Relatório Células Voltaicas ou galvânicas (pilhas)

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INSTITUTO FEDERAL DO PARANÁ 
CURSO DE LICENCIATURA EM QUÍMICA- CAMPUS 
PALMAS 
 
 
 
André Luiz Cologni 
Daniele Pontes Leite 
Erica Aparecida de Souza Tomazetto 
Gabriele Verginaci 
 
 
 
 
 
Células Voltaicas ou galvânicas (pilhas) 
 
 
 
 
Química geral experimental III 
 
 
 
 
Palmas-PR, março de 2019 
 
 
1. Introdução: 
A primeira pilha descrita na literatura foi inventada por Alessandro Volta em 1800. 
Consistia em pares de discos de Zn e Ag “empilhados”, separados por discos de papel 
umedecidos com água salgada. Com essa “pilha” de discos, era possível detectar um 
leve choque elétrico ao se tocar, simultaneamente, as duas extremidades da pilha. ¹ 
Uma pilha que se tornou popular durante o século XIX foi a “Pilha de Daniell”, 
constituída, em 1836, pelo químico inglês John Frederick Daniell. Utilizando o princípio 
da pilha de Volta, ele empregou tiras de zinco (Zn) e de cobre (Cu) (eletrodos), em que 
cada metal era imerso em uma solução do íon do próprio metal (ZnSO4 e CuSO4, por 
exemplo) e as soluções eram mantidas separadas por uma barreira porosa de cerâmica. 
Cada metal e a sua solução foram chamados de “meia-célula” e as meias-células 
eletricamente conectadas foram chamadas de “célula voltaica”. Esse tipo de arranjo é 
empregado até hoje, com o objetivo de explorar reações químicas espontâneas para 
gerar energia elétrica. ² 
Nas células galvânicas, os elétrons que se movem, através de um condutor metálico, 
do ânodo (eletrodo onde ocorre a oxidação) em direção ao cátodo (eletrodo em que 
ocorre a redução) constituem a corrente elétrica. Por receber os elétrons, atribui-se ao 
cátodo um sinal positivo. Já o ânodo, é marcado com um sinal negativo. ³ 
O vocábulo “pilha” é proveniente do instrumento criado pelo conde Alessandro Volta, 
em 1800. Tal instrumento tratava-se de um empilhamento (série vertical) de lâminas 
metálicas de zinco e de cobre ordenadas intercaladamente e separadas umas das 
outras por um tecido impregnado com ácido. Volta associou, ainda, várias pilhas em 
série, criando assim baterias. A expressão “bateria”, por sua vez, é oriunda da 
associação aos condensadores primitivos (denominados garrafas de Leyden), e não de 
células eletroquímicas, como a pilha. Mas, apesar de apresentarem significados 
científicos diferentes, são utilizados indiscriminadamente como sinônimos, em 
português, para descrever os sistemas eletroquímicos que armazenam energia. 3,4 
Em princípio, o termo pilha deveria ser empregado para se referir a um dispositivo 
constituído unicamente de dois eletrodos e um eletrólito, arranjados de maneira a 
produzir energia elétrica. E, o termo bateria deveria ser usado para se referir a um 
conjunto de pilhas agrupadas em série ou paralelo, dependendo da exigência por maior 
potencial ou corrente (Bocchi, 2000). A IUPAC eliminou o termo potencial de oxidação. 
Sendo agora usada a expressão potencial de redução. Dessa forma, a medida do 
potencial padrão de redução de um dado eletrodo padrão é feita medindo-se a ddp de 
uma pilha padrão na qual uma das semipilhas é um eletrodo padrão de hidrogênio e a 
outra é o eletrodo padrão cujo E0 red se quer medir. Além disso, quanto maior for o E0 
red, mais fácil será a redução e mais forte será o oxidante ou mais difícil será a oxidação 
e mais fraco será o redutor. Inversamente, quanto menor for o E0 red, mais difícil será 
a redução e mais fraco será o oxidante ou mais fácil será a oxidação e mais forte será 
o redutor.5 
 
 
2. Objetivos: 
 
Compreender a transformação de energia química em energia elétrica, suas formas de 
armazenagem, aplicações dos conhecimentos de eletroquímica: espontaneidade de 
reações, reações de oxirredução, potenciais padrões de redução/oxidação e cálculos 
de potencial de pilhas 
3. Parte experimental: 
a) Materiais e reagentes: 
Materiais e vidrarias Reagentes 
2 becker de 50mL Eletrodo de zinco 
Tubo em U Eletrodo de cobre 
Termômetro Solução de sulfato de cobre (0,1M) 
Multímetro Solução de sulfato de zinco (0,1M) 
Algodão Solução de KCl (0,1M) 
Bombril (palha de alumínio) 
Proveta 50mL 
2 pontas de jacaré 
 
 
b) Procedimento experimental: 
4.2 Procedimento Experimental 
As duas placas de metais (zinco e 
cobre) são limpas com o auxílio de uma 
palha de aço, sendo elas lustradas e 
reservadas. Logo após foi preparado a 
solução de sulfato de cobre, usando a 
fórmula: m=m/Mm.V, sendo assim, 
usados 74,39g de CuSO4(s), para 
250mL de água destilada. 
Após os béqueres serem identificados, 
foram colocados em um becker 50mL de solução de sulfato de zinco, e no outro 50mL 
de solução de sulfato de cobre. Logo após foi preenchido um tubo ‘U’ com a solução de 
KCl, em uma de suas extremidades foi vedada com uma pequena bolinha de algodão e 
depois de bem preenchida com a solução foi fechada a outra extremidade, se 
certificando que de dentro do “u” não esteja nenhum espaço com bolhar de ar. 
As placas de metais arriadas são presas separadamente em uma ponta de jacaré, como 
mostra a imagem 1, e então, a placa de Zinco é colocada dentro da solução de ZnSO4 
enquanto a placa de Cobre é colocada dentro da solução de CuSO4 (imagem 2). O 
aparelho multímetro é instalado, ligado e regulado para identificar até 2V (imagem 3). 
Imagem 1- Metais presos as pontas de jacaré 
 
 
Imagem 2 - Placas de metais em suas soluções. Imagem 3 – Multímetro instalado e regulado 
4. Resultados e discussões: 
Após o experimento ser montado e o multímetro ligado, observa-se que o mesmo marca 
uma voltagem de 1,076 a 1,08V (mostrado na imagem 4). Deste modo, é possível 
compreender que existe uma energia elétrica, ao longo da reação, os íons Cu2+ se 
depositam na superfície da placa de Cu (eletrodeposição) de acordo com a reação de 
redução do cobre e átomos de Zn saem da placa de Zn (corrosão) para a solução na 
forma de íons Zn2+. Desta forma, a solução de zinco se torna cada vez mais concentrada 
em íons Zn2+ e a solução de Cu se torna mais diluída de íons Cu2+ (e mais concentrada 
de íons So2-4). 
 
Imagem 4 – Resultado do experimento no multímetro. 
 Assim, para manter a eletro-neutralidade do sistema, íons So2-4 e Na+ difundem-se pela 
ponte salina para as soluções com cargas opostas às suas. Adicionalmente, os elétrons 
saem do ânodo em direção ao cátodo. Para se obter a equação global é preciso montar 
as semi reações: 
Semi reação de redução do Cobre: Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) Eº= +0,34V 
Semi reação de oxidação do Zinco: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e- Eº= -0,76V 
 ______________________________________ 
Reação Global: Cu2+(aq) + Zn(s) → Cu(s) + Zn2+(aq) ∆Eº= +1,10 V 
 
 
O ∆Eº pode ser lido como força eletromotriz da pilha, obtida através da diferença de 
potenciais padrão de redução das semi reações. Através do potencial padrão da reação 
global podemos afirmar que se trata de uma reação espontânea, pelo ∆E° ser positivo. 
Para fazer a representação correta da pilha, segundo a IUPAC (União Internacional de 
Química Pura e Aplicada), a pilha deve ser representada assim: 
 
Zn(s)/Zn2+(aq)//Cu2+(aq)/Cu(s) 
Onde // representa a ponte salina que divide os eletrodos, / indica diferença de fase 
entre reagente e produto da semi reação. Na esquerda, representa-se o ânodo 
(oxidação) e, na direita, o cátodo (redução). 
 
5. Conclusão: 
O experimento clássico com a Pilha de Daniell realizado com tamanha exatidão permitiu 
a perfeita compreensão do mecanismo que gera eletricidade neste tipo de pilha e suas 
formas de armazenamento de energia. Neste experimento também foi possível rever e 
aprimorar conceitos de eletroquímica, tais como os cálculos de potenciais padrão. A 
prática chegou no resultado esperado sendo 1,7V a 1,8V. 
 
6. Questões: 
1. Explicar comoocorre a transmissão de eletricidade em fios e em soluções, apostando 
as diferenças; 
Podemos dizer que a reação química total como, elétrons sendo empurrados para um 
eletrodo e sendo puxado para o outro, no caso ele parte do anodo onde está 
acontecendo a oxidação que libera elétrons e vai por meio de um fio metálico em direção 
ao cátodo que está reduzindo. 
 
2. Explique por que é importante medir a temperatura das soluções; 
Para que se determine o potencial eletroquímico de um eletrodo em uma pilha, utiliza-
se como eletrodo padrão o hidrogênio. Este eletrodo tem por convenção o valor zero, 
tanto para potencial de oxidação quanto para o de redução. 
Cientistas determinaram como padrão ou estado de referência às seguintes condições: 
• A temperatura deve estar em 25°C 
• A concentração da solução em que o metal está mergulhado deve ser de 1,0 mol/L 
• A pressão em 1,0 atm. 
 
3. Compare o valor obtido com o esperado. Comente possíveis erros; 
Era esperado que a pilha fornecesse 1,10V e o resultado do experimento foi equivalente 
a 1,08V. A diferença da teoria para a pratica pode ser por alguns fatores, como pela 
temperatura em que a solução se encontrava, pelo experimento não ter sido realizado 
em 1Atm . 
 
4. Calcule os potenciais das pilhas formadas pelos pares abaixo. Indique qual é o cátodo 
e qual é o ânodo Ag / Fe III Ni / Cd Li / Pb 
Ag/Fe III Ni/Cd Li/Pb 
 
 
a) E°=0,07V 
Ânodo =Fe III cátodo=Ag 
c) E°=0,15V 
Ânodo=Cd cátodo=Ni 
d) E°=2,92V 
Ânodo=Li cátodo=Pb 
 
 
 
7. Referências: 
1-GERMANO, M., G., LIMA, I.,P.,SILVA, A.,P. Pilhas voltaicas entre rãs, acasos e 
necessidades. Departamento de Física – UEPB Campina Grande – PB 
2- PATERNO, L.,G. Laboratório de Química Geral Experimental, ROTEIRO DE 
EXPERIMENTOS. Instituto de Química (UnB) Revisão para o 1º/2015: Luciana Diniz 
Borges 
3-KOTZ, J. C.; TREICHEL JR, P. Química Geral e Reações Químicas. Trad. Flávio 
Maron Vichi. São Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2005. 
4- BOCCHI, N.; FERRACIN, L. C.; BIAGGIO, S. R. Pilhas e baterias: funcionamento e 
impacto ambiental. Química Nova na Escola, n 11, p 3-9, maio de 2000.