Experimento 4 – Construção de uma Pilha de Daniell

Construção de uma Pilha de Daniell e série redox.

2019

Introdução

• Célula Eletroquímica

Uma célula eletroquímica consiste de dois condutores elétricos denominados eletrodos imersos em solução apropriada de eletrólito. Para que surja uma corrente elétrica nesta célula, é necessário que (I) os eletrodos estejam conectados externamente por meio de um condutor metálico, (II) as duas soluções de eletrólito estejam em contato para permitir o movimento de íons uma para outra, sendo esta a função da ponte salina, (III) uma reação de transferência de elétrons possa ocorrer em cada um dos eletrodos, sendo esta denominada de reação redox. (1) A Figura 1 representa o arranjo de uma célula eletroquímica.

Figura        1.        Arranjo        experimental        de        uma        célula        eletroquímica.        Disponível        em: https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/a-ponte-salina-das-pilhas.htm

[pic 1]

A Figura 1 consiste de um eletrodo de cobre e um de zinco mergulhados em soluções de CuSO4 e ZnSO4, respectivamente. Para que haja o contato iônico entre ambas as soluções, temos a ponte salina, a qual consiste em um tubo cheio de uma solução saturada com KCl ou algum outro eletrólito. Sua finalidade é isolar o conteúdo das duas células, mas ainda assim, permitir o contato elétrico, ou seja, o fluxo de elétrons, entre elas. O isolamento é necessário a fim de impedir a reação direta entre os íons cobre e o eletrodo de zinco. (1)

Nas superfícies de ambos os eletrodos ocorrem processos característicos, denominados de redução e oxidação. Estas fornecem um mecanismo pela qual a condução iônica da solução

é acoplada à condução eletrônica do eletrodo, gerando assim o circuito complexo permitindo o fluxo de cargas. No ânodo, representado pelo zinco metálico, ocorre o processo de redução,

o zinco se oxida, sendo o agente oxidante da reação, e libera dois elétrons que são transferidos por meio do circuito elétrico externo para o cátodo, representado pelo íon Cu2+, no qual ocorre o processo de oxidação, sendo ele o agente redutor do processo. As semirreações que ocorrem em uma célula eletroquímica e a reação global resultante estão representadas pelas Reações 1, 2 e 3, respectivamente. (1)

Zn (s) ⇄ Zn2+ (aq) + 2 e-        1

Cu2+ (aq) + 2 e- ⇄ Cu (s)        2

Zn (s) + Cu2+ (aq) ⇄ Zn2+ (aq) + Cu (s)        3

A célula eletroquímica representada é do tipo galvânica, pois a reação química espontânea envolvida promove um fluxo de elétrons, convertendo energia química em energia elétrica. O voltímetro mede a diferença de potencial (d.d.p), a qual é uma medida da tendência de uma reação ocorrer em busca do equilíbrio. Quando o sistema atinge o equilíbrio a célula não é mais capaz de gerar trabalho. (1)

• Potencial Padrão de Eletrodo (E°)

O potencial eletroquímico de uma célula mede a capacidade que uma célula tem em “empurrar” os elétrons em um circuito elétrico. Seguindo este padrão, o Potencial Padrão de Eletrodo (E°) mede a capacidade que um dos eletrodos tem em “puxar” os elétrons em uma célula galvânica. De acordo com a IUPAC, quando nos referimos ao potencial padrão estamos consideramos as semirreações de redução. Todavia, a medida do potencial de uma célula não é uma media única, pois se uma das células tem a tendência de “puxar” elétrons, a outra célula tem que ter uma tendência em “fornecer” elétrons. Portando, o E° é uma medida relativa, e só pode ser considerada se for feita de modo comparativo. Uma escala para E° foi definida a partir da medida de um eletrodo em comparação ao Eletrodo Padrão de Hidrogênio (EPH), para o qual E° = 0 V. Quanto maior o E° maior será a tendência do metal a sofrer o processo

de redução, ou seja, maior será o poder oxidante do mesmo. A Figura 2 apresenta uma Tabela na qual estão presentes alguns dos potenciais padrões dos eletrodos. (2)

Figura 2. Alguns dos Potenciais Padrões de Eletrodo a 298 K. Disponível em: http://saberenemquimicaefisica.com.br/wp/eletroquimica/

[pic 2]

Desta forma, levando em consideração o exemplo utilizado na Figura 1, o cobre tem um maior valor de E°, sendo o agente oxidante da reação (cátodo), e o zinco tem um valor menor de E°, sendo o agente redutor do processo (ânodo), conforme as Reações 4 e 5, respectivamente.

Cu2+ (aq) + 2 e- ⇄ Cu (s)        E° = + 0,34 V        4

Zn2+ (aq) + 2 e- ⇄ Zn (s)        E° = - 0,76 V        5

Para o cálculo do E° da célula devemos subtrair o potencial do ânodo do potencial do cátodo de acordo com a Fórmula 1.

E° célula = E cátodo – E ânodo        (1)

E° célula = + 0,34 – (– 0,76) = 1,10 V

E° célula = + 1,10 V

Podemos prever se a reação se processará de forma espontânea analisando o E° cel, visto que de acordo com a Fórmula 2, sendo o n o número de elétrons envolvidos na reação redox, F a constante de Faraday, e E° o potencial da célula. Quanto mais positivo o valor de E°, mais negativa será a Energia de Gibbs (∆G) e, portanto, mais espontânea será a reação.