Pilhas Eletroquímicas

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Pilhas Eletroquímicas
Introdução
Bateria, ou pilha, é um recipiente que contém elementos químicos necessários para gerar energia elétrica através de reações químicas. As baterias têm dois pólos, um positivo e outro negativo. A eletricidade só é gerada quando os dois pólos estão interligados através de um circuito fechado, no caso do experimento, o multímetro fecha o circuito.
Entre os vários tipos de pilhas destacam-se as pilhas secas e úmida. Pilhas secas são pilhas cujo os eletrodos, zinco e carvão, estão mergulhados em uma massa de cloreto de zinco e sal amoníaco. Pilhas úmidas são assim chamadas porque os eletrodos, cobre e zinco, são colocados dentro de uma solução ácida, básica ou salina. Há outros tipos de pilhas e baterias: de Daniel, de Bunsen, de dicromato de potássio, de Weston, Alcalina, de Mercúrio, de Chumbo, de Combustível, de níquel-cádmio, Atômica, etc.
As baterias e as pilhas podem ser considerados como verdadeiros tanques de armazenamento de energia. Uma bateria comum tem eletrodos positivo e negativo e uma pasta ou líquido, o eletrólito. Os eletrodos dissolvem-se no eletrólito, formando íons, o que cria um excesso de carga nos eletrodos. Quando a bateria é ligada a um circuito, essa carga produz uma corrente elétrica.
Objetivos
O experimento visa, além de preparar células galvânicas variadas, medir o potencial padrão de cada uma delas e analisar as diferenças entre o resultado teórico e o experimental. O experimento tem também por objetivo observar as mudanças nos potenciais com pequenas alterações nas células, como adição de solução, troca de ponte salina, lixar o metal.
Materiais e Métodos
Os materiais e reagentes utilizados estão listados abaixo:
-3 béqueres de 50 mL
-Tubo de vidro em U
-Algodão
-Multímetro
-Proveta de 50 mL
-Lâminas de zinco, alumínio e cobre
-Sulfato de cobre
-Sulfato de zinco
-Sulfato de alumínio
-Solução 1M de KCl
-Solução 1M de NH4Cl
-Solução 6M de NH3
Resumidamente, foram montadas três células galvânicas diferentes utilizando-se os metais zinco, alumínio e cobre que foram mergulhados, cada um, na solução de seu respectivo sal: zinco em solução de sulfato de zinco; alumínio em solução de sulfato de alumínio; e cobre em solução de sulfato de cobre. Na primeira parte do experimento a ponte salina foi de uma solução 1M de cloreto de amônio, e depois de uma solução 1M de cloreto de potássio. Por últimos, foi montada uma célula utilizando-se as lâminas de zinco e de cobre, mas com água destilada no lugar das soluções salinas, a ponte salina usada nessa parte do experimento foi a de cloreto de potássio.
Discussão
O multímetro mede, de forma quantitativa, a passagem de elétrons de uma célula galvânica para outra no circuito externo. Dessa forma os dados obtidos experimentalmente diferem dos teóricos por uma mudança na transição desses elétrons.
Primeiramente, deve-se ter em mente que há pequenos erros experimentais como pequenas contaminações da solução e da lâmina, o que acaba alterando os valores de leitura do multímetro. Isso explica as diferenças entre os potenciais experimentais e os potencias teóricos para quase todos os casos, exceto para a célula galvânica construída com alumínio e zinco utilizando a ponte salina de cloreto de potássio, na qual ocorreu uma inversão da polaridade da pilha. Neste ultimo caso o ocorrido deve-se ao fato de o sal utilizado na ponte salina não ser inerte as reações que ocorreram nesta célula, em particular, alterando completamente o potencial de célula.
A ponte salina é responsável pela transição de íons de uma célula para outra no circuito interno. Isso serve para compensar a transição de elétrons no circuito externo, “equilibrando as cargas”. Dessa forma, ao mudar a ponte salina de NH4Cl por uma de KCl, alteramos a eficiência de transporte de íons, o que acarreta nas diferenças no potencial quando alteramos sua composição.
Além disso, devemos observar que o alumínio se oxida muito facilmente, criando uma película em volta da lâmina, dificultando o transito de íons e, consequentemente, o de elétrons. Por isso quando o metal é lixado seu potencial aumenta, pois tiramos a película de óxido, aumentando a superfície de contato.
Quanto a diferença nos potencias obtidos após o gotejamento da solução de NH3 na solução de CuSO4, o que ocorre é o seguinte: quando adicionamos NH3, o equilíbrio NH3 = NH4+ + OH- é formado. O NH4+ reage com o SO42- já presente na solução formando (NH4)2SO4 e Cu(OH)2 que diminuem a quantidade de íons na solução, diminuindo o potencial do célula. Observa-se que após algum tempo a adição da solução de amônia, o potencial volta a crescer, pois o hidróxido de cobre e o sulfato de amônio solubilizam-se, devolvendo os íons à solução.
Por fim, temos que a equação de Nerst é:
Conclusão
Diante dos resultados discutidos e das discussões feitas, podemos concluir que quando se trata de células galvânicas e baterias, a construção dessas em laboratório é muito simples, mas os potencias obtidos raramente são próximos dos potenciais teóricos devido a contaminações e outras condições adversas. Portanto, os potenciais das células são facilmente alterados quando trocamos a composição da ponte salina ou quando adicionamos uma solução não inerte a solução salina se uma das cubas.
Referências Bibliográficas
http://www.reinaldoribela.pro.br/htm/quimica/quimica_2/eletroquimica.htm