos entender alguns conceitos fundamentais.

a) Quantidade de carga elétrica (Q)

Como vimos nos modelos atômicos das partículas fundamentais do átomo, os pró-tons apresentam carga elétrica positiva e o elétron carga elétrica negativa. O modelo atômico de Thomson permitiu determinar a menor quantidade de carga que compunha o átomo, a carga elétrica de um elétron que corresponde a - 1,6 x 10-19 C. A carga do pró-ton corresponde a igual valor, em módulo. Então a quantidade de carga elétrica de um corpo eletrizado é proporcional ao número de partículas (n) existente em um material, que pode ser calculada pela equação:

Q = n . e

b) Corrente elétrica (i)

Corrente elétrica é a quantidade de carga que desloca ordenadamente por meio de um condutor a um determinado tempo.

Essa corrente elétrica é causada por uma diferença de potencial elétrico (ddp), que po-demos chamar também de tensão elétrica.

c) Potencial de oxidação e potencial de redução

Os potenciais de oxidação e redução me-dem a capacidade de uma espécie química perder ou ganhar elétrons. Esses potenciais foram padronizados determinando o poten-cial 0 volt (v) para o hidrogênio. O esquema a seguir mostra essa determinação.

Eletrodo do Zinco

0.76v

Zinco

Ponte Salina

Platina

Zn(s) → Zn2+ (aq) + 2e- 2H+ (aq) + 2e- → H2 (g)

ZnSO4 = 1,0 M [HCl] = 1,0 molar

Eletrodode

referência

_

e-

e-

H2

NO3- k+

P = 1 atm

Eletrodo padrão de Hidrogênio

No experimento, o zinco está sofrendo oxi-dação e o hidrogênio redução. Então, podemos dizer que o potencial de oxidação do zinco é 0,76 V.

Para representar os potenciais de oxidação, utilizamos as semirreações de oxidação ou de redução. Se utilizarmos as semirreações de oxidação, o potencial fornecido é de oxidação. Veja os exemplos.

Potencial de oxidação (E0Oxi)

Zn(s) → Zn2+(aq) + 2 e- + 0,76 VCu(s) → Cu2+(aq) + 2 e- - 0,34 V

Potencial de redução (E0Red)

Zn2+(aq) + 2 e- → Zn(s) - 0,76 VCu2+(aq) + 2 e- → Cu(s) + 0,34 V

Pilha de Daniell

Uma pilha é uma cela eletroquímica que converte energia química em energia elétri-ca. O esquema a seguir mostra o formato da pilha de Daniell.

Montagem da pilha:

• Em um béquer, coloca-se uma solução de sulfato de zinco, imergindo, nessa solução, uma placa de zinco.

• No outro béquer, coloca-se uma solu-ção de sulfato de cobre II, submergindo uma placa de cobre.

• Conecte uma lâmpada no fio condutor e ligue-o nas placas contidas na solu-ção.

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Capítulo 7 Eletroquímica: pilhas e baterias

• Introduz-se nas soluções um tubo em forma de U contendo cloreto de potás-sio (KCℓ).

Funcionamento da pilha:

• A placa de zinco (polo negativo) sofre oxidação pela perda de dois elétrons que se deslocam para a placa de co-bre (polo positivo). Essa placa de zinco sofre corrosão e diminui a massa, e a placa de cobre sofre deposição e au-menta a massa.

• Os elétrons fluem do polo positivo (ânodo) para o polo negativo (cátodo). Essa corrente elétrica permite acender a lâmpada.

• A ponte salina equilibra as cargas, já que na solução contendo sulfato de zinco ocorre a concentração de íons Zn2+ , e na solução contendo sulfato de cobre II ocorre a diminuição dos íons Cu2+.

2º série50

Experimento 16 Reações espontâneas e não espontâneas

Objetivos

• Realizar reações químicas que envol-vam a transferência de elétrons.

• Identificar reações espontâneas e não espontâneas de oxidorredução por meio dos potenciais de redução.

Materiais necessários

• 1 proveta de 100 mL • 1 béquer de 250 mL • Barra de zinco • Cobre metálico • Pedaço de chumbo • Papel alumínio • Prata metálica • 1 lata de refrigerante • Lixa• Solução de:

- Nitrato de chumbo II- Sulfato de cobre II- Sulfato de zinco- Cloreto de sódio- Nitrato de prata- Cloreto de sódio

Procedimentos

CUIDADO: Evite o contato da solução de nitrato de prata com a pele. Poderão ocorrer queimaduras.

Parte A: Oxidação do chumbo (Pb) e redução da prata (Ag). (Experiência Demonstrativa)

a) Em um tubo de ensaio, adicione 4 mL de solução de nitrato de prata, AgNO3(aq).

b) Mergulhe um pedaço de chumbo na solu-ção de AgNO3.

c) O que você observou?d) Num tubo de ensaio, adicione 4 mL de solu-

ção de nitrato de chumbo II, Pb(NO3)2(aq).e) Mergulhe um pedaço de prata metálica na

solução de cloreto férrico.f) Anote suas observações.

Parte B: Redução do cobre (Cu) e oxidação do alumínio (Aℓ). (Experiência Demonstrati-va)

a) Corte a parte superior da lata e logo de-pois lixe a parte do interior da lata para re-tirar a película de plástico existente dentro dela.

b) Prepare uma solução diluindo 25 g de sul-fato de cobre II, CuSO4(aq), em 100 mL de água.

c) Transfira essa solução para dentro da lata até acima da parte lixada.

d) Adicione um pouco de cloreto de sódio, NaCℓ, na solução de sulfato de cobre II.

e) Anote suas observações.

Parte C: Oxidação do zinco (Zn)

a) Em um tubo de ensaio, adicione 4 mL de so-lução de sulfato de cobre II, CuSO4(aq).

b) Mergulhe a barra de zinco na solução de sulfato de cobre II.

c) Anote suas observações.d) Em um tubo de ensaio, adicione 4 mL de

solução de sulfato de zinco, ZnSO4(aq).e) Mergulhe um pedaço de cobre metálico

(Cu) na solução de sulfato de zinco.f) Anote suas observações.

Observações microscópicas

Parte A: Oxidação do chumbo (Pb) e redução da prata (Ag). (Experiência Demonstrativa)

Os átomos de chumbo metálico (Pb0) per-dem elétrons sofrendo oxidação. Esses elé-trons são capturados por íons de prata (Ag1+), sofrendo redução.

Parte B: Redução do cobre (Cu) e oxidação do alumínio (Aℓ). (Experiência Demonstrativa)

Os átomos de alumínio metálico (Aℓ0) per-dem elétrons sofrendo oxidação. Esses elé-trons são capturados por íons de cobre II (Cu2+) sofrendo redução.

Parte C: Oxidação do zinco (Zn)

Os átomos de zinco metálico (Zn0) perdem elétrons sofrendo oxidação. Esses elétrons

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são capturados por íons de cobre II (Cu2+) so-frendo redução.

Representações

Parte A: Oxidação do chumbo (Pb) e redução da prata (Ag).

Pb0(s) → Pb2+(aq) + 2e-

Ag+(aq) + e- → Ag0(s) (x2)

Pb0(s) + 2 Ag+(aq) → Pb2+(aq) + 2 Ag0(s)

Parte B: Redução do cobre (Cu) e oxidação do alumínio (Aℓ).

Aℓ0(s) → Aℓ3+(aq) + 3e- (x2)

Cu2+(aq) + 2e- → Cu0(s) (x3)

2 Aℓ0(s) + 3 Cu2+(aq) → 2 Aℓ3+(aq) + 3 Cu0(s)

Parte C: Oxidação do zinco (Zn)

Zn0(s) → Zn2+(aq) + 2e-

Cu2+(aq) + 2e- → Cu0(s)

Zn0(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu0(s)

Conclusão

Para responder às questões a seguir, consul-te a tabela de potencial de redução no final da conclusão.

1) Coloque os metais utilizados na prática, em ordem crescente de reatividade.

2) Qual dos metais utilizados na prática apre-senta o maior potencial de oxidação? E qual o que apresenta o maior potencial de redu-ção?

3) O que ocorreria se adicionássemos um pedaço de alumínio metálico (Aℓ) à solução de nitrato de prata, AgNO3(aq)? Justifique sua resposta.

4) Represente as semirreações e a reação global entre o alumínio metálico (Aℓ0) e o íon prata (Ag1+).

Tabela de potencial de redução ( 1 mo/L, 25ºC)

Aℓ3+ (aq) + 3e- → Aℓ0(s) E0 = - 1,66 VZn2+ (aq) + 2e- → Zn0(s) E0 = - 0,76 VFe2+ (aq) + 2e- → Fe0(s) E0 = - 0,44 VPb2+ (aq) + 2e- → Pb0(s) E0 = - 0,13 V2 H+(aq) + 2e- → H2(g) E0 = + 0,00 VCu2+ (aq) + 2e- → Cu0(s) E0 = + 0,34 VAg+ (aq) + e- → Ag0(s) E0 = + 0,80 V

Anotações

Experimento 16 Reações espontâneas e não espontâneas

0

2º série52

Experimento 17 Pilhas I

Objetivos

• Realizar reações químicas que envol-vam a transferência de elétrons.

• Identificar as espécies químicas que sofrem oxidação e as que sofrem redu-ção em uma pilha eletroquímica.

• Efetuar a montagem de uma pilha de Daniell.

• Identificar o ânodo e o cátodo da pilha.• Realizar cálculos de ddp.

Materiais necessários

• 2 béqueres – 100 mL • Tubo em U • Fios condutores • Voltímetro • Fio de cobre • Placas de zinco • Despertador ou calculadora• Solução de:

- Sulfato de cobre II- Sulfato de zinco- Cloreto de potássio- Batata- Algodão

Procedimentos

Parte A: Pilha de Daniell (Experiência De-monstrativa)

a) Coloque 80 mL da solução de sulfato de zinco (ZnSO4) no béquer A. No béquer B, coloque 80 mL da solução de sulfato de cobre II (CuSO4).

b) Insira no béquer A a lâmina de zinco (Zn) que está conectada ao fio preto e, em se-guida, insira o fio de cobre, que está co-nectado ao fio vermelho, no béquer B. Conecte os fios preto e vermelho ao vol-tímetro.

c) Coloque no tubo em U a solução de clore-to de potássio (KCℓ). Conecte nas extre-midades do tubo em U dois chumaços de algodão.

d) Coloque as extremidades do tubo em U nos béqueres A e B.

e) Anote suas observações.

Parte B: Pilha de batata

a) Conecte a placa de zinco A, acoplada à calculadora, em uma das metades da ba-tata que está sobre sua bancada. Em se-guida, conecte o fio de cobre A, acoplado à calculadora, na outra metade da batata.

b) Conecte o fio de cobre B na metade da batata contendo a placa de zinco A. Em seguida, conecte a placa de zinco B na metade da batata contendo o fio de cobre A. Ligue a calculadora.

c) Anote suas observações.

Observações microscópicas

Parte A: Pilha de Daniell

Ânodo: Os átomos de zinco metálico so-frem oxidação perdendo 2 elétrons e forman-do íons de zinco. Esses íons se espalham pela solução, aumentando o número de car-gas positivas. A ponte salina fornece íons clo-reto para equilibrar as cargas na solução.

Cátodo: Os íons de cobre II recebem elé-trons do átomo de zinco, formando cobre me-tálico. A ponte salina fornece íons de potássio para equilibrar as cargas da solução.

Parte B: Pilha de batata

Ânodo: Os átomos de zinco metálico so-frem oxidação, perdendo 2 elétrons e forman-do íons de zinco. Esses íons se espalham pelo sistema aquoso da batata.

Cátodo: Os íons de hidrogênio recebem elétrons dos átomos de zinco, formando gás hidrogênio.

Representações

Parte A: Pilha de Daniell

Zn0(s) → Zn2+(aq) + 2e-

Cu2+(aq) + 2e- → Cu0(s)

Zn0(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu0(s)

Parte B: Pilha de batata

Zn0(s) → Zn2+(aq) + 2e-

2 H+(aq) + 2e- → H2(g)

Zn0(s) + 2 H+(aq) → Zn2+(aq) + H2(g)

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Experimento 17 Pilhas I

Conclusão

Para responder às questões, consulte a ta-bela de potencial de redução no final da con-clusão.

1) Analisando a parte A da experiência, res-ponda aos itens.

a) Qual a espécie química que oxida e qual a espécie química que reduz?

b) O que ocorreu no eletrodo positivo? E no negativo?

c) Qual o sentido do fluxo de elétrons no pro-cesso?

d) Indique o ânodo e o cátodo da pilha. e) Calcule a ddp da pilha, em Volts.

2) Sabendo que foram substituídos o cobre (Cu) e o zinco (Zn) pelos metais ferro (Fe) e magnésio (Mg) metálicos, responda aos itens.

a) O que ocorreria com a placa de ferro? b) Qual seria o cátodo da pilha? c) Calcule a ddp dessa pilha, em Volts.

Tabela de potencial de redução (1 mo/L, 25ºC)

Mg2+ (aq) + 2e- → Mg0(s) E0 = - 2,36 VAℓ3+ (aq) + 3e- → Aℓ0(s) E0 = -1,66 VZn2+ (aq) + 2e- → Zn0(s) E0 = - 0,76 VFe2+ (aq) + 2e- → Fe0(s) E0 = - 0,44 VPb2+ (aq) + 2e- → Pb0(s) E0 = - 0,13 V2 H+(aq) + 2e- → H2(g) E0 = + 0,00 VCu2+ (aq) + 2e- → Cu0(s) E0 = + 0,34 VAg+ (aq) + e- → Ag0(s) E0 = + 0,80 V

Anotações