FUNDAÇÃO UNIVERSIDADE FEDERAL DO TOCANTINS
CAMPUS UNIVERSITÁRIO DE GURUPI – CENTRO DE CIÊNCIAS AGRÁRIAS E TECNOLÓGICAS
CURSO DE QUÍMICA AMBIENTAL
ELETROQUÍMICA E MÉTODOS ELETROANALÍTICOS
Professor Msc. Welington Francisco
CONSTRUINDO UMA PILHA DE DANIELL E UMA BATERIA DE VOLTA
Walmíria Lima da Costa – 6° período
Gurupi, 17 de dezembro de 2012
CONSTRUINDO UMA PILHA DE DANIELL E UMA BATERIA DE VOLTA
A matéria é composta de partículas eletricamente carregadas, portanto
não é surpreendente que seja possível converter energia química em energia
elétrica e vice-versa. Um exemplo de partícula eletricamente carregada é o
elétron, e em algumas reações químicas, denominadas reações de
oxidorredução, esses elétrons são transferidos de uma substancia à outra.
Quando essa transferência é usada a fim de geração de energia elétrica, faz-se
que os elétrons constantemente transferidos realizem um trabalho e,
consequentemente gerem energia. Esse tipo de sistema, no qual há uma
reação de oxidorredução de modo que haja um trabalho realizado por parte dos
elétrons é denominado células eletroquímicas.
Quando a realização de trabalho e conseqüente geração de energia é
espontânea, dá se o nome de célula galvânica (por exemplo, uma pilha de
Daniell), e quando faz-se necessário um fornecimento de energia por meio de
aplicação de diferença de potencial para início da reação de oxidorredução, dá
se o nome de células eletrolíticas. Quando se faz a junção de duas ou mais
células galvânicas, tem-se uma bateria (como a bateria de Volta). Quando a
reação de oxidorredução ocorre e os elétrons realizam trabalho, há uma
geração de energia potencial, e conseqüente tensão gerada. Quando se deseja
multiplicar essa tensão, faz-se um acoplamento em série de células.
Uma pilha de Daniell consiste em dois eletrodos, um contendo solução
aquosa de sulfato de zinco em interface com uma placa de zinco (anodo) e um
contendo uma solução aquosa de sulfato de cobre em interface com uma placa
de cobre (catodo). Daniell sabia que a reação redox entre cobre e zinco era
espontânea porque, quando um pedaço de zinco é colocado numa solução
aquosa de sulfato de cobre (II), o cobre metálico é depositado na superfície do
zinco. Em termos atômicos, quando a reação acontece, os elétrons são
transferidos do Zn para os íons de Cu²+ através da solução. Estes elétrons
reduzem os íons de Cu²+ a átomos de cobre metálico, que aderem à superfície
do zinco ou formam um precipitado no fundo do frasco. A placa de zinco
desaparece progressivamente, enquanto seus átomos doam elétrons e formam
íons Zn²+ que migram para a solução. Daniell notou que poderia rearranjar a
reação para realizar trabalho separando as semi-reações de oxidação e
redução em compartimentos distintos. Assim, para que os elétrons dos átomos
de Zn passem para os íons de Cu²+, eles devem transitar através de um circuito
externo no qual realizem trabalho.
As reações de oxidorredução são constantemente utilizadas para fins de
geração de energia, sendo as únicas reações químicas que podem ser
monitoradas para tal. O porquê já foi mencionado acima, e pode ser
especificado como transferência constante de elétrons de uma substancia para
outra.
Quando uma reação oxidorredução é monitorada para fim de geração de
energia elétrica, é importante fazer-se uso de um aparelho para medir a
capacidade ou potencial da célula (ou pilha); esse aparelho é denominado
voltímetro e impulsiona os elétrons através de um circuito externo, no qual
normalmente efetuarão algum trabalho útil, tal como a produção de luz, calor
ou geração de um campo magnético, que deflete em um ponteiro. Tendo
conhecimento da tensão gerada, pode-se fazer uso da mesma para realização
de um procedimento específico, tal como carregar a bateria de um aparelho
celular, acender uma lâmpada e etc. Quando se quer uma tensão maior, faz-se
a multiplicação da tensão que esta sendo gerada acoplando-se a célula outra
célula do mesmo tipo, em série.
Para realização do experimento em questão, baseado na construção de
uma pilha de Daniell e uma bateria de Volta, utilizaram-se uma solução de
sulfato de cobre penta hidratado (CuSO4.5H2O) e sulfato de zinco hepta
hidratado (ZnSO4.7H2O), preparadas adicionando-se 125g de cada sal em 500
mL de água destilada. O cálculo das concentrações segue abaixo:
Para CuSO4.5H2O:
Tem-se uma massa adicionada de 125g e um volume de solução de 500
mL, ou seja, 0,5L. Tendo a massa molar (MM) do CuSO4.5H2O igual a
249,683g/mol, considera-se:
C= nV
; n=mMM
Aplicando-se os valores, conclui-se que temos uma concentração de
solução de 1,001 mol/L.
Para ZnSO4.7H2O:
Tem-se uma massa adicionada de 125g e um volume de solução de 500
mL, ou seja, 0,5L. Tendo a massa molar (MM) do ZnSO4.7H2O igual a
287,576g/mol, considera-se:
C= nV
; n=mMM
Aplicando-se os valores, conclui-se que temos uma concentração de
solução de 0,869 mol/L.
A montagem foi realizada em sistema eletrolítico comum, sendo o
eletrodo de zinco montado na cuba eletrolítica e o de cobre em uma cuba
porosa. Os eletrodos foram montados adicionando a solução dos respectivos
íons em seus recipientes, seguidas pela adição das placas de cada metal:
solução de íon zinco II com placa de zinco metálico e solução de cobre II com
placa de cobre metálico. As soluções de íons devem conter cada qual sua
respectiva placa metálica porque devem ser montados eletrodos separados,
com finalidade de que os elétrons, ao serem transferidos, realizem trabalho.
A cuba porosa (contendo o eletrodo de cobre) foi encaixada dentro da
cuba eletrolítica (contendo o eletrodo de zinco), de maneira que os dois
eletrodos ficassem conectados por interface, e não por ponte salina, que é
outra maneira comum para construção de uma pilha de Daniell. A finalidade da
separação mediante o material poroso é manter íons cúpricos afastados do
ânodo, para o escoamento de elétrons pelo circuito externo, e permitir a
migração dos íons entre os compartimentos (a corrente elétrica completa o
circuito).
Antes da montagem, limparam-se as placas de cobre e zinco com palha
de aço, para extração de óxidos e demais contaminantes sólidos presentes na
mesma, seguida por lavagem com água e etanol; essa etapa faz-se necessária
porque pode haver resquícios de gordura ou suor na placa, e é importante que
todos os possíveis interferentes sejam eliminados.
Têm-se que em reações de oxidorredução o metal mais reativo sofre a
oxidação, assim, a reação que ocorre na célula galvânica em questão é:
Zn(s) + Cu2+(aq) Cu(s) + Zn2+(aq)
As semi-reações ocorrem cada uma em seu eletrodo, e podem ser
divididas em:
Oxidação: 2 Zn(s) 2 Zn2+(aq) + 2e-
Redução: Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)
Tem-se que o cátodo é o local denominado polo positivo, e é onde
ocorre a reação de redução; e o anodo é o local denominado polo negativo, e é
onde ocorre a reação de oxidação.
O multímetro foi utilizado para medir a diferença de potencial da célula e
para fechar o circuito.
Figura 1: Do lado esquerdo a montagem da célula galvânica, com o eletrodo de zinco
montado dentro da cuba eletrolítica transparente e o eletrodo de cobre dentro da cuba
semipermeável de porcelana. Do lado esquerdo há um multímetro semelhante ao
utilizado em sala de aula.
Ao se fechar o circuito algumas observações puderam ser feitas:
Ao se adicionar o conector preto na placa de cobre e o vermelho na
placa de zinco, obtinham-se valores positivos para diferença de
potencial. Porém, quando se realizavam o contrario, observava-se
que o valor passava a ser negativo.
Os valores obtidos no multímetro, conforme o item acima, foram V=
1,08V e V= -1,08V, respectivamente.
Quando os dois conectores do multímetro eram encostados na placa
de zinco, ou mesmo na placa de cobre, observava-se uma leitura de
valor nulo (zero).
Esses valores obtidos são referentes a uma diferença de potencial, que
é igual ao trabalho que deve ser feito pelos elétrons, por unidade de carga,
contra um campo elétrico. Uma diferença de potencial pode representar tanto
uma fonte de energia (células galvânicas), quanto pode representar energia
"perdida" ou armazenada (células eletrolíticas).
O sentido do movimento dos elétrons é indicado pelo sinal da tensão
medida pelo voltímetro. Quando o valor dá negativo, indica que a análise está
sendo contra o sentido dos elétrons. Os valores obtidos no multímetro indicam
que a pilha gera uma tensão de 1,08V. Esse valor pode ser utilizado para
atividade que necessite dessa quantidade de diferença de potencial, como
acender uma lâmpada. Quando se deseja aumentar a tensão, faz-se um
acoplamento em série de mais células galvânicas, conforme foi feito no
experimento em questão. Ao fazer isso, obtêm-se um valor de diferença de
diferença de potencial de 2,16V, ou seja, exatamente o dobro de uma única
célula. Essa multiplicação ocorre conforme aumenta o número de células.
Figura 2: Montagem de uma bateria a partir de duas células galvânicas de Zn|
ZnSO4 (0,869mol/L)||CuSO4(1,001mol/L)|Cu.
Após o termino da montagem, pode ser observado indícios das reações
nas placas de cobre e zinco. A tendência é que os íons oxidados de cobre
sejam depositados na placa de cobre e que a placa de zinco seja reduzida com
o tempo, e no termino de toda a reação, suma. Isso pode ser levemente
observado na figura 3. A utilização de placas grossas e de uma dimensão
considerável permite uma elevação no tempo de reação.
Figura 3: Placas de cobre e Zinco após a reação de oxidorredução na célula de
Zn|ZnSO4(0,869mol/L)|CuSO4(1,001mol/L)|Cu.
Para montagem da bateria de Volta, utilizaram-se quatro placas
metálicas, duas de zinco e duas de cobre, colocadas uma sobre a outra,
entremeados por papel filtro embebidos em uma solução aquosa de vinagre e
cloreto de sódio. 18 g do sal para cada 50 mL de vinagre. É importante que
fique alternado as placas de zinco e cobre, e que as mesmas não se encostem,
uma vez que isso poderia interferir na reação.
Alexandre Volta, inventor da bateria, foi professor de Física e eterno
apaixonado pela eletricidade. Estudou com Galvani, e conseguiu provar que o
mesmo estava errado quando afirmava que para ocorrer reações que
produzissem tensão elétrica era necessária a presença de tecido animal. Sua
mais importante descoberta foi a bateria de Volta, ou como ele mesmo
nomeou, coroa de copos.
Foram feitas duas leituras com o multímetro para diferença de potencial
gerada pela bateria: com duas e com quatro placas. Quando a leitura foi feita
no sistema com duas placas, obteve-se um valor de +0,74V, e quando a leitura
foi feira com quatro placas, obteve-se um valor de +0,76V.
Figura 4: Montagem da bateria de Volta.
Quando é feita alternância entre as placas para contato com o
multímetro, algumas observações podem ser feitas:
Quando os contatos são feitos nas placas mais distantes, obtêm-se
um valor maior do que quando os contatos são feitos em placas mais
próximas.
Isso ocorre porque, quando os contatos são feitos em placas mais
distantes, o trabalho realizado pelos elétrons é maior, e isso é expresso em
diferença de potencial, ou voltagem.
Quando os contatos são feitos na mesma placa, o valor de diferença
de potencial é nulo.
Isso é justificado de maneira semelhante a pilha de Daniell. Quando os
contatos são feitos no mesmo eletrodo, não há um trabalho de elétrons sendo
analisado, uma vez que não há transferência de elétrons em um único eletrodo,
ou placa, no caso.
Na bateria de Volta, a utilização de solução de cloreto de sódio em
vinagre permite uma locomoção dos elétrons transferidos entre uma placa e
outra, e o não contato entre as placas permite, através do papel filtro, que
apenas os íons e elétrons transitem no sistema. Se as placas se tocarem, não
haveria transferência de elétrons, que é permitida pela solução de cloreto em
vinagre.
O esperado é que, quando fosse feita a duplicação das placas, o valor
encontrado no multímetro para diferença de potencial multiplicasse, assim
como em baterias por acoplamento de células galvânicas. Isso não ocorreu,
conforme pode ser observado pelos valores citados acima. O que pode explicar
tal fato é o possível contato entre as placas, uma vez que o papel filtro possui
os cantos arredondados e não era possível fazer com que ele tomasse toda a
dimensão das placas.
Porém as reações puderam ser observadas, uma vez que havia indícios
das mesmas nas placas, conforme pode ser observado na Figura 5. Nas placas
pode ser observada uma deposição de cobre na placa de zinco, que começa a
adquirir uma cor escura.
Figura 5: Placas de cobre (a direita) e de zinco (a esquerda) após a finalização do
experimento de bateria de Volta.
CONSLUSÃO
Os conhecimentos aceca das reações de oxidorredução são comumente
utilizadas no controle de corrosão de materiais, processos de proteção de
materiais, principalmente metálicos, geração de energia (como produção de
pilhas e baterias) e aplicação em diversas outras técnicas eletroquímicas e de
titulações redox. Na pratica em questão, foram feitas células galvânicas e uma
bateria. Os valores obtidos nas células foram bastante satisfatórios, uma vez
que, quando realizou-se o aumento do número de células, o valor da diferença
de potencial obtido multiplicou-se pelo número de células, conforme o
esperado. Já na bateria de Volta, infelizmente o mesmo não pode ser
observado, uma vez que, ao aumentar o número de placas, o valor da
diferença de potencial obtido sofreu um aumento muito pequeno, na casa de
0,02 unidades. Conforme já mencionado no decorrer do texto, isso pode ser
explicado pelo possível contato entre as placas, que interferiu no sistema
eletrolítico. Sempre que os mesmos procedimentos forem tomados, espera-se
que os resultados referentes a diferença de potencial seja semelhantes, uma
vez que esse valor é característico de cada substância.
REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS
SKOOG; WEST; HOLLER; CROUCH. Fundamentos de Química
Analítica. Tradução da 8ª edição norte-americana. São Paulo: Thonsom, 2005.
OLIVEIRA, A. G. OLIVEIRA, I. T. P. Construção De Uma Pilha Didática
De Baixo Custo. Cad.Cat.Ens.Fís., v. 18, n.1: p.101-107, abr. 2001.
VILLULLAS, H. M. TICIANELLI, E. A. GONZÁLEZ, E. R. Células a
Combustível: Energia limpa a partir de fontes renováveis. Química Nova na
escola, n° 15, 2002.