pilhas galvanicas

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Universidade do Vale do Itajaí
Centro de Ciências Tecnológicas, da Terra e do Mar.
Curso de Engenharia Química
ALICE LOUISE WOEHL
ALLAN SATURNINO DA SILVA
MARIA EDUARDA GRANDO
ROMULO GUILHERME DE OLIVEIRA
CÉLULA ELETROQUÍMICA 
Construção de uma célula galvânica
	
Itajaí - SC
2017
ALICE LOUISE WOEHL
ALLAN SATURNINO DA SILVA
MARIA EDUARDA GRANDO
ROMULO GUILHERME DE OLIVEIRA
CÉLULA ELETROQUÍMICA
Construção de uma célula galvânica
Relatório apresentado como requisito parcial para a obtenção de nota da M1 na disciplina de Química Analítica II do curso de Engenharia Química da Universidade do Vale de Itajaí do Centro de Educação Tecnológico da Terra e do Mar.
Professor: Klaus Dieter Baumann.
Itajaí - SC
2017
RESUMO
O relatório apresenta pontos importantes da prática laboratorial realizada no dia 15 de agosto de 2017, com o intuito de demonstrar o funcionamento de uma célula eletroquímica, através de uma reação de óxido-redução espontânea. Para a realização da prática, utilizamos os conceitos da pilha de Daniell. Portanto, serão analisados alguns circunspectos, que são necessários para que se haja a obtenção de uma tensão elétrica provocada por uma célula eletroquímica. Deste modo, iremos fazer uma comparação entre o valor obtido experimentalmente e o valor teórico. Por fim faremos a conclusão do resultado obtido no experimento.
Palavras-Chave: Célula galvânica; Pilha de Daniell; Reação de oxido-redução; Cobre; Zinco.
INTRODUÇÃO 
 
A eletroquímica engloba os processos químicos de reações de óxido-redução entre substâncias. Quando há transferência de elétrons numa reação é produzida uma pilha ou bateria através da transformação de energia química em energia elétrica no processo espontâneo (diferença de potencial maior que zero), o que acarreta a uma diferença de potencial entre dois polos. A eletroquímica abrange diversas áreas incluindo a industrial como, por exemplo, ferrugem do ferro, detecção da poluição através do método eletro analítica, fabricação de semi joias, entre outros (RUSSEL, 1994).
A primeira pilha conhecida atualmente como pilha de Daniell fora criada em 1800 por Alessandro Volta. Ele iniciou empilhando discos (conhecidos atualmente como eletrodos) de cobre e zinco que em suas extremidades estavam ligados ao fio de uma lâmpada e separados por algodões que estavam mergulhados em solução salina, por seguinte acendeu a lâmpada para demonstrar o fluxo de elétrons. Volta concluiu, que quando dois metais estão ligados um ao outro, há uma diferença de potencial (tensão elétrica) por um dos metais serem o polo negativo e outro positivo e que os elétrons saiam do zinco para o cobre (Figura 1). John Frederick Daniell em 1836 construiu a mesma pilha com zinco e cobre, porém com eletrodos separados por cela e uma ponte salina que os ligava (RUSSEL, 1994).
Figura 1 - Representação gráfica da pilha de Alessandro Volta. (SKOONG, 2006.)
No eletrodo de zinco ocorre uma reação anódica (Semi-reação 1) e no eletrodo de cobre uma reação catódica (Semi-reação 2).
 Zn (s) → Zn 2+ (aq) + 2e - (Semi-reação 1)
Cu2+ (aq) + 2e - → Cu (s)(Semi-reação 2)
	
Assim a reação de óxido-redução é obtida pela soma das semi-reações resultando na seguinte equação global:
(Equação Global)
 Zn (s) + Cu 2+(aq) → Zn 2+ (aq) + Cu(s)
 
Em uma reação de óxido-redução à perda de elétrons que gera o aumento do número de oxidação (nox) é chamado de oxidação e o ganho de elétrons causando a perda do nox é a redução. O agente redutor provoca a redução e o agente oxidante provoca a oxidação, uma condição para que haja a transferência de elétrons do agente redutor para o oxidante. Em uma pilha sempre há o eletrodo positivo (cátodo) onde ocorre a redução da reação, em contrapartida o eletrodo negativo (ânodo) acontece a oxidação. Quando o processo químico ocorre na pilha há corrosão do metal que sofre oxidação e deposição no metal que sofre redução (RUSSEL, 1994).
 A ponte salina é importante para a construção de uma pilha ou bateria para permitir a migração de íons para permitir a neutralização das soluções dos eletrodos, nela contém uma concentração saturada de um sal que liga o eletrodo positivo com o negativo. É representada na semi-reação global pelo símbolo: || (RUSSEL, 1994).
 As diferenças entre pilha e bateria são: as pilhas possuem dois eletrodos (polo negativo e polo positivo), ponte salina e um eletrólito (soluções que permitem a passagem de elétrons); entretanto a bateria é formada por inúmeras pilhas conectadas em série ou em paralelo, mais de dois eletrodos que permite possuir uma maior voltagem (RUSSEL, 1994).
O objetivo deste relatório é constatar a ocorrência de uma reação de oxido-redução que libera elétrons pelo polo negativo do sistema, além de medir a tensão gerada por essa reação através da medida de voltagem que passa pelo fio que conduz a corrente elétrica pela parte externa do sistema. Essa reação é baseada na característica de determinados metais em sofrer oxidação e redução em meio aquoso. 
DESENVOLVIMENTO
Para que possamos compreender melhor o os fenômenos aqui estudados e observados iremos retomar alguns conceitos básicos de Eletroquímica.
Objetivo geral
A construção de uma pilha eletroquímica através de uma reação de oxido-redução espontânea, com eletrodos de cobre e zinco. 
Objetivos específicos
I. Compreender conceitos de uma reação de óxido-redução e o funcionamento de uma pilha de forma geral.
II. Construir uma pilha galvânica.
III. Calcular a diferença de potencial da pilha galvânica.
IV. Determinar o erro relativo entre a diferença de potencial obtido na prática com o valor teórico.
VI. Entender os possíveis erros que distanciam o valor obtido experimentalmente com o valor teórico.
2.2 Metodologia
A seguir estão descritas algumas definições pertinentes para servir de base para o seguinte trabalho.
2.2.1 Reações de Oxirredução
 As reações de oxirredução englobam uma classe de reações químicas nas quais ocorre transferência de elétrons de uma espécie para a outra. Assim, em uma reação de oxirredução sempre ocorre perda de elétrons por uma espécie e, simultaneamente, ganho de elétrons por outra. É um fluxo de elétrons (ATIKINS; LORETA, 2006).
Os fenômenos envolvidos são identificados da seguinte forma: a espécie que perde elétrons sofre oxidação e aquela que ganha elétrons sofre redução. Nestes processos de oxirredução, deve-se levar em conta a energia eletrostática e química para encontra um ponto de equilíbrio. O estudo da química das reações de oxirredução introduz o conceito de número de oxidação (nox), que está relacionado a esse equilíbrio. Quando ocorrem reações de oxirredução, o número de oxidação das espécies envolvidas sofrerá uma variação. O número de oxidação é um número inteiro convencional atribuído a cada um dos elementos que fazem parte de um composto, com a intenção de comparar seu ambiente eletrônico em relação ao mesmo elemento no estado neutro (ATIKINS; LORETA, 2006).
2.2.2 Pilha Galvânica
	Uma pilha galvânica consiste num dispositivo capaz de produzir eletricidade através de uma reação química. Na sua forma elementar, é constituída por eletrodos metálicos (positivo e negativo) submergidos dentro de um eletrólito. Ao acoplar por meio de um condutor, este é percorrido por uma corrente elétrica que só termina com a completa dissolução de um dos eletrodos. O metal mais ativo na tabela de potenciais, ou seja, o que ocupa a posição mais elevada, é o que funciona como ânodo da pilha (cede elétrons), portanto, sendo oxidado (INFOPEDIA, 2013).
2.2.3 Como funciona uma pilha galvânica
	Para compreensão de uma pilha galvânica, podemos analisar uma chapa de zinco, sendo imerso numa solução de sulfato de cobre, ficando recoberto por uma película de cobre metálico, onde sofre uma reação de óxido-redução. A equação está escrita a seguir:Zn0(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu0(s)(Equação 1)
Nessa reação, os elétrons são transferidos do zinco para íons cúpricos, ou ainda, o zinco se oxida e o cobre se reduz. Se separarmos, agora, essas duas semi-reações, imergindo a chapa de zinco em uma semi-célula contendo solução de sulfato de zinco e colocando a chapa de cobre em uma solução de sulfato de cobre e conectando as duas semi-células, por meio de uma ponte salina e condutores metálicos adequados. Dessa maneira é possível montar uma pilha galvânica, ou melhor dizendo, teremos uma pilha de Daniell. A (Figura 2) mostrado detalhes da pilha de Daniell.
Figura 2- Detalhes da célula galvânica (pilha de Daniell). (PERUZZO; CANTO, 2000)
2.2.4 Pilha de Daniell
 A pilha de Daniell representou um grande avanço tecnológico para a época em relação a pilha voltaica. Ela foi desenvolvida por John Frederic Daniell baseada nos princípios científicos da Eletroquímica introduzidos por Michael Faraday. Daniell 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 (de zinco e cobre) fornece uma voltagem de aproximadamente 1,1V (MOORE, 2008).
2.2.5 Potencial Padrão de um eletrodo
	O voltímetro ligado a uma célula galvânica fornece a diferença de potencial (ddp), dessa célula, mas cada eletrodo possui seu potencial. Assim a tendência de o eletrodo sofrer oxidação ou redução depende do seu potencial. O potencial de um eletrodo é o número, medido em volts, que indica a tendência do processo em ocorrer no sentido em que está escrito. (ELETROQUIMICA, 2012).
Os potenciais absolutos que somados algebricamente forneceriam o potencial da célula de grande número das reações de oxirredução não pode ser medida diretamente (qualquer pilha galvânica envolve duas semi-reações). Assim, obtém-se o potencial da semi-reação medindo-se a tensão de um eletrodo em relação a outro ao qual é atribuído arbitrariamente um valor zero (ELETROQUIMICA, 2012).
O eletrodo‐padrão de hidrogênio é válido quando reagentes e produtos estão nas condições padrão: temperatura de 25°C, pressão de 1atm e concentração molar da solução do íon [M+] = 1M, igual a 1molar. A condição padrão é análoga à medida de entalpia padrão ou calor de reação de um elemento a partir dele mesmo (ELETROQUIMICA, 2012).
2.3 Procedimentos Experimentais
Vamos conhecer os materiais e reagentes utilizados na prática, bem como o procedimento envolvido para a construção de uma célula galvânica.
2.3.1 Materiais e Reagentes
	A (Figura 3) mostra os materiais utilizados para a construção de uma célula galvânica (pilha de Daniell).
Figura 3- Materiais utilizados para a realização do experimento.
Algodão;
Chapa de Zinco;
Chapa de Cobre;
Béquer;
Tubo de vidro em U;
Voltímetro;
Cabos de Conexão.
Palha de aço
Conta gota
Abaixo os reagentes utilizados:
Solução de Sulfato de Cobre (CuSO4) 1M;
Solução de Sulfato de Zinco (ZnSO4) 1M;
Solução de Cloreto de Potássio (KCl).
2.3.2 Procedimentos envolvidos
Iniciou-se o experimento removendo as impurezas presentes nos eletrodos (chapa metálica de cobre e zinco) para isso, utilizou-se palha de aço. Após a limpeza dos eletrodos, com o auxílio de um conta gotas, adicionou-se cloreto de potássio (KCl) no tubo de vidro em U até completar todo o tubo. Deve-se tomar cuidado para não deixar bolhas de ar dentro do tubo de vidro. Posteriormente preencheu-se as extremidades do tubo com algodão.
 
 (b)
Figura 4 - Cloreto de potássio sendo adicionado no tubo de vidro (a). Algodão nas extremidades do tubo de vidro (b).
Adicionou-se em um béquer 50 ml da solução de sulfato de cobre, em outro béquer adicionou-se 50 ml da solução de sulfato de zinco. Agora podemos criar nossa ponte salina, fazendo uma ligação entre os dois béqueres com o tubo de vidro em U. Colocou-se a chapa de cobre no béquer que contem a solução de sulfato de cobre e a chapa de zinco no béquer com a solução de sulfato de zinco. Por fim, conectou-se os eletrodos e o voltímetro aos cabos de conexão, como mostra a (Figura 5).
Figura 5- A figura mostra a célula galvânica ligada ao voltímetro.
Após ligar o voltímetro, anotou-se o resultado da diferença de potencial elétrico (ddp) expressa em volts (V) entre os dois eletrodos da célula galvânica.
2.4 Resultados
O voltímetro mediu uma diferença de potencial elétrico de +1,08V. Logo o resultado garante que houve uma reação espontânea (ddp > 0) na célula eletroquímica. Com o resultado podemos calcular o erro relativo entre o valor experimental (+1,08V) e o valor teórico (pilha de Daniell). A célula eletroquímica de Daniell apresenta uma diferença de potencial elétrico igual a +1,10 V quando a concentração das soluções de cobre e de zinco forem ambas 1 mol/L a temperatura de 25°C.Para o cálculo do erro relativo utilizamos a seguinte equação:(Equação 2)
Encontramos um erro relativo de 1,81% entre o valor experimental e teórico.
CONCLUSÕES E RECOMENDAÇÕES
Podemos concluir que o experimento foi um sucesso, conseguimos realizar na prática o que estudamos nas aulas teóricas, ou seja, criamos uma pilha galvânica através de uma reação de oxirredução. O valor da diferença de potencial elétrica gerado pela pilha galvânica foi bem próximo ao valor esperado (valor teórico), o que indica que a reação ocorreu perfeitamente, ou seja, foi uma reação espontânea. Houve um erro relativo de 1,81% em relação ao valor teórico, devido a erros experimentais. Os erros que pode interferir no resultado são, temperatura do ambiente diferente de 25ºC, eletrodos em diferentes tamanhos, impurezas presente aos eletrodos, concentração molar das soluções diferentes de 1mol/L e também o voltímetro pode não estar calibrado corretamente. O experimento tornou muito mais claro o funcionamento de uma célula eletroquímica.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
ATKINS, Peter; JONES, Loreta. Princípios da Química. 3ª Ed. Porto Alegre: Bookman, 2006.
ELETROQUIMICA (2012). Eletroquímica. Disponível em: < https://rfreire.files.wordpress.com/2012/12/fq_aula-22-a-25-eletroquimica.pdf > Acesso em 18 de Ago. 2017.
ENGQUIMICASANTOSSP (2015). Pilha Galvânica ou Voltaica (Célula Galvânica). Disponível em: < http://www.engquimicasantossp.com.br/2015/06/pilha-galvanica-ou-voltaica-celula.html#ixzz4q77zVhya > Acesso em 18 de Ago. 2017. 
INFOPEDIA (2013). Pilha Galvânica. Disponível em: < https://www.infopedia.pt/$pilha-galvanica > Acesso em 18 de Ago. 2017.
MOORE, John T. Química para leigos. Rio de Janeiro: AltaBooks, 2008.
PEC - Projeto Escola e Cidadania. Pilhas e baterias: energia empacotada, Editora do Brasil, Rio de Janeiro, 2000.
PERUZZO, T.M. & CANTO, E.L - Química na abordagem do cotidiano. 2ª edição, V.3, Ed. Moderna, SP, 2000.
RUSSEL, John Blair. Química Geral. 2 ed. São Paulo, SP: Makron Books, c1994. 2v.
SKOOG, Douglas A.; WEST, Donald M.; HOLLER, F. James. Fundamentos de Química Analítica. São Paulo, SP: Thompson, c2006.