Pilhas Galvânicas

Pilhas Galvânicas

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Relatório de química experimental

Poços de caldas

2010

Pontifícia Universidade Católica de Minas Gerais- Poços de Caldas

Pilhas Galvânicas e Pilhas de Concentração

Poços de Caldas

7/05/2010

PUC – Minas / Campus Poços de Caldas

Engenharia Elétrica / Química Experimental

Experimento n 8 – PILHAS GALVÂNICAS E PILHAS DE CONCENTRAÇÃO

Introdução:

Em uma pilha galvânica utiliza-se de uma reação espontânea de oxi-redução como fonte de energia. Nesse caso, as reações de oxi-redução ocorrem quando os agentes oxidantes e redutores não estão em contato direto, portanto a pilha deve ser construída separando-se fisicamente a reação global em duas semi – reações eletródicas, uma delas envolvendo a oxidação e a outra a redução.

Os elétrons liberados no eletrodo onde há oxidação (ânodo) passam pelo circuito externo ( fio de cobre por exemplo) para o eletrodo onde há redução ( cátodo).

Por exemplo a reação;

Mg(s) + 2 Ag+(aq) Mg2+(aq) + 2 Ag(s)

pode ser obtida pela adição das semi - reações eletródicas;

Ânodo ( oxidação): Mg(s) Mg2+(aq) + 2 e-

Cátodo ( redução): Ag+(aq) + e- Ag(s)

No ânodo ( polo negativo), átomos de magnésio se dissolvem deixando elétrons no metal, já que os membros não podem existir livres em solução e formando íons magnésio que vão para a solução.

No cátodo(pólo positivo), íons prata são removidos da solução à medida que recebem elétrons e aí se depositam como átomos de prata. A neutralidade elétrica das soluções é estabelecida pelo fluxo de íons através de uma ponte salina. O fluxo de elétrons do ânodo para o cátodo pode ser detectado por um voltímetro que fornece a diferença de potencial entre os eletrodos.

A tendência que possui um elemento para perder ou ganhar elétrons varia de acordo com sua posição na série eletroquímica. O potencial normal de redução é uma quantitativa desta tendência. Como não é possível medir o potencial absoluto de um eletrodo, mede-se seu potencial relativo, tomando como padrão o eletrodo normal de hidrogênio, ao qual foi atribuído, arbitrariamente, o potencial 0,00 volts.

Aos eletrodos que perdem elétrons mais facilmente que o hidrogênio, são atribuídos potenciais de redução negativos (-); aos outros são atribuídos potenciais positivos (+). A série eletroquímica é de grande valia para a previsão da espontaneidade das reações de oxi-redução.

Eletrodos nas pilhas galvânicas

Os eletrodos em uma célula servem como dispositivos de remoção de elétrons do agente redutor no ânodo e fonte de elétrons para o agente oxidante no cátodo. Qualquer eletrodo pode funcionar como cátodo ou como ânodo. Neste experimento serão usados eletrodos metal-íon metálico.

Pilhas Galvânicas

Basicamente uma pilha galvânica apresenta os seguintes componentes:

  1. Ânodo: eletrodo em que há oxidação (corrosão) e onde a corrente elétrica na forma de íons metálicos positivos, entra no eletrólito;

  2. Eletrólito: condutor (usualmente um líquido) contendo íons que transportam a corrente elétrica do ânodo para o cátodo;

  3. Cátodo: eletrodo onde a corrente elétrica sai do eletrólito ou o eletrodo no qual as cargas negativas (elétrons) provocam reações de redução.

  4. Circuito metálico: ligação metálica entre o ânodo e o cátodo por onde escoam os elétrons, no sentido ânodo- cátodo.

A corrente elétrica convencional tem sentido contrário ao de elétrons. Considerando o sentido convencional, o cátodo é o eletrodo negativo(-) e o ânodo positivo(+); no sentido real os sinais são contrários, isto é, ânodo(-) e cátodo(+).

A pilha é caracterizada por uma diferença de potencial entre seus eletrodos, em circuito aberto – é a sua força eletromotriz. Ela é, segundo a convenção de sinais usada pela IUPAC, igual a:

Epilha = Ecátodo - Eanôdo

A voltagem padrão para uma reação numa pilha, é a voltagem medida quando todos os íons e moléculas em solução estão na concentração 1 mol/L e todos os gases estão na pressão de 1atm. Quando um voltímetro ou outro dispositivo de medida de tensão é ligada a uma pilha ele indica uma diferença de potencial elétrico (volts).

Efeitos da concentração sobre a tensão da célula

Consideramos pilhas em que os reagentes e os produtos se encontram nos estados-padrão. A tensão produzida por uma pilha depende das concentrações dos reagentes e produtos, e esta relação pode ser prevista qualitativamente pelo princípio de Le Châtelier.

Consideremos a pilha de Daniell,

A 25ºC, a tensão que a célula produz é 1,10V. Se a concentração dos íon zinco for reduzida abaixo de 1mol/L, poderemos supor, de acordo com o princípio de Le Châtelier, que uma diminuição da [Zn2+] acarretará um aumento da tendência de ocorrer a reação de oxidação e, assim, deveremos observar um aumento na tensão produzida pela célula. Semelhantemente, com um decréscimo da [Cu2+] na pilha de Daniell, decresce a tendência de ocorrer a reação de redução no cátodo, e, igualmente, de ocorrer a reação da célula, portanto a tensão observada na célula é inferior ao valor 1,10V.

A dependência da tensão da célula com as concentrações pode ser descrita quantitativamente. Para tal dependência, usa-se a equação de Nernst. Seja a reação redox geral a 25ºC:

onde A, B, C e D são espécies cujas concentrações podem ser alteradas. Então a equação pode ser escrita como

nesta equação,

E é a voltagem a uma determinada concentração;

E0total é a voltagem-padrão;

N é o número de moles de elétrons transferidos na equação;

R é a constante da lei dos gases, 8,31J/mol.K;

T é a temperatura absoluta em K;

F é a constante de Faraday, 96485coulombs/mol, ou, como 1Joule=1mol x 1coulomb, F=96485J/V.mol.

Substituindo as constantes e convertendo o logaritmo na base 10, a equação de Nernst terá a seguinte forma, a 25°C:

Considerando as concentrações de espécies em solução aquosa elas serão expressas sob a forma de molaridade, mol/L, concentrações de gases são expressas sob a forma de pressões parciais, (P) e sólidos ou líquidos puros não aparecem na equação.

Tipos de pilha

Pela equação de Nernst observa-se que aparece uma diferença de potencial entre dois eletrodos quando:

1) Os eletrodos são constituídos de diferentes substâncias e possuem, portanto, diferentes potenciais;

2) Os eletrodos são da mesma substância, mas as soluções contêm concentrações diferentes;

3) Os eletrodos são da mesma substância e as soluções contêm concentrações iguais, mas os eletrodos estão submetidos a diferentes pressões parciais de substâncias gasosas;

Principais tipos de pilhas:

  1. Pilha de eletrodos metálicos diferentes

É o tipo de pilha que ocorre quando dois metais ou ligas metálicas diferentes estão em contato e imersos num mesmo eletrólito, é a chamada pilha galvânica ou corrosão galvânica. Por observações sabe-se que o metal mais ativo na tabela de potencial de eletrodo, é que funciona como ânodo da pilha. Por exemplo, no caso do ferro em contato metálico com cobre e imersos em um eletrólito, como água salgada, ocorre uma transferência de elétrons do ferro (ânodo) para o cobre (cátodo).

b)Pilha de concentração

Existem casos em que se têm materiais metálicos de mesma natureza, mas que podem originar uma diferença de potencial formando pilhas e, ocasionando processos de corrosão. Isto ocorre quando se tem um mesmo material metálico em contato com diferentes concentrações de um mesmo eletrólito ou em contato com o mesmo eletrólito, porém em locais em que os teores de gases dissolvidos são diferentes.

b.1) Pilha de concentração iônica

Pilha formada por material metálico de mesma natureza, em contato com soluções de diferentes concentrações.

Pode-se verificar que, diminuindo-se a concentração dos íons Mn+ aumenta-se a tendência à perda de elétrons.

Pode-se fixar, então, a natureza elétrica dos eletrodos:

  • ânodo: aquele que estiver imerso na solução mais diluída;

  • cátodo: aquele que estiver imerso na solução mais concentrada.

Objetivos:

  • Compreender a eletroquímica de forma geral, comparando soluções quanto à corrente elétrica e formação de íons.

  • Analisar o funcionamento de uma pilha, e as definições de catodo e anodo.

  • Medir a diferença de potencial entre eletrodos.

Materiais e Reagentes Utilizados:

Materiais: Reagentes:

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