Corrosão em pilhas

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DO AMAZONAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA E AMBIENTE
SUBSEQUENTE EM QUÍMICA
PILHA DE DANIELL
MANAUS, AM
2018
Elaine Chagas
Gabriela Oliveira
Leonardo Lima
Luana Freitas
Priscila Negreiros
PILHA DE DANIELL
MANAUS, AM
2018
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INTRODUÇÃO
	Na vida moderna, é comum a transformação direta de energia química em elétrica. Sem bateria, os carros não dão partida e os relógios de pilha não funcionam. Essas baterias e pilhas funcionam através de reações químicas (reações de oxidação e redução) que acontecem espontaneamente produzindo um fluxo de elétrons, onde uma parte do sistema os doa e a outra parte os recebe. Gentil (p. 54, 2012) afirma que o mecanismo eletroquímico presente na pilha baseia-se na transferência de elétrons, aparecendo uma corrosão na espécie que doou os elétrons e ganho de massa na região que os recebeu, sendo que esse processo consiste em três passos principais: processo anódico, aonde ocorre a passagem dos íons para a solução, deslocamento dos elétrons e íons, os elétrons são transferidos das regiões anódicas para as catódicas pelo circuito metálico, assim como os ânions e cátions são difundidos em solução e processo catódico, aonde ocorre a recepção dos elétrons transferidos pelos íons ou moléculas presentes em solução.
	Uma pilha fácil de ser construída e que permite a observação do fenômeno descrito é a Pilha de Daniell. Uma pilha de Daniell é formada por um sistema Cu/Zn, em cada meia célula há um eletrodo (de zinco ou Cu) e um eletrólito (ZnSO4 e CuSO4​ dissolvidos). Os eletrodos são ligados por meio de um fio elétrico a um voltímetro. As soluções se mantém ligadas eletricamente por meio de uma ponte salina (feita de NaCl e H2O), que deixa passar apenas os íons da solução. Quando a concentração de ambos os elerólitos encontra-se a 1 mol/L e a temperatura a 25 ºC, essa pilha produz uma diferença de potencial padrão (Eºcélula) de 1,1 V. A modificação da concentração dos íons Cu2+ e Zn2+ interferem no potencial da pilha, essa mudança pode ser calculada através da equação de Nernst:
E = Eºcélula – (0,0592(log[Zn2+]/[Cu2+]))/n
Onde: E é o potencial da pilha em qualquer concentração
n = numero de elétrons trocados
[Zn2+] e [Cu2+] = concentração molar de zinco e cobre, respectivamente.
	Baccan et. al. (p. 106, 2001)	 explica que o processo da pilha de Daniell é classificado como uma transferência indireta de elétrons, visto que as placas de zinco e de cobre, assim como suas respectivas soluções, não estão em contato direto. A transferência de elétrons só é possível graças a existência de ponte salina, cujo papel de neutralidade de cargas do sistema é fundamental para efetuar contato elétrico entre as duas cubas. 
OBJETIVOS
Compreensão do funcionamento de uma pilha
Medir o potencial de uma pilha de Daniel
Montagem de uma pilha
Aplicar os conceitos de oxi-redução ao experimento comparando os dados teóricos com os experimentais
Materiais
Sulfato de cobre 0,1 mol/L		 Béqueres
Sulfato de zinco 0,1 mol/L Lâminas de zinco metálico e cobre metálico
Solução de NaCl ou KCl saturada 	 Tubo em U
Multímetro 			 Balões volumétricos de 250 mL 
Conjunto de fios Algodão		 Suporte
Lixa					 
PROCEDIMENTO METODOLÓGICO
Coloque 50 ml de solução de CuSO4 0,1 mol/L em um béquer e 50 ml de solução de ZnSO4 0,1 mol/L em outro béquer.
Preparar a ponte salina da seguinte maneira: preencha o tubo em U com solução de NaCl (ou KCl), de modo que não haja espaços vazios no interior do tubo e feche-o com uma pequena quantidade de algodão em cada ponta. Encaixe esta ponte salina no béquer contendo CuSO4 e no outro que contém ZnSO4​. Tome cuidado ao manusear o tubo em U, para evitar quebrá-lo.
Lixe cuidadosamente as laminas de zinco e cobre, removendo impurezas e óxidos de suas superfícies. Lave as lâminas com água destilada e encaixe a lâmina de cobre no frasco com solução de sulfato de cobre. A lâmina de zinco é encaixada no frasco com sulfato de zinco. 
Ligar o multímetro em 20 V. O fio vermelho do multímetro deve ser ligado a lamina de cobre e pó fio preto ligado a lamina de zinco. O multímetro deve então indicar o potencial da pilha. Inverta os fios de ligação do multímetro e observe o que acontece. Em adição, estando ainda o multímetro ligado a pilha, remove-se a ponte salina, observe novamente o que acontece.
Desconecte os fios do multímetro e remova as placas e a ponte salina dos béqueres contendo as soluções de sulfato de cobre e sulfato de zinco. Faça uma diluição já utilizada de sulfato de zinco, para isso meça 25 ml desta solução e coloque-a em uma proveta, diluindo-a com 25 ml de água. Os outros 25 ml de sulfato de zinco podem ser descartados na pia. Monte a pilha novamente e meça o potencial.
A solução de zinco pode ser descartada, já a solução de cobre deve ser descartada no béquer identificado.
Desconecte todos os fios e lave todo o material.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
No primeiro momento em que se mediu a capacidade da pilha utilizando o multímetro, ou seja, quando ambas as soluções de ZnSO4 e CuSO4 estavam a concentrações de 0,1 mol/L, obteve-se o resultado que seria esperado quando colocados os dados na equação de Nernst:
E = 1,1 – (0,0592(log0,1/0,1))/2
E = 1,1 – (0,0592*1)/2
E = 1,0704
Figura A: Primeira medição do potencial da Pilha
Já no segundo momento, feitas as diluições das soluções de ZnSO4 e CuSO4:
N1*V1=N2*V2
N2= 0,1*0,025/0,05
N2= 0,05 mol/L
Utilizando-se a concentração obtida na equação de Nerst:
E = 1,1 – (0,0592(log0,05/0,05))/2
E = 1,1 – (0,0592*1)/2
E = 1,0704
E fazendo-se a medição com o auxilio do multímetro, foi possível comprovar a veracidade de que o potencial da pilha é o mesmo em quaisquer concentrações, já que o resultado foi bem próximo ao da primeira.
Figura B: Segunda medição do potencial da Pilha
A diferença entre a primeira e segunda medição, no que diz respeito ao resultado obtido, de 1,07V e 1,06V respectivamente, pode ter se dado pelo fato de os fios utilizados para aferição no multímetro estarem com as garras das pontas apresentando sinais de corrosão:
Figura C: Fios utilizados para a medição do potencial da pilha, com pontas apresentando corrosão.
Outra observação que pôde ser feita , foi o fato de a placa de Cu ter apresentado sinais de corrosão pela leve mudança de coloração em algumas partes da mesma. Comprovando assim, que o mesmo fez o papel de ânodo nesta pilha, ou seja, sofreu oxidação
Figura C: Placa de cobre antes e depois.
Questionário.
Escreva as equações das semi-reações de oxidação, de redução e da reação global que ocorrem na pilha montada neste experimento.
Ânodo: Cu(s) → Cu2+ + 2e- 
Cátodo: Zn2+ + 2e- → Zn
Cu(s) + Zn2+ → Cu2+ + Zn (reação global)
Determine o agente oxidante e o agente redutor da reação acima.
Agente redutor: Cu0
Agente oxidante: Zn2+
Escreva as equações das semi-reações de oxidação, de redução e da reação global para as reações 
ferro III + iodeto; 
Fe+3 + 1e- → Fe+2
I-1 → I0 + 1e-
Fe+3 + I-1 → Fe+2 + I0
cloro +iodeto
I- → I0 + e-
Cl0 + e- → Cl-
Cl0 + I- → I0 + Cl-
Consulte uma tabela de potenciais padrão de redução e sugira outros elementos que poderiam ser utilizados, juntamente com o Zn para montar uma pilha, de modo que o Zn continue sendo o agente redutor.
Elementos como Ni, Hg, Pb, Cl, Fe, Br, F, S e Co poderiam ser usados junto com o Zn .Deixando-o como agente redutor , pois dentre estes elementos o Zn tem maior reatividade, logo oxida mais facilmente.
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CONCLUSÃO
	Nota-se que com o experimento proposto em laboratório, que é possível por meios eletroquímicos, produzir energia de forma simplificada e de forma bastante dinâmica e palpável. Com isso, a práticarealizada obteve grande êxito em atingir o objetivo proposto pela mesma. Observou-se ainda que tal reprodução feita foi de grande importância para o enriquecimento científico, não apenas dos integrantes desta equipe como para os demais discentes deste curso técnico.
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REFERÊNCIAS
BACCAN, Nivaldo [et. al.]. Química Analítica Quantitativa Elementar. 3 ed. São Paulo: Blücher, 2001.
GENTIL, Vicente. Corrosão. 6 ed. Reimp. Rio de Janeiro: LTC, 2012.