Relatório - Pilhas - UFERSA

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PILHAS OU CÉLULAS GALVÂNICAS
C. C. F. de FREITAS1, I. J. M. de PRAXEDES1, L. A. F. FREITAS1, M. A. de SOUZA NETO1, M. T. de O. BRITO1
	
1 Universidade Federal Rural do Semiárido, Departamento de Ciência e Tecnologia
E-mails para contato: caiocesarfreitas10@hotmail.com; jonathanrn1@hotmail.com; lucasamorimf@gmail.com; souzaneto25@hotmail.com; matheusthomasfg@gmail.com.
RESUMO – Quando as reações de oxirredução ocorrem de forma espontânea e produzem uma diferença de potencial entre dois polos, são chamadas de pilhas ou baterias. O intuito deste artigo é estudar e analisar a reação de Zn/Cu, chamada também de pilha de Daniell, que é uma célula galvânica onde os eletrodos são compostos por um metal imerso em uma solução de seus próprios íons. A análise desta reação química será apresentada através da prática realizada em laboratório, na qual foi feita a montagem das semicélulas (ou semicelas) em dois béqueres, utilizando como eletrólitos o Sulfato de Cobre e o Sulfato de Zinco. Através da utilização de um multímetro encontrou-se uma voltagem de aproximadamente 1,1V.
 Palavras chaves: Pilha de Daniell, Reação de oxirredução, Células galvânicas.
	
	 
LABORATÓRIO DE QUÍMICA APLICADA
1. INTRODUÇÃO
Na atualidade, há uma necessidade constante por energia elétrica devido a tecnologia, por exemplo, os carros necessitam de energia para dar partida, os relógios, rádios, entre outros. Logo, tornou-se necessário a conversão de energia química em energia elétrica. Estas baterias e pilhas, também chamadas de células galvânicas, que são utilizadas nesses exemplos funcionam através de reações de oxidação e redução que acontecem espontaneamente produzindo assim um fluxo de elétrons. Importante ressaltar que a energia química pode ser transformada em diversos outros tipos de energia como a térmica, a luminosa.
Um exemplo de uma célula galvânica de fácil construção e estudo é a pilha de Daniell, que foi desenvolvida por John Daniell, em 1836, onde ele descobriu que a pilha seria mais eficiente se fossem usados dois eletrólitos ao invés de um só, como na pilha de Volta. Em geral, os eletrodos são compostos por um metal imerso em uma solução de seus próprios íons. A pilha de Daniell fornece uma voltagem de aproximadamente 1,1V, e é formada por um sistema de cobre e zinco. Essa descoberta representou um grande avanço tecnológico para a época. 
Figura 1. Esquematização da Pilha de Daniell.
A Figura 1, mostra o esquema de uma pilha Cu/Zn, onde em cada semicela há um eletrodo (Zn ou Cu) e um sal correspondente ao eletrodo, chamado também de eletrólito (ZnSO4 ou CuSO4 dissolvidos em água). Durante o resto desse artigo será abordado seu funcionamento, que desencadeia uma série de benefícios para a modernidade. 
2. MATERIAIS E MÉTODOS
2.1. MATERIAIS
Sulfato de zinco (ZnSO4) - 1M
Sulfato de cobre (CuSO4) - 1M
Multímetro 
Pequena lâmpada de LED
Placa de cobre
Placa de zinco
Béqueres
2.2. MÉTODOS
Colocou-se, no béquer 1, 60mL da solução de sulfato de zinco (ZnSO4) 1M. No béquer 2, adicionou-se novamente 60mL, dessa vez, de sulfato de cobre (CuSO4) 1M. A placa de zinco foi colocada no béquer 1, contendo a solução de zinco, e no béquer 2, colocou-se a placa de cobre. A ponte salina foi colocada interligando os dois béqueres. Utilizando o multímetro e, colocando o pólo positivo e negativo nas placas de metais correspondentes, notou-se o valor marcado pelo multímetro, que informa o potencial da pilha.
Por fim, montou-se um circuito de duas pilhas em série, para acender uma pequena luz de LED. Os jacarés foram colocados nas placas, interligados também com o pequeno circuito do LED, que foi aceso utilizando o potencial das pilhas feitas.
3. RESULTADOS E DISCUSSÕES
Após a realização dos procedimentos descritos na seção anterior, pode-se fazer algumas considerações de acordo com os resultados. Na pilha de Daniell construída no laboratório, o fluxo de elétrons se deu do ânodo (eletrodo de Zinco) para a o cátodo (eletrodo de Cobre), como já esperado. Isso acontece pelo fato do Cobre (Cu) possuir um potencial padrão de redução (Eº) maior que o Zinco (Zn), sendo o Eº do Cu igual a 0,34V e o Eº do Zinco igual a -0,76V, de acordo com a Tabela 1 nos anexos.
Figura 2. Semicela de Zn2+/Zn0.
Figura 3. Semicela de Cu2+/Cu0.
Como falado anteriormente, o fato do eletrodo de Zn possuir um menor potencial faz com que o mesmo atue como um polo negativo na pilha e o eletrodo de Cu, que possui maior potencial, funciona como o polo positivo, dessa forma, os elétrons fluem do negativo para o positivo. Portanto, na pilha aconteceu duas semi-reações, do tipo:
Zn0 → Zn2+(aq) + 2e- // Cu2+(aq) + 2e- → Cu0
Estas semi-reações podem ser escritas de uma forma global como:
Zn0 + Cu2+(aq) → Cu0 + Zn2+(aq)
Percebe-se que o Zn oxida e perde elétrons que são transferidos para o Cu que por sua vez está sofrendo redução. Com o passar do tempo a tendência era que a concentração de zinco aumentasse na semicela de Zn2+/Zn0 e a concentração de cobre diminuísse na semicela de Cu2+/Cu0, de acordo também com as equações das reações mostradas anteriormente. Porém a atuação da ponte salina garante um fluxo de ânions para a semicela de Zn2+/Zn0 e de cátions para a semicela de Cu2+/Cu0.
Figura 4. Ponte salina e demais equipamentos.
Esse fato equilibra as concentrações e faz com que não haja acumulo de cargas positivas na semicela de Zn2+/Zn0 (o que atrairia os elétrons da placa de zinco) e nem de cargas negativas na semicela de Cu2+/Cu0 (que repeliriam os elétrons do fio metálico), caso contrário o funcionamento da pilha cessaria, foi constatado quando se retirou a ponte salina momentaneamente e a ddp da pilha caiu drasticamente, até cessar o funcionamento.
	
Figura 5. Medição do potencial padrão da voltaica.
Como pode-se observar na Figura 5, com o auxílio do voltímetro mediu-se uma diferença de potencial elétrico (ddp) da pilha de 1,1V, este resultado já era esperado levando em consideração os potenciais de redução do Zn e do Cu, assim como a Equação 1 a seguir:
∆Eº = Eºcátodo – Eºânodo							 	 (1)
∆Eº = 0,34V – (–0,76V) → ∆Eº = 1,1V
	Com o passar do tempo a tendência é que a placa de zinco sofra corrosão, tendo um aumento na concentração de Zn2+ na solução e a placa de cobre sofra uma maior deposição de cobre metálico, diminuindo a concentração de Cu2+, o que mudaria a coloração da solução, antes com um azul bastante característico, para quase transparente, com o passar do tempo. Porém devido a ponte salina esse fluxo de íons na solução não interromperia o funcionamento da pilha.
	Na segunda parte utilizou-se duas pilhas de Daniell para conseguir acender uma pequena luz LED, visto que com as duas pilhas já se fornece as condições ideias (tensão e corrente elétrica) para que a luz fique ligada, como mostrado nas figuras a seguir.
Figura 7. Lâmpada LED acesa com o sistema montado.
Figura 6. Sistema montado para acender a lâmpada LED.
4. CONCLUSÃO
Diante do disposto e com os resultados em mãos, pode-se inferir a relevância do experimento ora realizado, que demonstra um funcionamento de pilhas e baterias, equipamentos essenciais para o dia a dia da sociedade. Como fora observado, o potencial padrão da pilha montada obteve um valor de 1,1V, valor idêntico ao esperado, atestando a eficiência do procedimento realizado.
No experimento trabalhado, foi possível estabelecer como as reações de oxidação e redução pode ser aplicada de uma forma prática, mais especificamente como usar o fluxo de elétrons da reação para um fim, assim como, se aprofundar ainda mais no assunto trabalhado tanto na disciplina teórica, quanto em laboratório visto que a mesma é de suma importância para os próximos conteúdos que dar-se-á.
5. REFERÊNCIAS
BRAIBANTE, M. E. F.; DE OLIVEIRA, F.V.; KLEIN, S. G. Reações redox através de uma atividade experimental de verificação. Encontro de Debates sobre o Ensino de Química,v. 1, n. 1, p. 531-538, 2014.
CHANG, R. Química geral. AMGH Editora, 2009. 
MAHAN, B. M. e MYERS, R. J.; Química Um Curso Universitário, Ed. Edgard Blucha, São Paulo, 4ª Edição, 1993.
PERUZZO, F. M. e CANTO, E. L., Química Na Abordagem do Cotidiano, Vol. 2, Moderna, São Paulo, 2006. 
ANEXO
PÓS-LABORATÓRIO
Zn° → Zn2+(aq) + 2e- // Cu2+(aq) + 2e- → Cu°
Zn° + Cu2+(aq) → Cu° + Zn2+(aq)
∆Eº = Eºcátodo – Eºânodo
∆Eº = 0,34V – (–0,76V) 
∆Eº = 1,1V
∆G° = -nFE°
∆G° = -2*96500*1,1
∆G° = -212300 J/mol	
A reação é espontânea, pois o valor de ∆Eº deu positivo, ou seja, é uma pilha e está produzindo energia. E o valor de ∆G° é negativo, pois é produzido trabalho para o exterior.
A ponte salina serve para equilibrar a concentração de íons em ambas as semicélulas, pois com o passar do tempo um lado fica com excesso de íons e a outra com pouca concentração. Mantendo a neutralidades das duas soluções. Quando a ponte salina foi retirada da pilha o multímetro zerou quase que instantaneamente, mostrando que não havia mais elétrons passando de um eletrodo para o outro.
Na semicela onde se encontra o Cu, possui também íons de cobre 2+ que tem sua coloração azul e quando os elétrons chegam na placa de Cu os íons de cobre 2+ pega esses elétrons e se torna cobre solido. Com o passar do tempo a concentração de diminui e por isso a solução vai perdendo sua cor.
E = E° - (RT/nF)*ln Q
E = 1,1 – (298*8,3144/2*96500) ln (1/0,2)
E = 1,1 – 0,0128*1,6
E = 1,1-0,02 = 1,08V
Tabela 1. Potencial Padrão de redução de algumas reações.
Nota: Esses valores foram obtidos para o estado padrão, isto é, concentração 1 mol/L para espécies em solução e 1 atm para espécies gasosas a 25°C. Existem tabelas especializadas para outras condições.