Eletroquímica: célula Daniella

Universidade Estadual de Goiás

Curso de Licenciatura em Física

Relatório

Laboratório

Aula 19

Disciplina: Química Geral e Experimental I Turma: A

Professora: Luciana Rebelo Guilherme

Data da experiência: 05/09/2011 Data da entrega: 12/09/2011

Experimento: Eletroquímica: Pilha de Daniell

Grupo nº 3

Nome dos componentes do grupo Nota do relatório

1. Rodrigo Aparecido Lemos Silva

2. José Aparecido Damaceno

3. Guilherme Morais Spíndola

4. José Antonio Nunes de Morais

Anápolis / 2º semestre – 2011

1-Título

Eletroquímica: Pilha de Daniell

2-Objetivo

Construir a pilha de Daniell e utilizá-la para acender uma lâmpada

3-Resumo

Nesse experimento, realizaram-se a montagem de duas pilhas de Daniell.

4-Introdução

A eletroquímica, é o ramo da química que trata do uso de reações químicas espontâneas para produzir eletricidade e do uso da eletricidade para as reações químicas não-espontâneas a acontecerem. A eletroquímica também fornece técnicas de monitoramento de reações químicas e de medida de propriedades das soluções, inclusive o pH de uma e o pKa de um ácido. Ref.(1)

Para se entender melhor a eletroquímica é necessário estudar as reações de oxirredução, pois elas são importantes para o tratamento de uso da eletricidade para formar reações químicas em soluções. Ref.(1)

Reação de oxirredução é uma reação na quais elétrons são transferidos entre reagentes. Ref.(2)

Quando um metal sofre corrosão, ele perde elétrons e forma cátions. Por exemplo, o cálcio é atacado vigorosamente por vários ácidos para formar íons cálcio (Ca2+). Ref.(2)

Ca(s) + 2H+(aq) → Ca2+(aq) +H2(aq) (eq. 1)

Qquando, íon ou molécula se torna mais positivamente carregado (isto é, quando ele perde elétrons), dizemos que ele foi oxidado, ou seja, a perda de elétrons por uma substância é chamada de oxidação.

Portanto, Ca, que não tem carga, é oxidado, formando Ca2+.

Brown nos mostra também um exemplo de redução. Ref.(2)

2Ca(s) + O2(g) → 2CaO(s) (eq. 1.1)

Conforme Ca vai sendo oxidado na equação 1.1 o oxigênio é transformado da forma O2 neutro para dois íons O2-. Quando um átomo, íon ou molécula se torna mais negativamente carregado (ganha elétrons), dizemos que ele é reduzimos, ou seja, o ganho de elétrons por uma substância é chamado redução. Ref.(2)

Células Galvânicas

A energia liberada em uma reação redox espontânea pode ser usada para realizar trabalho elétrico. Essa tarefa é efetuada por uma célula galvânica, dispositivo na qual a transferência de elétrons ocorre pelo caminho externo em vez de diretamente entre os reagentes. Ref.(2)

Uma célula galvânica consiste em dois eletrodos, ou condutores metálicos, que fazem o contato elétrico com o conteúdo da célula, e um eletrólito, um meio condutor iônico, dentro da célula. Ref.(1)

O eletrodo em que a oxidação ocorre é chamado de anodo. O eletrodo em que ocorre a redução é chamado de catodo.Ref.(1)

A célula de Daniell é um exemplo antigo de célula galvânica que usa a oxidação do cobre pelos íons zinco. Ela foi inventada pelo químico britânico John Daniell, em 1836. Daniell montou um arranjo, no qual os dois reagentes estão separados. Ref.(1)

Figura 1.: Arranjo de Daniell

Para que os elétrons passem dos átomos Zn para os íons Cu2+ e permitam que a reação espontânea acorra, eles tem de passar pelo circuito externo. Os íons Cu2+ convertem-se em átomos Cu no catodo através da semi-reação de redução. Ref.(1)

Ponte salina

A parede porosa (de porcelana, por exemplo) tem por função manter constante a concentração de íons positivos e negativos, durante o funcionamento da pilha. Ela permite a passagem de cátions em excesso em direção ao cátodo e também a passagem dos ânions em direção ao ânodo. Atravessando a parede porosa, os íons em constante migração estabelecem o circuito interno da pilha. Ref.(3)

Teoria Eletrolítica da pilha de Daniell

Devemos analisar o funcionamento da pilha de Daniell em duas fases: 1a) aparecimento da diferença de potencial inicial, entre cobre e zinco; 2a) manutenção da diferença de potencial. Ref.(4)

Aparecimento da diferença de potencial inicial.

Inicialmente aparece uma diferença de potencial inicial devida ao mesmo fenômeno que já estudamos na pilha de Volta: o zinco liberta íons positivos de zinco na solução de sulfato de zinco, e retém elétrons, ficando negativo em relação à solução. O cobre liberta íons positivos de cobre, na solução de sulfato de cobre, e retém elétrons, ficando negativo em relação à essa solução. Mas, o zinco liberta mais íons do que o cobre, retendo mais elétrons. Por isso, o zinco fica mais negativo que o cobre (fig.2). Ref.(4)

Figura. 2

A libertação de íons de zinco não continua indefinidamente, porque as cargas positivas dos íons que contornam esse eletrodo atingem valor tal que impede a libertação de novos íons; isto é, qualquer novo íon solto na solução é repelido pela carga positiva e volta ao zinco, aí se unindo a dois elétrons e formando novamente um átomo de zinco (neutro). Ref.(4)

O zinco fica então com carga negativa, devida aos elétrons, e a solução com carga positiva, devida aos íons. A consequência é que o zinco fica com um potencial mais baixo que a solução. Ref.(4)

Com a lâmina de cobre acontece o mesmo. Ela também solta na solução íons positivos bivalentes de cobre, e retém elétrons (fig. 1.2). Então, o cobre