CONSTRUINDO A PILHA DE DANIELL
INTRODUÇÃO
As
pilhas eletroquímicas são artefatos que geram corrente elétricas mediante
reações de oxirredução. Pode-se dizer que, numa pilha, ocorre a transformação
de energia química em energia elétrica (FARIAS, 2009).
Alessandro Volta
(1745-1827), físico italiano, repetiu os experimentos de outro físico
italiano, Luigi Galvani (1737-1798), concluindo que as contrações da perna de
uma rã se deviam ao contato entre dois metais diferentes e que o tecido animal
atuava como um sensor de eletricidade, detectando uma corrente de fraca
intensidade. Volta detectou em um eletrômetro uma
corrente elétrica ao pôr em contato lâminas de prata e zinco superpostas. Em seguida, empilhou diversos discos desses
metais, separados por um papelão umedecido com solução salina. Ele notou que as
tensões elétricas se somavam, surgindo assim a primeira pilha elétrica. Volta aumentou a intensidade da corrente
elétrica substituindo os discos de prata por discos de cobre.
A eficiência dessa
pilha era limitada, devido ao fenômeno de polarização, resultante do
surgimento de bolhas de gás (H2) em
torno dos discos de cobre, formando uma película não condutora sobre a superfície,
reduzindo sua eficácia (SI LVA, 2010).
Em
1836, o químico inglês John Frederic Daniel substituiu o ácido usado por
Alessandro Volta por soluções salinas. Isso resolveu um sério problema no
funcionamento das pilhas: as soluções salinas não geram gases tóxicos como as
soluções ácidas.
Descrição
da pilha preparada por Daniell: um
recipiente dividido em duas partes por uma membrana porosa, contendo um bastão
de cobre metálico parcialmente imerso na solução 1 mol/L de CuSO4
numa das partes e um bastão de zinco metálico parcialmente imerso na solução 1
mol/L de ZnSO4 na outra parte. Os dois bastões metálicos ficam
interligados por um fio metálico munido de um interruptor (FARIAS, 2009).
Três anos depois,
William Grove (1811-1896) substituiu o eletrodo de cobre da pilha de Daniell
por platina circundada por um tubo poroso contendo ácido nítrico em seu
interior.
A evolução da pilha desde seus primeiros modelos até a situação
atual se deu em um período de 200 anos. Ao longo desse tempo, alguns sistemas
ganharam importância, seja por motivos históricos ou pelo uso consagrado em
diversas aplicações no cotidiano (SI LVA, 2010).
OBJETIVOS
Construir
uma pilha e entender como ocorre a geração de energia.
PARTE
EXPERIMENTAL
Materiais
e reagentes
· Bequeres;
· Algodão;
· Fio
de cobre;
· Lâmina
de cobre;
· Lâmina
de zinco;
· Pêra;
· Pipeta:
· Solução
de sulfato de cobre 1 m/L;
· Solução
de sulfato de zinco 1 m/L;
· Voltímetro.
Procedimento
Adicionou-se
em um béquer, 100 mL de solução de ZnSO4 até a sua metade
mergulhando nesta solução parcialmente uma lâmina de zinco e em outro béquer,
100 mL de solução de CuSO4 e nesta solução, mergulhado parcialmente
uma lâmina de cobre, ambas as lâminas previamente lixada. Em seguida, foi
preparada uma ponte salina, foi feita a medição da corrente elétrica com a
ajuda de um voltímetro. Observou-se e anotaram-se os resultados.
RESULTADOS
E DISCUSSÕES
Na pilha de Daniell,
o eletrodo de cobre metálico, que recebe elétrons, é chamado de cátodo ou
terminal positivo, e a lâmina de zinco, que cede elétrons, é o ânodo ou
terminal negativo.
A placa de zinco fornece elétrons, oxidando-se, através do fio, para a
placa de cobre, que reduzirá íons de cobre na solução.
O experimento da pilha de Daniell forneceu 1,2 V no voltímetro digital e
3,32 mA. Os dois eletrodos foram ligados através de fios a um voltímetro, que
fez a detecção ou uso da corrente elétrica gerada pela pilha.
Como afirma a Revista
Química Nova (1998), tanto o fio como a ponte salina são condutores (um
eletrônico e o outro iônico) que permitem a passagem de corrente elétrica entre
os eletrodos metálicos; dos dois condutores, o que tiver maior resistência
elétrica, usualmente a ponte salina, praticamente determinará o valor da
corrente que poderá circular pela pilha. Daí a importância de que a resistência
elétrica da ponte salina, conhecida como resistência ôhmica, seja a menor
possível.
A reação envolvida no experimento e descrita nas equações 1, 2 e 3,
respectivamente:
Equação 1
Zn(s) + CuSO4(aq) ® ZnSO4(aq)
+ Cu(s)
Zn ® Zn2+ + 2e-
A equação 1 representa de maneira global o que está acontecendo com as
soluções e metais. O zinco metálico reage com o sulfato de cobre, produzindo
sulfato de zinco e cobre metálico.
Equação 2
Cu2+ + 2e- ® Cu
A equação 2 mostra que isso decorre da oxidação do zinco, que perde 2
elétrons e transforma-se num íon. Estes elétrons são transferidos pelo fio por
atração até o eletrodo de cobre, que recebe estes elétrons. Íons livres de Cu2+
na solução são então atraídos para o eletrodo de cobre carregado. Estes íons
são reduzidos, transformando-se em Cu e depositando-se sobre a superfície do
eletrodo, equilibrando as cargas. Os íons positivos Zn2+ criados
pelo eletrodo de zinco passam para a solução de sulfato de zinco. Para cada
átomo de cobre que se deposita sobre o eletrodo de cobre, um átomo de zinco
passa para a solução, doando dois elétrons para o eletrodo de zinco.
Equação 3
Zn + Cu2+ ® Zn 2+ + Cu
A equação 3 representa o resultado, a dissolução de átomos de zinco para
sua forma iônica, o que corresponde ao depósito de íons de cobre em sua forma
metálica.
Deduz-se que com o tempo, íons Zn2+ vindos do eletrodo de
zinco, combinados com cargas que passam através da ponte salina, aumentam a
concentração de sulfato de zinco em um recipiente ou meia-célula, enquanto que
paralelamente haverá redução de concentração na solução de sulfato de cobre,
por perda de íons Cu2+. Isso provocará diminuição gradual da
corrente elétrica, até que a reação cesse e a pilha é considerada esgotada. Os
íons Zn2+ acabarão alcançando o eletrodo de cobre, envolvendo-o e
bloqueando qualquer movimento de íons Cu2+, polarizando este
eletrodo.
Conforme Mahan e Myers (1995), a ponte salina permite o equilíbrio de
cargas para os eletrólitos ou soluções. Para que elétrons saiam do eletrodo de
zinco para o de cobre, é necessário o fornecimento desses elétrons também pela
solução de sulfato de zinco, que por sua vez precisará de elétrons vindos da
solução de sulfato de cobre, que estará com excesso de elétrons, para se
equilibrar. A ponte salina permite a passagem dessas cargas entre as soluções
ou eletrólitos.
A ponte salina consistiu em um tubo em U cheio de
uma solução de iodeto de potássio. Na ponte salina os íons I- migram
em direção ao ânodo e os íons K+ em direção ao cátodo, à medida que
a célula é descarregada.
Segundo Russell (1994), a ponte
salina preenche três funções: separa fisicamente os componentes eletrólitos,
provê a continuidade elétrica (um caminhos contínuo para a migração dos ânions
e dos cátions) na célula e reduz o potencial de junção líquida, uma diferença
de potencial produzida quando duas soluções diferentes são postas em contato
entre si. Esta diferença se origina pelo fato do ânion e do cátion migrarem
através da região de contato ou junção líquida, com velocidades diferentes. Se
o ânion e o cátion na ponte salina migrarem com velocidades praticamente
iguais, o potencial de junção líquida é minimizado, e isto simplifica a
interpretação da medida da tensão de uma pilha.
Logo, a função da ponte salina é evitar que ocorra a
acumulação de cargas em ambos os lados, pois ela permite a difusão dos íons negativos
do béquer da direita para o da esquerda e vice-versa. Se está troca de íons não
fosse possível, imediatamente, haveria um acúmulo de cargas em ambos os lados.
Consequentemente, o fluxo de elétrons através do circuito externo seria
interrompido e a reação de oxidação-redução, também seria interrompida.
Portanto, embora a ponte salina não participe dos processos químicos, ela é
imprescindível para o funcionamento da célula.
As lâminas de zinco e cobre foram lixadas a fim de se remover impurezas
e óxidos das lâminas, que atuarão como bloqueadores para a passagem de
elétrons.
A lâmina de zinco fornece os elétrons, pois na combinação de zinco e
cobre, conforme a fila de reatividade, o zinco tenderá a ceder elétrons para o
cobre.
A lâmina de cobre possui o maior potencial de redução, pois esta se
reduz na pilha de Daniell, passando de Cu2+ para Cu.
De acordo com Russell (1994), as semi-equações segundo
a tabela de potenciais padrão de redução para os metais zinco e cobre são:
Equação
4
Zn2+(aq) + 2e- ®
Zn(s) E° = -0,76 V (Anodo)
Equação
5
Cu2+(aq) + 2e- ®
Cu(s) E° = 0,34 V (Catodo)
Equação
6
E° = + 0,34 - ( - 0,76 )
E°
= 1,1 V (Valor de tensão teórico para todas as pilhas).
Como o potencial de redução do cobre é maior do que
o do zinco , ele vai se reduzir (cátodo) e o zinco, se oxidar (ânodo).
CONSIDERAÇÕES
Ressalta-se que, a pilha ou célula eletroquímica é um dispositivo que
transforma energia química em energia elétrica. Uma reação de oxi-redução é
estabelecida, estando o oxidante e redutor separados em compartimentos
diferentes, de modo que o redutor seja obrigado a ceder seus elétrons através
de um fio ou circuito externo. O experimento da pilha de Daniell
permite a compreensão do mecanismo que gera eletricidade nesse tipo de pilha.
REFERÊNCIAS
Experimentação no Ensino de Química. Experimentos sobre pilhas e a composição do
solo. Revista Química Nova na Escola, número 8, novembro, 1998.
FARIAS, Daniel. Eletroquímica: pilhas eletroquímicas. Dom Bosco. Matesc,
Curitiba-PR, 2009.
MAHAN, B. M.; MYERS, R. J. Química um
curso universitário. 4ª edição São Paulo: editora blucher, 1995.
RUSSELL, Jhon B. Química geral. Volume II, segunda edição. São Paulo: Person Makron
Books, 1994.
SILVA, B. O da; CÂMARA, S.C; AFONSO, J.C. Série
histórica da composição química de pilhas alcalinas e zinco-carbono fabricadas
entre 1991 e 2009. Revista Química Nova, volume 34, número 5,
2011.
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