relatÓrio tÉcnico - pilhas galvÂnicas e pilhas de concentraÇÃo
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PONTIFÍCIA UNIVERSIDADE CATÓLICA DE MINAS GERAIS
CAMPUS POÇOS DE CALDAS
PILHAS GALVÂNICAS
E
PILHAS DE CONCENTRAÇÃO
CURSO ENGENHARIA CIVIL – QUÍMICA EXPERIMENTAL
PROFESSORA: ANA PAULA BRESCANCINI RABELO
CARLOS EDUARDO BARALDI
SETEMBRO de 2010
SUMÁRIO
RESUMO PÁGINA 3
OBJETIVO PÁGINA 4
INTRODUÇÃO PÁGINA 5
MATERIAIS E REAGENTES PÁGINA 13
MÉTODOS PÁGINA 14
RESULTADOS PÁGINA 18
CONCLUSÕES PÁGINA 22
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS PÁGINA 23
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RESUMO
O presente relatório refere-se a um estudo experimental
realizado no laboratório de Química da Faculdade Pontifícia
Universidade Católica de Minas Gerais, campus Poços de Caldas,
sob orientação da professora Ana Paula Brescancini Rabelo.
O experimento realizado foca a construção e a análise de
pilhas galvânicas.
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OBJETIVO
O objetivo deste trabalho é determinar experimentalmente o
funcionamento de pilhas galvânicas e comparar os resultados
obtidos pelos experimentos com a l i teratura.
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INTRODUÇÃO
De acordo com as teorias de eletroquímica, a oxidação é um
processo que resulta na perda de um ou mais elétrons pelas
substâncias (átomos, íons ou moléculas). Quando um elemento
está sendo oxidado, seu estado de oxidação altera-se para valores
mais posit ivos. O agente oxidante é aquele que aceita elétrons e é
reduzido durante o processo. Tal definição de oxidação é bastante
generalizada e, portanto, aplica-se também aos processos nos
estados sólido, fundido e gasoso.
A redução é, por sua vez, um processo que resulta em ganho
de um ou mais elétrons pelas substâncias (átomos, íons ou
moléculas).
Quando um elemento está sendo reduzido, seu estado de
oxidação atinge valores mais negativos (ou menos posit ivos). O
agente de redução é conseqüentemente aquele que perde elétrons
e que se oxida no processo. Novamente, é uma definição bem
generalizada e aplica-se também aos processos nos estados
sólido, fundido e gasoso.
Observa-se que a oxidação e a redução sempre ocorrem
simultaneamente.
Em uma pilha galvânica uti l iza-se de uma reação espontânea
de óxido-redução como fonte de energia. Nesse caso, as reações
de óxido-redução ocorrem quando os agentes oxidantes e
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redutores não estão em contato direto, portanto a pilha deve ser
construída separando-se fisicamente a reação global em duas
semi–reações eletródicas, uma delas envolvendo a oxidação e a
outra a redução.
Os elétrons l iberados no eletrodo onde há oxidação (ânodo)
passam pelo circuito externo para o eletrodo onde há redução
(cátodo).
Por exemplo a reação;
Mg ( s ) + 2 Ag+( aq ) Mg2+
( aq ) + 2 Ag ( s )
pode ser obtida pela adição das semi-reações eletródicas;
Ânodo (oxidação): Mg ( s ) Mg 2+( aq ) + 2 e -
Cátodo (redução): Ag+( aq ) + e - Ag ( s )
No ânodo (polo negativo), átomos de magnésio se dissolvem
deixando elétrons no metal, já que os membros não podem existir
l ivres em solução e formando íons magnésio que vão para a
solução.
No cátodo (pólo posit ivo), íons prata são removidos da
solução à medida que recebem elétrons e aí se depositam como
átomos de prata. A neutralidade elétrica das soluções é
estabelecida pelo f luxo de íons através de uma ponte salina. O
fluxo de elétrons do ânodo para o cátodo pode ser detectado por
um voltímetro que fornece a diferença de potencial entre os
eletrodos.
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A tendência que possui um elemento para perder ou ganhar
elétrons varia de acordo com sua posição na série eletroquímica. O
potencial normal de redução é uma quantitativa desta tendência.
Como não é possível medir o potencial absoluto de um eletrodo,
mede-se seu potencial relativo, tomando como padrão o eletrodo
normal de hidrogênio, ao qual foram atribuídos, arbitrariamente, o
potencial 0,00 volts.
Aos eletrodos que perdem elétrons mais facilmente que o
hidrogênio, é atribuído potencial de redução negativo (-); aos
outros são atribuídos potenciais posit ivos (+).
ELETRODOS NAS PILHAS GALVÂNICAS
Os eletrodos em uma célula servem como disposit ivos 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 como ânodo. Neste experimento serão
usados eletrodos metal-íon metálico.
PILHAS GALVÂNICAS
Basicamente uma pilha galvânica apresenta os seguintes
componentes:
a) Ânodo : eletrodo em que há oxidação (corrosão) e onde
a corrente elétrica na forma de íons metálicos posit ivos, entra no
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eletrólito;
b) Eletrólito : condutor (usualmente um líquido) contendo
íons que transportam a corrente elétrica do ânodo para o cátodo;
c) Cátodo : eletrodo onde a corrente elétrica sai do
eletrólito ou o eletrodo no qual as cargas negativas (elétrons)
provocam reações de redução.
d) Circuito metálico : l igação metálica entre o ânodo e o
cátodo por onde escoam os elétrons, no sentido ânodo - cátodo.
A corrente elétrica convencional tem sentido contrário ao de
elétrons. Considerando o sentido convencional, o cátodo é o
eletrodo negativo (-) e o ânodo posit ivo (+); no sentido real os
sinais são contrários, isto é, ânodo (-) e cátodo (+).
A pilha é caracterizada por uma diferença de potencial entre
seus eletrodos, em circuito aberto é a sua força eletromotriz. Ela é,
segundo a convenção de sinais usada pela IUPAC, igual a:
Epilha=Ecátodo−Eânodo
A tensão (voltagem) padrão para uma reação numa pilha, é
a tensão (voltagem) medida quando todos os íons e moléculas em
solução estão na concentração 1mol/L e todos os gases estão na
pressão de 1atm. Quando um voltímetro ou outro disposit ivo de
medida de tensão é l igada a uma pilha ele indica uma diferença de
potencial elétrico (volts).
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EFEITOS DA CONCENTRAÇÃO SOBRE A TENSÃO DA CÉLULA
Consideramos pilhas em que os reagentes e os produtos
se encontram nos estados-padrão. A tensão produzida por uma
pilha depende das concentrações dos reagentes e produtos, e esta
relação pode ser prevista qualitativamente pelo princípio de Le
Châtelier. Consideremos a pilha de Daniell,
Zn(s )/Zn(aq)2+¿ /¿Cu( aq)
2+¿/ Cu( s) ¿¿
A 25ºC, a tensão que a célula produz é 1,10V. Se a
concentração do íon zinco for reduzida abaixo de 1mol/L,
poderemos supor, de acordo com o princípio de Le Châtelier, que
uma diminuição da [Zn 2+ ] acarretará um aumento da tendência de
ocorrer à reação de oxidação e, assim, deveremos observar um
aumento na tensão produzida pela célula. Semelhantemente, com
um decréscimo da [Cu 2+ ] na pilha de Daniell, decresce a tendência
de ocorrer à reação de redução no cátodo, e, igualmente, de
ocorrer à reação da célula, portanto a tensão observada na célula
é inferior ao valor 1,10V.
A dependência da tensão da célula com as concentrações
pode ser descrita quantitativamente. Para tal dependência, usa-se
a equação de Nernst. Seja a reação redox geral a 25ºC:
aA+bB→cC+dD
Onde A, B, C e D são espécies cujas concentrações
podem ser alteradas. Então a equação pode ser escrita como
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E=Etot al0 − RT
nFln
(conc .C )c∗(conc .D)d
(conc . A)a∗(conc .B)b
E = voltagem a uma determinada concentração.
E0t o t a l = voltagem-padrão.
n = número de moles de elétrons transferidos na equação.
R = constante da lei dos gases, 8,31J/mol.K.
T = temperatura absoluta em K;
F = constante de Faraday, 96485coulombs/mol, ou 1joule =
1mol x 1coulomb, F=96485J/V.mol.
Substituindo as constantes e convertendo o logaritmo na
base 10, a equação de Nernst terá a seguinte forma, a 25°C:
E=Etot al0 −0,0591
nlog10
(conc .C )c∗(conc . D)d
(conc . A)a∗(conc . B)b
Considerando as concentrações de espécies em solução
aquosa elas serão expressas sob a forma de molaridade, mol/L,
concentrações de gases são expressas sob a forma de pressões
parciais, (P) e sólidos ou líquidos puros não aparecem na equação.
TIPOS DE PILHA
Pela equação de Nernst observa-se que aparece uma
diferença de potencial entre dois eletrodos quando:
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1. Os eletrodos são constituídos de diferentes substâncias e
possuem, portanto, diferentes potenciais;
2. Os eletrodos são da mesma substância, mas as soluções
contêm concentrações diferentes;
3. Os eletrodos são da mesma substância e as soluções contêm
concentrações iguais, mas os eletrodos estão submetidos a
diferentes pressões parciais de substâncias gasosas;
PRINCIPAIS TIPOS DE PILHAS:
PILHA DE ELETRODOS METÁLICOS DIFERENTES
É o tipo de pilha que ocorre quando dois metais ou l igas
metálicas diferentes estão em contato e imersos num mesmo
eletrólito, é a chamada pilha galvânica ou corrosão galvânica. Por
observações sabe-se que o metal mais ativo na tabela de potencial
de eletrodo, é que funciona como ânodo da pilha. Por exemplo, no
caso do ferro em contato metálico com cobre e imersos em um
eletrólito, como água salgada, ocorre uma transferência de
elétrons do ferro (ânodo) para o cobre (cátodo).
PILHA DE CONCENTRAÇÃO
Existem casos em que se têm materiais metálicos de mesma
natureza, mas que podem originar uma diferença de potencial
formando pilhas e, ocasionando processos de corrosão. Isto ocorre
quando se tem um mesmo material metálico em contato com
diferentes concentrações de um mesmo eletrólito ou em contato
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com o mesmo eletrólito, porém em locais em que os teores de
gases dissolvidos são diferentes.
PILHA DE CONCENTRAÇÃO IÔNICA
Pilha formada por material metálico de mesma natureza, em
contato com soluções de diferentes concentrações.
Pode-se verif icar que, diminuindo-se a concentração dos
íons Mn+ aumenta-se a tendência à perda de elétrons.
- Ânodo: aquele que estiver imerso na solução mais diluída;
- Cátodo: aquele que estiver imerso na solução mais concentrada.
OXIDAÇÃO
MATERIAIS E REAGENTES
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Materiais
Béquer de 100mL e de 250mL.
Placa de Cobre – Cu
Placa de Ferro – Fe (pregos)
Placa de Zinco - Zn
Tubo de vidro em U
Voltímetro
Reagentes
CuSO4 – 0,1mol/L
FeSO4 – 0,1mol/L
FeSO4 – 0,01mol/L
ZnSO4 – 0,1mol/L
KCl – 3M
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MÉTODOS
Para a construção da primeira pilha usada no experimento,
uma lâmina de cobre é colocada em uma solução 0,1mol/L de
sulfato de cobre (CuSO 4) e uma lâmina de zinco, em uma solução
de 0,1mol/L de sulfato de zinco (ZnSO 4).
Na construção da segunda pilha usa-se uma lâmina de cobre
que será colocada em uma solução 0,1mol/L de sulfato de cobre
(CuSO4) e uma lâmina de ferro, em uma solução de 0,1mol/L de
sulfato de ferro (FeSO 4).
Para a construção da terceira pilha usada no experimento,
uma lâmina de ferro é colocada em uma solução 0,1mol/L de
sulfato de ferro (FeSO 4) e uma lâmina de zinco, em uma solução
de 0,1mol/L de sulfato de zinco (ZnSO 4).
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Para a construção da quarta pilha usada no experimento,
uma lâmina de cobre é colocada em uma solução 0,1mol/L de
sulfato de cobre (CuSO 4) e uma lâmina de ferro, em uma solução
de 0,01mol/L de sulfato de ferro (FeSO 4).
Na construção da quinta pilha usa-se uma lâmina de ferro
que será colocada em uma solução 0,01mol/L de sulfato de ferro
(FeSO4) e uma lâmina de zinco, em uma solução de 0,1mol/L de
sulfato de zinco (ZnSO 4).
Cada uma delas irá se comportar como um eletrodo, ou seja,
terminal por onde entram ou saem elétrons.
Os elétrons fluem espontaneamente, através do fio condutor,
no caso da primeira pilha sai da lâmina de zinco para a lâmina de
cobre, e os íons Zn 2+ formados devido à perda de elétrons da
lâmina de zinco migram para a solução. Com um multímetro é
possível medir a voltagem de cada pilha.
Os elétrons provenientes do eletrodo de zinco que escoa
para o eletrodo de cobre irão promover a redução dos cátions
Cu2+ dissolvidos na solução. Assim, no eletrodo de cobre ocorre a
redução dos cátions Cu 2+ e no eletrodo de zinco, a oxidação do
zinco metálico.
NO ELETRODO DE COBRE OCORRE:
- Espessamento da lâmina de Cobre.
- Diminuição da cor azul.
Esses dois fatos podem ser explicados pela semi-reação da
redução:
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Cu(aq)2+ + 2 e- Cu(s)
O eletrodo onde ocorre a redução é o cátodo.
NO ELETRODO DE ZINCO OCORRE:
- Corrosão da lâmina de Zn.
Esse fato poder ser explicado pela semi-reação de oxidação:
Zn(s) Zn(aq)2+ + 2 e-
O eletrodo onde ocorre a oxidação é o ânodo .
Pela análise dessas duas semi-reações, podemos concluir
que os elétrons fluem, no circuito externo, do eletrodo de zinco
para o eletrodo de cobre, ou seja, os elétrons, por apresentarem
carga negativa, migram para o eletrodo posit ivo (pólo posit ivo),
que, nesse caso, é a lâmina de cobre.
A equação global dos processos ocorridos nessa pilha pode
ser obtida pela soma das duas semi-reações:
Ânodo Zn Zn2+ + 2 e-
+
Cátodo Cu2+ + 2 e- Cu
Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu
Oficialmente, por convenção mundial, as pilhas são
representadas da seguinte maneira:
Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu°
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Esse procedimento é usado para todas as pilhas feitas no
laboratório.
1. Zn ( s ) / ZnSO4 ( 0 , 1 mo l / L ) // CuSO4 ( 0 , 1mo l / L ) / Cu ( s )
2. Fe ( s ) / FeSO4 ( 0 , 1mo l / L ) // CuSO4 ( 0 , 1mo l / L ) / Cu ( s )
3. Zn ( s ) / ZnSO4 ( 0 , 1mo l / L ) // FeSO4 ( 0 , 1mo l / L ) / Fe ( s )
4. Fe ( s ) / FeSO4 ( 0 , 01mo l / L ) // CuSO4 ( 0 , 1mo l / L ) / Cu ( s )
5. Zn ( s ) / ZnSO4 ( 0 , 1mo l / L ) // FeSO4 ( 0 , 01mo l / L ) / Fe ( s )
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RESULTADOS
1. Zn ( s ) / ZnSO4 ( 0 , 1 mo l / L ) // CuSO4 ( 0 , 1mo l / L ) / Cu ( s )
Cu2+ + 2 e- Cu Eº = + 0,34V
+
Zn2+ + 2 e- Zn Eº = - 0,76V
Zn Zn2+ + 2 e- Eº = + 0,76V
+
Cu2+ + 2 e- Cu Eº = + 0,34V
Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu Eº = + 1,10V
2. Fe ( s ) / FeSO4 ( 0 , 1mo l / L ) // CuSO4 ( 0 , 1mo l / L ) / Cu ( s )
Cu2+ + 2 e- Cu Eº = + 0,34V
+
Fe2+ + 2 e- Fe Eº = - 0,44V
Fe Fe2+ + 2 e- Eº = + 0,44V
+
Cu2+ + 2 e- Cu Eº= + 0,34V
Fe + Cu2+ Fe2+ + Cu Eº= + 0,78V
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3. Zn ( s ) / ZnSO4 ( 0 , 1mo l / L ) // FeSO4 ( 0 , 1mo l / L ) / Fe ( s )
Zn2+ + 2 e- Zn Eº = - 0,76V
+
Fe2+ + 2 e- Fe Eº = - 0,44V
Zn Zn2+ + 2 e- Eº = + 0,76V
+
Fe2+ + 2 e- Fe Eº = - 0,44V
Fe + Cu2+ Fe2+ + Cu Eº = + 0,32V
4. Fe ( s ) / FeSO4 ( 0 , 01mo l / L ) // CuSO4 ( 0 , 1mo l / L ) / Cu ( s )
Fe2+ + 2 e- Fe Eº = - 0,44V
+
Cu2+ + 2 e- Cu Eº = + 0,34V
Fe Fe2+ + 2 e- Eº = + 0,44V
+
Cu2+ + 2 e- Cu Eº = + 0,34V
Fe + Cu2+ Fe2+ + Cu Eº = + 0,78V
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Equação de Nernst
Q= produtoreagente
Q= [Cu ]2 .¿¿
Q=¿¿
E=0,78−0,05912
log101=E=0,78−0,0296 .0
E=0,78V
5. Zn ( s ) / ZnSO4 ( 0 , 1mo l / L ) // FeSO4 ( 0 , 01mo l / L ) / Fe ( s )
Fe2+ + 2 e- Fe Eº = - 0,44V
+
Zn2+ + 2 e- Zn Eº = - 0,76V
Zn Zn2+ + 2 e- Eº = + 0,76V
+
Fe2+ + 2 e- Fe Eº = - 0,44V
Zn + Fe2+ Zn2+ + Fe Eº = + 0,32V
Equação de Nernst
Q= produtoreagente
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Q=[Fe ]2 .¿¿
Q=¿¿
E=0,32−0,05912
log10101=E=0 ,32−0,0296 .1
E=0 ,29V
PILHAS
ÂNODO CÁTODO
POTENCIALTEÓRICO
POTENCIALPRÁTICO
OXIDA REDUZ
AGENTE OXIDANTE
AGENTE REDUTOR
1 Zinco Cobre 1,10V 1,03V
2 Ferro Cobre 0,78V 0,58V
3 Zinco Ferro 0,32V 0,43V
4 Ferro Cobre 0,78 0,62V
5 Zinco Ferro 0,29V 0,40V
CONCLUSÕES
Após as experimentações, pôde-se observar melhor como ocorrem
as reações de oxirredução. Pôde-se também compreender os
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produtos formados, as colorações obtidas e principalmente, as
reações químicas envolvidas no processo.
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REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Peruzzo, T.M. & Canto, E.L - Química na abordagem do
cotidiano. 2ª edição, V.3, Ed. Moderna, SP, 2000.
http://www.colegioweb.com.br/ .
http://pt.wikipedia.org/wiki/Pilha.
http://www.ebah.com.br/estudo-das-pilhas-galvanicas-pdf-
a12643.html.
http://www.patentesonline.com.br/metodo-para-disposicao-
com-reciclagem-de-componentes-de-pilhas-galvanicas-gastas-
29772.html.
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