sábado, 19 de maio de 2012

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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