FUNDAÇÃO UNIVERSIDADE FEDERAL DO TOCANTINS

CAMPUS UNIVERSITÁRIO DE GURUPI – CENTRO DE CIÊNCIAS AGRÁRIAS E TECNOLÓGICAS

CURSO DE QUÍMICA AMBIENTAL

ELETROQUÍMICA E MÉTODOS ELETROANALÍTICOS

Professor Msc. Welington Francisco

CONSTRUINDO UMA PILHA DE DANIELL E UMA BATERIA DE VOLTA

Walmíria Lima da Costa – 6° período

Gurupi, 17 de dezembro de 2012

CONSTRUINDO UMA PILHA DE DANIELL E UMA BATERIA DE VOLTA

A matéria é composta de partículas eletricamente carregadas, portanto

não é surpreendente que seja possível converter energia química em energia

elétrica e vice-versa. Um exemplo de partícula eletricamente carregada é o

elétron, e em algumas reações químicas, denominadas reações de

oxidorredução, esses elétrons são transferidos de uma substancia à outra.

Quando essa transferência é usada a fim de geração de energia elétrica, faz-se

que os elétrons constantemente transferidos realizem um trabalho e,

consequentemente gerem energia. Esse tipo de sistema, no qual há uma

reação de oxidorredução de modo que haja um trabalho realizado por parte dos

elétrons é denominado células eletroquímicas.

Quando a realização de trabalho e conseqüente geração de energia é

espontânea, dá se o nome de célula galvânica (por exemplo, uma pilha de

Daniell), e quando faz-se necessário um fornecimento de energia por meio de

aplicação de diferença de potencial para início da reação de oxidorredução, dá

se o nome de células eletrolíticas. Quando se faz a junção de duas ou mais

células galvânicas, tem-se uma bateria (como a bateria de Volta). Quando a

reação de oxidorredução ocorre e os elétrons realizam trabalho, há uma

geração de energia potencial, e conseqüente tensão gerada. Quando se deseja

multiplicar essa tensão, faz-se um acoplamento em série de células.

Uma pilha de Daniell consiste em dois eletrodos, um contendo solução

aquosa de sulfato de zinco em interface com uma placa de zinco (anodo) e um

contendo uma solução aquosa de sulfato de cobre em interface com uma placa

de cobre (catodo). Daniell sabia que a reação redox entre cobre e zinco era

espontânea porque, quando um pedaço de zinco é colocado numa solução

aquosa de sulfato de cobre (II), o cobre metálico é depositado na superfície do

zinco. Em termos atômicos, quando a reação acontece, os elétrons são

transferidos do Zn para os íons de Cu²+ através da solução. Estes elétrons

reduzem os íons de Cu²+ a átomos de cobre metálico, que aderem à superfície

do zinco ou formam um precipitado no fundo do frasco. A placa de zinco

desaparece progressivamente, enquanto seus átomos doam elétrons e formam

íons Zn²+ que migram para a solução. Daniell notou que poderia rearranjar a

reação para realizar trabalho separando as semi-reações de oxidação e

redução em compartimentos distintos. Assim, para que os elétrons dos átomos

de Zn passem para os íons de Cu²+, eles devem transitar através de um circuito

externo no qual realizem trabalho.

As reações de oxidorredução são constantemente utilizadas para fins de

geração de energia, sendo as únicas reações químicas que podem ser

monitoradas para tal. O porquê já foi mencionado acima, e pode ser

especificado como transferência constante de elétrons de uma substancia para

outra.

Quando uma reação oxidorredução é monitorada para fim de geração de

energia elétrica, é importante fazer-se uso de um aparelho para medir a

capacidade ou potencial da célula (ou pilha); esse aparelho é denominado

voltímetro e impulsiona os elétrons através de um circuito externo, no qual

normalmente efetuarão algum trabalho útil, tal como a produção de luz, calor

ou geração de um campo magnético, que deflete em um ponteiro. Tendo

conhecimento da tensão gerada, pode-se fazer uso da mesma para realização

de um procedimento específico, tal como carregar a bateria de um aparelho

celular, acender uma lâmpada e etc. Quando se quer uma tensão maior, faz-se

a multiplicação da tensão que esta sendo gerada acoplando-se a célula outra

célula do mesmo tipo, em série.

Para realização do experimento em questão, baseado na construção de

uma pilha de Daniell e uma bateria de Volta, utilizaram-se uma solução de

sulfato de cobre penta hidratado (CuSO4.5H2O) e sulfato de zinco hepta

hidratado (ZnSO4.7H2O), preparadas adicionando-se 125g de cada sal em 500

mL de água destilada. O cálculo das concentrações segue abaixo:

Para CuSO4.5H2O:

Tem-se uma massa adicionada de 125g e um volume de solução de 500

mL, ou seja, 0,5L. Tendo a massa molar (MM) do CuSO4.5H2O igual a

249,683g/mol, considera-se:

C= nV

; n=mMM

Aplicando-se os valores, conclui-se que temos uma concentração de

solução de 1,001 mol/L.

Para ZnSO4.7H2O:

Tem-se uma massa adicionada de 125g e um volume de solução de 500

mL, ou seja, 0,5L. Tendo a massa molar (MM) do ZnSO4.7H2O igual a

287,576g/mol, considera-se:

C= nV

; n=mMM

Aplicando-se os valores, conclui-se que temos uma concentração de

solução de 0,869 mol/L.

A montagem foi realizada em sistema eletrolítico comum, sendo o

eletrodo de zinco montado na cuba eletrolítica e o de cobre em uma cuba

porosa. Os eletrodos foram montados adicionando a solução dos respectivos

íons em seus recipientes, seguidas pela adição das placas de cada metal:

solução de íon zinco II com placa de zinco metálico e solução de cobre II com

placa de cobre metálico. As soluções de íons devem conter cada qual sua

respectiva placa metálica porque devem ser montados eletrodos separados,

com finalidade de que os elétrons, ao serem transferidos, realizem trabalho.

A cuba porosa (contendo o eletrodo de cobre) foi encaixada dentro da

cuba eletrolítica (contendo o eletrodo de zinco), de maneira que os dois

eletrodos ficassem conectados por interface, e não por ponte salina, que é

outra maneira comum para construção de uma pilha de Daniell. A finalidade da

separação mediante o material poroso é manter íons cúpricos afastados do

ânodo, para o escoamento de elétrons pelo circuito externo, e permitir a

migração dos íons entre os compartimentos (a corrente elétrica completa o

circuito).

Antes da montagem, limparam-se as placas de cobre e zinco com palha

de aço, para extração de óxidos e demais contaminantes sólidos presentes na

mesma, seguida por lavagem com água e etanol; essa etapa faz-se necessária

porque pode haver resquícios de gordura ou suor na placa, e é importante que

todos os possíveis interferentes sejam eliminados.

Têm-se que em reações de oxidorredução o metal mais reativo sofre a

oxidação, assim, a reação que ocorre na célula galvânica em questão é:

Zn(s) + Cu2+(aq)   Cu(s) + Zn2+(aq)

As semi-reações ocorrem cada uma em seu eletrodo, e podem ser

divididas em:

Oxidação: 2 Zn(s) 2 Zn2+(aq) + 2e-

Redução: Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)

Tem-se que o cátodo é o local denominado polo positivo, e é onde

ocorre a reação de redução; e o anodo é o local denominado polo negativo, e é

onde ocorre a reação de oxidação.

O multímetro foi utilizado para medir a diferença de potencial da célula e

para fechar o circuito.

Figura 1: Do lado esquerdo a montagem da célula galvânica, com o eletrodo de zinco

montado dentro da cuba eletrolítica transparente e o eletrodo de cobre dentro da cuba

semipermeável de porcelana. Do lado esquerdo há um multímetro semelhante ao

utilizado em sala de aula.

Ao se fechar o circuito algumas observações puderam ser feitas:

Ao se adicionar o conector preto na placa de cobre e o vermelho na

placa de zinco, obtinham-se valores positivos para diferença de

potencial. Porém, quando se realizavam o contrario, observava-se

que o valor passava a ser negativo.

Os valores obtidos no multímetro, conforme o item acima, foram V=

1,08V e V= -1,08V, respectivamente.

Quando os dois conectores do multímetro eram encostados na placa

de zinco, ou mesmo na placa de cobre, observava-se uma leitura de

valor nulo (zero).

Esses valores obtidos são referentes a uma diferença de potencial, que

é igual ao trabalho que deve ser feito pelos elétrons, por unidade de carga,

contra um campo elétrico. Uma diferença de potencial pode representar tanto

uma fonte de energia (células galvânicas), quanto pode representar energia

"perdida" ou armazenada (células eletrolíticas).

O sentido do movimento dos elétrons é indicado pelo sinal da tensão

medida pelo voltímetro. Quando o valor dá negativo, indica que a análise está

sendo contra o sentido dos elétrons. Os valores obtidos no multímetro indicam

que a pilha gera uma tensão de 1,08V. Esse valor pode ser utilizado para

atividade que necessite dessa quantidade de diferença de potencial, como

acender uma lâmpada. Quando se deseja aumentar a tensão, faz-se um

acoplamento em série de mais células galvânicas, conforme foi feito no

experimento em questão. Ao fazer isso, obtêm-se um valor de diferença de

diferença de potencial de 2,16V, ou seja, exatamente o dobro de uma única

célula. Essa multiplicação ocorre conforme aumenta o número de células.

Figura 2: Montagem de uma bateria a partir de duas células galvânicas de Zn|

ZnSO4 (0,869mol/L)||CuSO4(1,001mol/L)|Cu.

Após o termino da montagem, pode ser observado indícios das reações

nas placas de cobre e zinco. A tendência é que os íons oxidados de cobre

sejam depositados na placa de cobre e que a placa de zinco seja reduzida com

o tempo, e no termino de toda a reação, suma. Isso pode ser levemente

observado na figura 3. A utilização de placas grossas e de uma dimensão

considerável permite uma elevação no tempo de reação.

Figura 3: Placas de cobre e Zinco após a reação de oxidorredução na célula de

Zn|ZnSO4(0,869mol/L)|CuSO4(1,001mol/L)|Cu.

Para montagem da bateria de Volta, utilizaram-se quatro placas

metálicas, duas de zinco e duas de cobre, colocadas uma sobre a outra,

entremeados por papel filtro embebidos em uma solução aquosa de vinagre e

cloreto de sódio. 18 g do sal para cada 50 mL de vinagre. É importante que

fique alternado as placas de zinco e cobre, e que as mesmas não se encostem,

uma vez que isso poderia interferir na reação.

Alexandre Volta, inventor da bateria, foi professor de Física e eterno

apaixonado pela eletricidade. Estudou com Galvani, e conseguiu provar que o

mesmo estava errado quando afirmava que para ocorrer reações que

produzissem tensão elétrica era necessária a presença de tecido animal. Sua

mais importante descoberta foi a bateria de Volta, ou como ele mesmo

nomeou, coroa de copos.

Foram feitas duas leituras com o multímetro para diferença de potencial

gerada pela bateria: com duas e com quatro placas. Quando a leitura foi feita

no sistema com duas placas, obteve-se um valor de +0,74V, e quando a leitura

foi feira com quatro placas, obteve-se um valor de +0,76V.

Figura 4: Montagem da bateria de Volta.

Quando é feita alternância entre as placas para contato com o

multímetro, algumas observações podem ser feitas:

Quando os contatos são feitos nas placas mais distantes, obtêm-se

um valor maior do que quando os contatos são feitos em placas mais

próximas.

Isso ocorre porque, quando os contatos são feitos em placas mais

distantes, o trabalho realizado pelos elétrons é maior, e isso é expresso em

diferença de potencial, ou voltagem.

Quando os contatos são feitos na mesma placa, o valor de diferença

de potencial é nulo.

Isso é justificado de maneira semelhante a pilha de Daniell. Quando os

contatos são feitos no mesmo eletrodo, não há um trabalho de elétrons sendo

analisado, uma vez que não há transferência de elétrons em um único eletrodo,

ou placa, no caso.

Na bateria de Volta, a utilização de solução de cloreto de sódio em

vinagre permite uma locomoção dos elétrons transferidos entre uma placa e

outra, e o não contato entre as placas permite, através do papel filtro, que

apenas os íons e elétrons transitem no sistema. Se as placas se tocarem, não

haveria transferência de elétrons, que é permitida pela solução de cloreto em

vinagre.

O esperado é que, quando fosse feita a duplicação das placas, o valor

encontrado no multímetro para diferença de potencial multiplicasse, assim

como em baterias por acoplamento de células galvânicas. Isso não ocorreu,

conforme pode ser observado pelos valores citados acima. O que pode explicar

tal fato é o possível contato entre as placas, uma vez que o papel filtro possui

os cantos arredondados e não era possível fazer com que ele tomasse toda a

dimensão das placas.

Porém as reações puderam ser observadas, uma vez que havia indícios

das mesmas nas placas, conforme pode ser observado na Figura 5. Nas placas

pode ser observada uma deposição de cobre na placa de zinco, que começa a

adquirir uma cor escura.

Figura 5: Placas de cobre (a direita) e de zinco (a esquerda) após a finalização do

experimento de bateria de Volta.

CONSLUSÃO

Os conhecimentos aceca das reações de oxidorredução são comumente

utilizadas no controle de corrosão de materiais, processos de proteção de

materiais, principalmente metálicos, geração de energia (como produção de

pilhas e baterias) e aplicação em diversas outras técnicas eletroquímicas e de

titulações redox. Na pratica em questão, foram feitas células galvânicas e uma

bateria. Os valores obtidos nas células foram bastante satisfatórios, uma vez

que, quando realizou-se o aumento do número de células, o valor da diferença

de potencial obtido multiplicou-se pelo número de células, conforme o

esperado. Já na bateria de Volta, infelizmente o mesmo não pode ser

observado, uma vez que, ao aumentar o número de placas, o valor da

diferença de potencial obtido sofreu um aumento muito pequeno, na casa de

0,02 unidades. Conforme já mencionado no decorrer do texto, isso pode ser

explicado pelo possível contato entre as placas, que interferiu no sistema

eletrolítico. Sempre que os mesmos procedimentos forem tomados, espera-se

que os resultados referentes a diferença de potencial seja semelhantes, uma

vez que esse valor é característico de cada substância.

REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS

SKOOG; WEST; HOLLER; CROUCH. Fundamentos de Química

Analítica. Tradução da 8ª edição norte-americana. São Paulo: Thonsom, 2005.

OLIVEIRA, A. G. OLIVEIRA, I. T. P. Construção De Uma Pilha Didática

De Baixo Custo. Cad.Cat.Ens.Fís., v. 18, n.1: p.101-107, abr. 2001.

VILLULLAS, H. M. TICIANELLI, E. A. GONZÁLEZ, E. R. Células a

Combustível: Energia limpa a partir de fontes renováveis. Química Nova na

escola, n° 15, 2002.