Cálculo da Diferença de Potencial em Eletrodos e Eletrólitos

Cálculo da diferença de potencial em eletrodos e eletrólitos

André L. L. Silva¹, Gabriel A. de Almeida², Raphael L. P. Silva3, Thiago L. Malafaia4. ¹CEFET – RJ Angra dos Reis (IC), ²CEFET – RJ Angra dos Reis (IC), ³CEFET – RJ Angra dos Reis (IC), 4CEFET – RJ Angra dos Reis (IC).

* Prof.ª Raquel G. Gonçalves. Email: raquel.gonç[e-mail]

Rua do Areal, 522, Parque Mambucaba, Angra dos Reis – RJ.

Palavras Chave: Pilha, Bateria, Eletroquímica.

Abstract

Calculation of potential difference in electrodes and electrolytes. we tryed to explain the operation of a cell by means of electrochemistry, in order to reach a public in which it has difficulty in learning this practice. And also teach about the differences that each element and its aqueous solution can make in the obtension of a tension.

Introdução

As pilhas são dispositivos que possuem dois eletrodos e um eletrólito (solução) onde ocorrem reações de oxirredução espontâneas que geram corrente elétrica.[1]

Cátodo - É o eletrodo positivo, que recebe os elétrons, ou seja, onde ocorre a semi-reação de oxidação, de modo que sofra deposição de metal. Ou seja, o catodo reduz.

Ânodo - É o eletrodo negativo, que perde os elétrons, ou seja, onde ocorre a semi-reação de redução, de modo que sofra corrosão. Ou seja, o ânodo oxida.

Ponte salina - Tubo que liga os dois eletrólitos. Possui algum sal dentro e é responsável por manter o desequilíbrio de cargas por mais tempo. Seu funcionamento exato ainda é um pouco desconhecido.

Potencial - É a voltagem gerada pela pilha. Para calcula-lo, basta subtrair o menor potencial de redução de um dos eletrodos do maior potencial de redução, do outro eletrodo.

Potencial de redução é a capacidade de uma reação de atrair os elétrons para si. Em outras palavras, o potencial de redução de um elemento é a capacidade dele de sofrer redução: quanto maior o potencial de redução, maior a capacidade do elemento de reduzir.[2]

Os matérias utilizados no experimento foram: eletrodos (cobre, zinco e níquel), soluções aquosas de sal (sulfato de cobre, sulfato de zinco, sulfato de níquel,sulfato de potássio e ácido clorídrico), estante de tubos de ensaio, tubos de ensaio, zinco em pó, béqueres, balões volumétricos e pipeta Pasteur.

Método utilizado: Raquel Et al[3]

Seguindo os métodos da apostila, chegaremos a uma concentração de NiSO4 desconhecida, do qual devemos descobrir utilizando a equação de Nernst:

E = Eº + RT/2F ln [Q]

Onde E é o potencial de eletrodo, F a constante de Faraday (96485 C mol-1), R a constante dos gases (8,314 J mol-1 K-1), T a temperatura termodinâmica e Q a concentração de íons de uma substância em uma solução. Onde a temperatura T faz total diferença no potencial obtido da pilha

Onde E0 é descrito por:

E0= E0(redução) – E0(oxidação)

Onde podemos substituir na formula:

E = Eº + 0,059/2 log [Q]

É uma equação simplificada, onde tem considerado uma temperatura ambiente, e por isso os resultados são fixos para essa temperatura padrão. Caso há temperatura não seja ambiente, deverá ser usada a primeira fórmula.

Solução Eletrodo

CuSO4.5H2O(0,1 mol/L-1) Cu

CuSO4(0,0125 mol/L-1)

Diluído Cu

ZnSO4.7H2O(0,1 mol/L-1) Zn

NiSO4.6H2O(x mol/L-1) Ni

Tabela 1. Concentrações de solução e eletrodos.

Eletrodo Potencial E0

Cu 0,34v

Zn -0,76v

Ni -0,25v

HCl 0v

Tabela 2. Potencial padrão dos elementos.

C1V1=C2V2

Comparando dois metais com diferentes potenciais de redução (Zn e Cu), observamos a oxidação em um experimento simples.

Adicionando um volume suficiente de HCl a cada uma das amostras de Zn (em pó) e Cu (uma lâmina), observamos a oxidação de Zn e o Cu mantendo seu estado normal. O Zn oxidou ocorrendo a redução do íon H+ e formando H2 sendo liberado na forma de gás.

Resultados e Discussão

Realizados os procedimentos seguindo a apostila (Raquel Et al[3]) obtivemos valores de tensão diferentes para cada combinação de pilha diferentes.

Figura 2. Cobre e Zinco

Ânodo: Zn(s) Zn2+(aq)+2e-

Cátodo: Cu2+(aq)+2e- Cu(s)

Zn(s)+ Cu2+(aq) Zn2+(aq)+ Cu(s)

Valor calculado Valor medido

E=1,10v E=1,05v

Tabela 3. Potencial da Pilha de Cu-Zn

Utilizando a equação reduzida de Nersnt, obtivemos valores diferentes dos medidos. A variação pode ser explicada por um diferença de temperatura, contaminação nas soluções ou até um erro de reprodução do experimento.

Erro experimental = 0,05v

O eletrodo de Cu sofre redução (aumento de massa), pois seu potencial de redução é maior que o potencial de redução do Zn, que acaba sofrendo oxidação (diminuição de massa).

Observando que com o tempo, há um momento em que a concentração dos íons de zinco aumentaria muito e a dos cátions de cobre se tornaria muito baixa. A ponte salina composta neste experimento pelo filtro de papel embebido em k2SO4 impede que este efeito ocorra, mantendo as duas semicelas eletricamente neutras. Permitindo a migração dos íons entre soluções.

Figura 3. Cobre (solução diluída) e Zinco