Eletroquímica: construção de uma célula galvânica

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1 Eletroquímica: construção de uma célula galvânica 1. Introdução Uma corrente elétrica é o fluxo de elétrons por um circuito. Quando a corrente é gerada quimicamente, os elétrons saem de uma região em que ocorre oxidação e viajam até uma região em que ocorre redução. Como a oxidação e a redução estão envolvidas com a geração de corrente elétrica, as reações redox estão no centro da discussão da eletroquímica. Um caso especial de enorme importância fundamental, tecnológica e econômica diz respeito às reações que ocorrem em células eletroquímicas. Uma célula eletroquímica é constituída por dois eletrodos, que são condutores metálicos, em contato com um eletrólito, que é um condutor iônico (pode ser uma solução, um líquido ou um sólido). Uma célula (ou pilha) galvânica é uma célula eletroquímica que produz eletricidade como resultado de uma reação espontânea que ocorre dentro dela. Uma célula eletrolítica é uma célula eletroquímica na qual uma reação não espontânea é induzida por uma fonte de corrente externa. A Figura 1 mostra um esquema de uma célula galvânica, mostrando o caminho percorrido pelos elétrons e as semi-reações que ocorrem em cada eletrodo. Figura 1: Quando uma reação espontânea ocorre em uma pilha galvânica, os elétrons saem de um eletrodo (ocorrendo oxidação) e são recolhidos no outro eletrodo (onde ocorre redução), causando um fluxo de elétrons que pode ser aproveitado para gerar trabalho elétrico. O eletrodo onde ocorre a oxidação é chamado de anodo, enquanto que onde ocorre a oxidação é o catodo. A corrente produzida por uma pilha galvânica provém da reação química espontânea que se passa no seu interior. A reação da pilha é representada admitindo-se que o eletrodo da direita é o catodo e, portanto, que a reação neste eletrodo é uma redução. Na notação de pilhas eletroquímicas, as interfaces entre as fases são simbolizadas por uma barra vertical. Para descobrir a reação da pilha correspondente à sua representação simbólica, determinamos, inicialmente, a semi-reação do eletrodo da direita como uma redução. Consequentemente, o da esquerda representa uma reação de oxidação. Assim, para a pilha representada por: Zn(s) ZnSO 4(aq) CuSO 4(aq) Cu (s)

2 os eletrodos e as semi-reações são: Eletrodo da Direita (Catodo): Cu 2+ (aq) + 2e - Cu (s) Eletrodo da Esquerda (Anodo): Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e - Reação global da pilha: Cu 2+ (aq) + Zn(s) Zn 2+ (aq) + Cu (s) Uma pilha na qual a reação global não tenha atingido o equilíbrio pode efetuar trabalho elétrico à medida que a reação avança e impele elétrons através do circuito externo. O trabalho proporcionado por essa transferência de elétrons depende da diferença de potencial elétrico entre os dois eletrodos da pilha (E pilha). O trabalho extra máximo numa transformação química é a definição da variação de energia de Gibbs ( G) de uma reação. Logo, para uma pilha, o trabalho extra é o trabalho elétrico máximo da pilha, definido pelo G da reação redox que ocorre espontaneamente. A relação entre o G da reação da pilha e a diferença de potencial entre os dois eletrodos é dada por: G = nfe pilha (1) onde F é a constante de Faraday (F = en A = C/mol), e n é o coeficiente estequiométrico dos elétrons nas semi-reações. Pela Equação 1 nota-se que conhecendo o G da reação numa determinada composição, é possível calcular o potencial da pilha para esta mesma composição. (Observe que uma reação espontânea apresenta G <, que corresponde a um E pilha positivo.) Assim, é possível relacionar o potencial da pilha com as atividades dos participantes da reação da pilha. Sabe-se que a energia de Gibbs está relacionada à composição da mistura reacional por dividindo ambos os lados por nf, tem-se que: G = G + RTlnQ (2) E pilha = G nf RT nf lnq (3) Fazendo uma analogia com a Equação 1, a primeira parcela do lado direito escreve-se como: E pilha = G nf onde E pilha é o potencial padrão da pilha. Ou seja, o potencial padrão é a energia de Gibbs padrão da reação expressa como um potencial (em V). Assim: E pilha = E pilha (4) RT nf lnq (5) A Equação 5 é conhecida como Equação de Nerst, e relaciona o potencial da pilha em termos da composição do sistema reacional. O potencial padrão da pilha pode ser interpretado como o potencial da pilha quando todos os reagentes e produtos estiverem nos seus respectivos estados padrão, onde todas as atividades são iguais a 1, de modo que Q = 1, e lnq =.

3 2. Objetivos Construir uma célula galvânica e identificar o catodo e anodo. Utilizar a célula construída para acender um LED. 3. Metodologia: Uma célula galvânica, ou pilha, consiste em três partes principais: o anodo, ou eletrodo negativo; o catodo, ou eletrodo positivo; e o condutor iônico, ou eletrólito, que separa fisicamente os dois eletrodos. A diferença de potencial entre os dois eletrodos é chamada de ddp (ou potencial) da pilha, E pilha, e depende do material que constitui os eletrodos e suas respectivas concentrações, considerando que não há variação de temperatura ou pressão durante seu funcionamento. Considerando a reação química que ocorre em uma pilha como aa + bb cc + dd sua ddp oue pilha é dada pela Equação de Nerst (Equação 5): E pilha = E pilha,591 log ( a C c d a D n a a b A a ) (6) B p/t = 25 o C (278 K), F = 965 C/mol e considerando a troca de base logarítmica. Pela Equação de Nerst observa-se que aparece uma diferença de potencial entre dois eletrodos quando: a) Os eletrodos são constituídos de diferentes substâncias e possuem, portanto, diferentes potenciais-padrão b) Os eletrodos são da mesma substância, mas as soluções apresentam atividades diferentes, ou estão submetidos a diferentes pressões parciais de substâncias gasosas c) Os eletrodos estão a temperaturas diferentes (a diferença de temperatura altera o valor,2591, que é válido para 298 K). Neste experimento, serão utilizados eletrodos formados por substâncias diferentes. Um dos eletrodos é constituído por um fio de cobre em contato com papel embebido em solução de sulfato de cobre, enquanto o outro é formado for uma fita de magnésio. O contato iônico e separador dos dois eletrodos é um pedaço papel filtro embebido em sulfato de sódio. Os potenciais padrão de redução dos dois metais são: Cu e - Cu E = +,34 V Mg e - Mg E = -2,36 V Deve-se ter o cuidado de, ao montar a célula, usar o pedaço de papel maior para embeber em sulfato de sódio para montá-lo como separador dos dois eletrodos, evitando o contato entre os demais componentes da célula, o que poderia causar um curto-circuito. Um esquema da montagem da célula é apresentado na Figura 2. * Procedimento adaptado de: P.-O. Eggen e B. Skaugrud; J. Chem. Educ. 215, 92,

4 Figura 2: Esquema mostrando como os três componentes da célula galvânica devem ser de forma a promover um fluxo de elétrons capaz de acender um LED. 4. Experimental Materiais Voltímetro Água destilada Papel de filtro Na 2SO 4 Tesoura e Régua CuSO 4 Lixa Fita de magnésio Pipeta de Pasteur Fio de cobre Pinça LED vermelho Procedimento Prepare 5 ml de uma solução de CuSO 4 e Na 2SO 4 ambas 1, mol/l. Recorte o papel de filtro formando um quadrado de,5 cm 2 e outro de 1, cm 2. Mergulhe o papel maior (1, cm 2 ) na solução de Na 2SO 4 e o menor na solução de CuSO 4. Quando estiverem bem molhados, retire-os de suas respectivas soluções e deixo-os secar na bancada. Corte um pedaço da fita de magnésio com área de aproximadamente,5 cm 2. Observe se há uma camada de oxidação na superfície dos dois metais. Se houver, lixeos até a superfície ficar brilhante. Monte a célula usando o esquema da Figura 2. Prenda o fio de cobre em um dos terminais do LED e encoste o outro terminal da fita de magnésio. Observe se o LED se acende. Pingue uma gotinha de água. Observe se o LED se acende. Se não ocorrer nada, experimente alternar o terminal ligado ao fio de cobre. (Para enxergar a luz do LED claramente, deve-se olhar diretamente para a parte superior do bulbo). Com auxílio do voltímetro, meça a diferença de potencial da célula.

5 5. Discussão dos Resultados Com base nos potenciais de redução padrão e nos resultados experimentais, explique quem é o catodo e o anodo da célula. Calcule o potencial padrão para a pilha formada pelos eletrodos de Mg e Cu. Discuta se este valor é ou não o mesmo valor encontrado experimentalmente e justifique o valor encontrado.

6 Eletroquímica: construção de uma célula galvânica Resultados Experimentais Nome: Figura 1: Esquema da célula eletroquímica montada, indicando os materiais do anodo e do catodo, e suas respectivas reações de oxidação e redução. Observações: Reação Global da Célula: Potencial Padrão da Célula: G da reação da célula: Potencial medido experimentalmente:

7 Utilize esta folha e mais quantas forem necessárias para apresentar os cálculos efetuados para responder os dados na Tabelas 1.