Bateria Al-Ar

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Associação de Ensino e Cultura 
Faculdade Pio Décimo 
 
 
Bateria Alumínio-ar
 
Álvaro Viera dos Santos
Andreza Vilas Boas dos Santos
 Bruno César Barbosa Rodrigues 
Jociel Santos Soares
Larissa Santos Silva 
Lorena Gomes Lisboa Brandão
Naara da Silva Santos
Vitor Lima Prata
Data do Exp. : 20/11/2017                                                Período: 4°
Álvaro Viera dos Santos
Andreza Vilas Boas dos Santos
 Bruno César Barbosa Rodrigues 
Jociel Santos Soares
Larissa Santos Silva 
Lorena Gomes Lisboa Brandão
Naara da Silva Santos
Vitor Lima Prata
Relatório de Físico-Química II
Bateria Alumínio-ar
Relatório solicitado pela professora Ana Angélica da disciplina de Físico-Química II da faculdade Pio Décimo. Como instrumento de avaliação da II unidade.
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Introdução
A eletroquímica é a parte da química que estuda as reações que envolvem transferência de elétrons, as chamadas reações de oxirredução, onde essa transferência de elétrons é transformada em energia, onde energia química pode transformar-se em energia elétrica (pilha) e vice-versa (eletrólise). 
Em toda reação de oxirredução é preciso de duas espécies, na qual uma será a espécie reduzida (ganha elétrons) e a outra será a espécie oxidada (perde elétrons). 
A pilha, também conhecida como célula galvânica, é um dispositivo no qual acontece uma reação química onde há transferência de elétrons de forma espontânea, convertendo-se em energia elétrica. Na montagem da pilha encontram-se dois polos (eletrodos), um onde ocorrerá a oxidação e o outro onde ocorrerá a redução, denominados respectivamente ânodo e cátodo. É uma reação espontânea, mas só acontecerá em uma solução eletrolítica, pois a água pura não possui íons condutores. A energia elétrica gerada na reação é considerada o potencial da célula galvânica.
O potencial de uma semi-célula é medido através do potencial padrão do hidrogênio, que não possui voltagem. Sendo assim, quando uma pilha era montada com um dos eletrodos sendo de hidrogênio, a voltagem medida era considerada vinda apenas do outro eletrodo utilizado. 
Objetivos
Construir uma bateria;
Observar a condução de energia elétrica por meio de uma solução eletrolítica;
Metodologia
Materiais e reagentes utilizados:
Béquers;
Fios de Cobre;
Alumínio (plaquinhas);
LED verde;
Fios condutores (jacarés);
Voltímetro;
Solução de Cloreto de Sódio (NaCl).
Procedimento experimental:
O procedimento da construção de uma pilha de Daniell foi iniciado após instruções do docente sobre o manuseio dos equipamentos e materiais usados: 
O primeiro passo foi misturar cerca de 20g de sal em 400 mL de água morna. 
O segundo passo do experimento consistiu em cortar cinco pedaços de papel alumínio medindo aproximadamente 10 cm x 10 cm. Dobre cada um pela metade, depois pela metade novamente no sentido longitudinal, e obter ao final uma seção dobrada de cerca de 2,5 cm x 10 cm. 
No terceiro passo, cortaram-se cinco seções de fio de cobre com cerca de 10 cm de comprimento. Retire o isolamento de suas extremidades, e para cada uma das extremidades separe um lado do mesmo, de modo que uma das extremidades pareça uma vassoura e a outra seja enrolada. 
Logo em seguida, no quarto passo, adicione aos béqueres uma folha de alumínio e um fio de cobre com suas extremidades da vassoura para dentro, se atentando para que eles não se toquem dentro do béquer. 
Após isso, usando os cabos dos clipes de jacaré, conecte-os aos nossos eletrodos de alumínio e de cobre que foram confeccionados. Os clipes de jacaré devem está conectados separadamente em serie, ou seja, um lado do clipe na folha de alumínio, e o outro lado do clipe de jacaré justamente no fio de cobre do copo seguinte. 
O ultimo passo para finalizar a pratica foi encher os béqueres com solução de água salgada e conectar os últimos fios finais a um multímetro e depois a um LED.
Resultados e Discussão
A corrente elétrica é o fluxo ordenado de elétrons, ou seja, os elétrons se movimentando de um ponto a outro. Para isso acontecer, duas coisas são fundamentais: uma diferença de potencial, capaz de atrair os elétrons e um meio de propagação que permite sua passagem. Os eletrólitos são soluções que permitem a passagem dos elétrons, mas isso não garante que eles possam trafegar livremente. Nos eletrólitos os elétrons trafegam "presos" aos íons. Existem eletrólitos fortes, que praticamente não impedem a passagem dos íons, eletrólitos médios, que apresentam alguma resistência à corrente, eletrólitos fracos, que se opõem fortemente - mas permitem - a passagem da corrente, e os não-eletrólitos, soluções que não permitem que a correte elétrica os atravesse. (RENDELUCCI, 2005)
Por exemplo, imagine uma solução de cloreto de sódio em água. Sabemos o sal irá se dissociar em íons Na+ e Cl-. Quando mergulhamos dois fios na solução, um ligado ao polo positivo e um ao negativo de uma pilha, o positivo começa a atrair os íons de carga negativa, nesse caso o Cloreto (Cl-), por possuírem cargas opostas. Ao atingir o polo positivo, o elétron excedente do íon é capturado pelo polo fazendo com que o Cl- se transforme em Cl. O polo negativo atraiu os íons sódio (Na+) e o elétron capturado percorre todo o circuito até chegar ao polo negativo, encontrando então o íon. Como o íon é positivo, ele tem falta de elétrons, portanto ele captura o elétron "disponível" no pólo negativo e também deixa de ser um íon, neutralizando-se. (RENDELUCCI, 2005) Pode-se observar a abaixo como é feito o experimento de pilha citado a cima, com o NaCl:
Imagem: Circuito
Fonte: Próprio autor.
Imagem: Tentativa de ligar o led.
Fonte: Próprio autor.
Observando as fotos a cima é possível identificar que foram necessários cinco béquers com uma solução de NaCl dentro deles, e dentro dos mesmos haviam pequenas placas de alumínio e alguns fios de cobre, que foram ligados alternadamente por fios condutores (jacarés); para que no final do circuito eles pudessem gerar uma carga que fosse possível acender a um LED verde. 
Inicialmente fizeram-se testes com o voltímetro (primeiro com apenas um dos sistemas do circuito) e depois foi feito o teste com todo o circuito, e foi encontrado o valor de 2,6 V. Depois com o auxílio dos fios condutores, os jacarés, a bateria foi conectada ao LED. A princípio não foi observada nenhuma mudança, e os alunos começaram a creditar que o experimento não havia dado certo, ou que a voltagem era pequena demais e deveria ser colocado mais um béquer no circuito. Porém, depois o LED acendeu trazendo assim a convicção que com apenas água destilada, cloreto de sódio, cobre, alumínio e os jacarés podem construir uma bateria e ela gera sim certa voltagem. Pode-se observar abaixo a tabela de valores em voltagens para acender aos leds, dependendo da coloração do mesmo.
Imagem: Tabela de voltagens relacionadas aos leds:
Fonte: Imagem tirada da internet. Disponível em:< https://www.google.com.br/url?sa=t&rct=j&q=&esrc=s&source=web&cd=3&cad=rja&uact=8&ved=0ahUKEwiCv5SsvfnXAhVECpAKHXwQB6MQFgg2MAI&url=http%3A%2F%2Fwww.comofazerascoisas.com.br%2Fcomo-calcular-o-resistor-adequado-para-um-led.html&usg=AOvVaw2PxdXUtHZVfcydCyPX-hjC>
Sabemos que a voltagem encontrada na bateria do experimento foi de 2,6 V e o LED era verde, comparando esse valor com as voltagens da tabela, só confirma ainda mais que a voltagem produzida era suficiente para acender o LED utilizado na prática. Além do LED verde, ainda observando a tabela pode-se conferir que com essa voltagem seria possível acender os LEDs de coloração: vermelha, amarela, laranja.
Segundo o site Electronica PT a cor da luz emitida pelo LED é determinada pelo material semicondutor não pela cor da cápsula plástica que o rodeia. LEDs coloridos estão disponíveis com cápsulas brancas, difusas ou transparentes. Em função do material semicondutor utilizado o LED produz uma ou outra cor: 
LEDVermelho: Fosforeto de Gálio (GaP);Fosforeto de Gálio e arsénico (GaAsP);
LED Amarelo e Verde: Fosforeto de Gálio (GaP);Fosforeto de Indio, Gálio e alumínio (InGaAlP);
LED infra vermelho: Arseneto de Gálio (GaAs); Arseneto de Fosforeto de Alumínio e Gálio (GaAlAs).
Conclusão
Referências
ELECTRONICA PT. LED. Díodo Emissor de Luz. Acesso em 07 de dezembro de 2017. Disponível em: < https://www.electronica-pt.com/led>
RENDELUCCI, Fábio. Educação: Química, 2005. Acesso em 07 de dezembro de 2017. Disponível em: <https://educacao.uol.com.br/disciplinas/quimica/eletrolitos-solucoes-que-permitem-a-passagem-de-corrente-eletrica.htm>
FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. “Eletroquímica”. Mundo Educação. Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/ eletroquimica.htm>. Acesso em 01 de dezembro de 2017.
FELTRE, Ricardo. Química. Vol. 2. 6ª.ed. São Paulo: Moderna, 2004. 
PERUZZO. F.M.; CANTO. E.L., Química na abordagem do cotidiano Vol. 2. 3ª ed. São Paulo: Moderna, 2003.