Relatório pilhas e baterias

Prática no. 8 – Pilhas Eletroquímicas

I – INTRODUCÃO

        A matéria é composta por partículas eletricamente carregadas, assim, não é nenhum um pouco anormal que seja possível converter energia química em energia elétrica. Os estudos desses processos são parte importante da eletroquímica, que estuda a relação entre a energia elétrica e as transformações químicas.

        Uma célula eletroquímica é um dispositivo que utiliza reações de oxi – redução para produzir a conversão de energia química em energia elétrica. Existem dois tipos de células eletroquímicas: as células galvânicas, que converte energia química em elétrica, e as células eletrolíticas, onde a energia elétrica é convertida em energia química.

Reações espontâneas e a célula galvânica

        Por exemplo, a reação de oxi – redução abaixo

Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)

Ocorre espontaneamente quando mergulha – se uma barra de ferro em solução aquosa de sulfato cúprico, CuSO4, como é mostrado na figura 1. Imediatamente nota – se um depósito escuro sobre a superfície de zinco, esse depósito é o cobre metálico; ao mesmo tempo a coloração azul do sulfato cúprico descora gradativamente, indicando que os íons de cobre (II) hidratados, Cu(H2O)42+, são consumidos na reação. Além disto, o zinco metálico corrói lentamente provocando o destacamento do depósito de cobre metálico que fica depositado no fundo do recipiente. A reação entre o zinco e os íons cobre é espontânea; o zinco é oxidado e os íons cobre são reduzidos.

                 Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-                (oxidação)

   2e- + Cu2+(aq) → Cu(s)                           (redução)

                          Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)          (equação completa)

É importante notar que essa tendência de uma reação ser espontânea ou não, depende apenas da natureza, estados e concentrações dos reagentes e produtos, e não de como a reação ocorrerá. Quer dizer, enquanto se fornecer condições para os elétrons migrarem do Zn(s) ao Cu2+(aq) a reação irá ocorrer.

Mas se houver a separação física da barra de zinco e da solução de sulfato de cobre (II), como é mostrado na figura 2. A barra de zinco é imersa numa solução de sulfato de zinco, a barra de cobre é imersa numa solução de sulfato cúprico e as duas ficam ligadas eletricamente através de um fio. Esse dispositivo forma uma célula galvânica ou voltaica. As duas metades da célula são chamadas compartimentos e são separadas por um material poroso, por exemplo, uma peça de porcelana. As barras de zinco e cobre são os eletrodos e fornecem a superfície na qual ocorre as reações de oxidação e redução. Cada eletrodo e o meio onde está imerso forma uma semipilha. O circuito elétrico que conecta os dois eletrodos fora da célula é denominado circuito externo.

Se os eletrodos de zinco e cobre forem ligados entre si por meio de um circuito externo, haverá o escoamento de elétrons através desse circuito, do eletrodo de zinco ao eletrodo de cobre em cuja superfície serão recebidos pelos íons de Cu2+. Estes íons são reduzidos e os átomos de cobre resultantes se depositam sobre o eletrodo de cobre (esse processo é chamado de eletrodeposição). O eletrodo de cobre é chamado de catodo, quer dizer, o eletrodo que sofre redução. A semi – reação no catodo está abaixo.

   2e- + Cu2+(aq) → Cu(s)                           (semi – reação catódica)

Nesta célula, os átomos da barra de zinco perdem os elétrons (sofrem oxidação) e se tornam íons. Esses elétrons se dissolvem na solução aquosa à medida que os elétrons deixam a barra de zinco pelo circuito externo. O eletrodo de zinco é chamado de ânodo, ou seja, o eletrodo que sofre oxidação. A semi – reação no ânodo está abaixo.

                 Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-                (semi – reação anódica)

O material poroso tem a função de separar os íons de cobre do ânodo de zinco. Evitando a transferência dos elétrons do zinco para o cobre, e assim, permite que os elétrons escoem pelo circuito externo. O material poroso também auxilia na migração dos elétrons entre os dois compartimentos.

        Se no circuito, coloca – se uma lâmpada, as semi – reações ocorreriam havendo aquecimento do filamento até a sua incandescência, proveniente à passagem dos elétrons no circuito externo.

        Existe uma outra forma de separar fisicamente os compartimentos eletródicos. Essa forma é através da introdução de uma ponte salina, um tubo em U cheio de uma solução de cloreto de potássio. Nessa ponte os íons cloreto migram em direção ao ânodo, e os íons potássio em direção ao cátodo, à medida que a célula se descarregava.

        A ponte salina tem três funções: separa fisicamente os compartimentos dos eletrodos, mantém a continuidade elétrica na célula e reduz o potencial de junção líquida, uma diferença de potencial produzida quando duas soluções diferentes são postas em contato entre si. [1]

        Mesmo assim, em ambos os modelos da pilha, a reação é a mesma mostrada anteriormente.

        Todas as células que usem essa reação são denominadas pilha de Daniell (nome atribuído ao seu inventor, o químico inglês J. F. Daniell). A reação dessa pilha é exatamente a mesma que ocorre quando uma barra de zinco é colocada em um béquer contendo uma solução de CuSO4. A diferença é que os elétrons precisam atravessar o circuito externo antes de chegarem aos íons de Cu2+ no compartimento catódico. Esse caso está abaixo. Na figura 1.