Tarefa 7: Química 12ºAno- Pilha

Ano letivo 2022/2023

Pilha e bateria: uma oxidação útil

Atividade realizada no ambito da disciplina de Química do 12ºAno, do curso de Ciências e Tecnologias

Docente: Profº João Vasco Cabecinha Discentes: Daniel T. nº9, Diogo C. nº12, Felipe Z. nº15

Índice

• Introdução ----------------------------- 3-4

• Montagem da pilha ------------------- 32-39

• 1º Ensaio --------------------------------------- 36

• Fundamentação Teórica --------------- 5-14

• 2º Ensaio --------------------------------------- 37

• Diferença de Potencial ------------------------- 6-7

• 3º Ensaio --------------------------------------- 38

• Oxidação-Redução ------------------------------ 8-9

• Pilha Eletroquímica ------------------------------ 10-12

• Rendimento da Reação ------------------------ 39

• Corrente elétrica ------------------------------- 13-14

• Importância da Ponte Salina ---------- 40-44

• Fatores que influenciam a D.D.P ----- 15-19

• Fechamento do Circuito ------------------------ 41

• Potencial de Redução ----------------- 20-21

• Manuntenção da Eletroneutralidade ----------- 43-44

• Cálculos de previsão Teórica --------- 22-27

• Razões para a alteração do valor esperado 45-47

• Valores Esperados ------------------------------ 27

• Conclusão -------------------------------- 48-50

• Cálculos Experimentais--------------- 28-30

• Bibliografia ------------------------------- 51

Introdução

• A invenção da pilha permitiu o armazenamento e utilização controlada da eletricidade, principal fonte de energia utilizada pela humanidade.

• A corrente elétrica gerada pela transferência de eletrões entre dois metais usando um fio condutor define este instrumento e fornece grande parte de tudo que hoje vemos.

Fig .1- Pilhas modernas,

Introdução

• Neste trabalho, iremos explicar o processo necessário à construção de uma pilha com uma diferença de potencial pré definida e a reação de oxidação-redução espontânea que gera a corrente elétrica.

Fig .2-Pilha construída

FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA

Diferença de potencial

• Quando um corpo fica eletrizado é porque captou ou cedeu eletrões. Se captou eletrões, ficou carregado negativamente e se, pelo contrário, perdeu eletrões, ficou carregado positivamente.

• Assim, se tivermos dois corpos que não estejam igualmente carregados, dizemos que entre eles existe uma dada diferença de potencial (d.d.p.).

Fig. 3 - Pilha

Diferença de potencial

• Como consequência, se ligarmos esses dois corpos através de um fio condutor haverá uma corrente elétrica no sentido do corpo que possui mais eletrões para o que possui menos.

Fig. 4 - Tensão / D.D.P.

Oxidação-redução

• Numa reação de oxidação-redução há transferência de eletrões entre os reagentes.

• A espécie que cede eletrões designa-se por redutor e a que recebe eletrões, de oxidante. Se esta reação ocorre quando os agentes oxidante e redutor estão em contacto, os eletrões são transferidos diretamente do agente redutor para o agente oxidante.

Fig. 5 - Ferro oxidado

Oxidação-redução

• Se os separarmos fisicamente, a transferência eletrónica pode realizar-se através de um meio condutor exterior.

• À medida que a reação progride, produz-se um fluxo contínuo de eletrões dando origem a uma corrente elétrica.

Equação da reação característica das pilhas galvânicas: X (s) + Yx+ (aq) --------> Xx+ (aq) + Y(s)

Fig. 6 - Relógio alimentado por pilha eletroquímica

Pilha eletroquímica

• As pilhas eletroquímicas são dispositivos capazes de produzir energia elétrica à custa de uma reação oxidação-redução espontânea.

• Como as primeiras pilhas deste género foram construídas por Galvani e Volta, também se chamam pilhas galvânicas ou pilhas voltaicas.

Fig. 7 - Pilha Galvânica/Voltaica

• O fundamento de uma pilha eletroquímica é separar as semirreações de oxidação e de redução, de modo que os eletrões circulem externamente através de um fio condutor.

• Cada uma das partes da pilha designa-se por semipilha, ou semicélula.

Fig. 8 - Pilha Eletroquímica

Cátodo (elétrodo redutor fraco)

Ânodo (elétrodo redutor forte)

Eletrólito oxidante fraco

Eletrólito oxidante forte

Fig. 8 - Pilha Eletroquímica

Corrente elétrica

• Assim que o elétrodo de cobre recebe eletrões, os iões Cu2+ presentes na solução de CuSO4 (Sulfato de cobre) aproximam-se do elétrodo de maneira a equalizar as cargas negativas.

• Quando os iões Cu2+ alcançam a superfície do cobre recebem dois eletrões, depositando-se no elétrodo sob a forma de metal.

Fig. 8 - Pilha Eletroquímica

Corrente elétrica

• Por sua vez, por cada ião de cobre depositado, um ião Mg2+ é libertado do elétrodo de magnésio para a solução de MgSO4 (Sulfato de magnésio).

• Passado algum tempo, verifica-se que há uma diminuição da massa do ânodo e um aumento da massa do cátodo.

Fig. 8 - Pilha Eletroquímica

FATORES QUE INFLUENCIAM A D.D.P.

Fatores que influenciam a d.d.p.

Natureza dos elétrodos

• O ânodo repele os eletrões que são atraídos pelo cátodo. Assim, quanto maior for a tendência do ânodo em ceder eletrões (maior poder redutor), e maior a tendência do cátodo em receber eletrões (menor poder redutor), maior será o valor da d.d.p. da pilha.

Fig. 8 - Pilha Eletroquímica

Fatores que influenciam a d.d.p.

Temperatura

• A temperatura influencia a reação de oxidação-redução que acontece na pilha, devido a alterações dos valores das constantes de equilíbrio, podendo assim variar o valor da d.d.p.

• Este comportamento da pilha explica a razão pela qual, em épocas mais quentes, a duração das baterias dos dispositivos eletrónicos é mais prolongada.

Fig. 9 - Dispositivo Eletrónico

Fatores que influenciam a d.d.p.

Concentração dos iões envolvidos na reação

Mg (s) + Cu2+ (aq) ⇌ Mg2+ (aq) + Cu (s)

De acordo com o princípio de Le Châtelier, um aumento da concentração da solução de CuSO4, provoca a evolução da reação no sentido direto favorecendo a reação característica da pilha , e consequentemente o valor da d.d.p.

Fatores que influenciam a d.d.p.

Concentração dos iões envolvidos na reação

• Por outro lado, um aumento da concentração da solução de MgSO4 provoca a evolução da reação no sentido inverso, desfavorecendo a reação característica da pilha, diminuindo assim a d.d.p.

• Com o passar do tempo, existe mais Mg2+ e menos Cu2+, o que explica a diminuição da d.d.p. à medida que a pilha se "gasta".

Mg (s) + Cu2+ (aq) ⇌ Mg2+ (aq) + Cu (s)

Potencial de redução

Poder Redutor

Poder Oxidante

• É a espontaneidade, ou a tendência de um elemento químico para receber eletrões e, desse modo, ser reduzido. Cada elemento tem um potencial próprio.

Tab. 1 - Potenciais-padrão de redução

Potencial de redução

Poder Redutor

Poder Oxidante

• O potencial de uma célula galvânica (d.d.p.), nas condições padrão, é igual a: E0(oxidante) - E0(redutor)

Tab. 1 - Potenciais-padrão de redução

CÁLCULOS DE PREVISÃO TEÓRICA

Para que possa existir uma d.d.p formada por uma pilha, é necessário escolher 2 elementos químicos diferentes. Um deste irá ser o oxidante (responsável por receber os eletrões) e o outro o redutor (responsável for ceder os eletrões). Para verificar o valor de d.d.p formada, nas condições padrão(1mol/dm3), é necessário a seguinte equação:

Poder Redutor

Poder Oxidante

f.e.m(d.d.p)=ΔE0

ΔE0=E0(oxidante) - E0(redutor)

Tab. 1 - Potenciais-padrão de redução

Poder Redutor

Poder Oxidante

Como neste caso, foi utilizado o magnésio e o cobre, tem-se:

ΔE0=E0(Cu2+/Cu) - E0(Mg2+/Mg)=0,34-(-2,37)=2,71V

Tab. 1 - Potenciais-padrão de redução

Observa-se assim que o valor de d.d.p obtido foi feito a partir de cálculos de valores tabelados nas condições padrão. Mas se noutro caso fosse utilizados valores de concentração diferentes? A partir da equação de Nernst é possível calcular o valor de d.d.p fornecida por uma pilha variando os valores das concentrações dos sulfatos do redutor e do oxidante e do número de eletrões que participam nesta reação de redox(n).

• Como irá ser utilizado o MgSO4 e o CuSO4, substituindo na equação de nernst têm-se que:

• De acorda com a equação de oxidação-redução:

Mg (s) + Cu2+ (aq) ⇌ Mg2+ (aq) + Cu (s)

• Verifica-se que existe a transição de dois eletrões nesta reação, logo, substituindo:

Valores esperados

Utilizando a equação de nernst e as concentrações dos sulfatos de magnésio e de cobre, serão realizados 3 ensaios diferentes, sendo este : [MgSO4]=[CuSO4], [CuSO4]=4x[MgSO4] ,[MgSO4]=4x[CuSO4] respetivamente:

3º Ensaio

1º Ensaio

2º Ensaio

CÁLCULOS EXPERIMENTAIS

Cuidados Prévios a ter

Tab .2 - Recomendações de proteção.

Cálculos

Massa de MgSO4 necessário

C=

(=) 0,4=

(=)

0,1

(=)

n= 0,04mol

• Sabendo que a M[MgSO4]= 246,47g/mol:

m=M x n (=) m= 246,47 x 0,04 = 9,86g

Fig.10 - Massa de MgSO4

Cálculos

Massa de CuSO4 necessário

C=

(=) 0,4=

(=)

0,1

(=) n= 0,04mol

• Sabendo que a MCuSO4= 249,69g/mol:

m=M x n (=) m= 249,69 x 0,04 = 9,99g

Fig.11 - Massa de CuSO4

MONTAGEM DA PILHA

PREPARAR SOLUÇÕES DE COBRE MAGNÉSIO

• Ao medir 9,99 g de CuSO4 e 9,86 g de MgSO4 e adicionar 100ml de água a cada soluto, obtém-se duas soluções com concentração de 0,4 mol/dm3.

Fig.12 - Soluções de sulfato com concentração de 0,4 mol/dm3

Diluição das soluções

• De modo a alcançarmos soluções com 1/4 da concentração inicial, adicionámos 75 ml de água a 25ml de cada solução. Obtendo assim duas soluções de concentração 0,1mol/dm3.

• A diluição das soluções é importante uma vez que permite um menor gasto dos solutos utilizados.

Fig.13 - Soluções de sulfato diluídas

Montagem da pilha

• Ao unir cada elétrodo ao respetivo fio condutor, e fazer mergulhar os mesmos nas respetivas solucões de concentrações escolhidas, obtém-se o valor de d.d.p após a adição da ponte salina.

Fig.14 - Pilha eletroquímica construída

1º Ensaio

Fig.17 - Solução de MgSO4

Fig.16 - Solução de CuSO4

Foram utilizadas as duas soluções de sulfato com igual concentração, 0,4mol/dm3.

d.d.p registada: 2,00 V

Fig.15 - 1ª d.d.p registada

2º Ensaio

Fig.19 - Solução diluídas de MgSO4

Fig.16 - Solução de CuSO4

Neste ensaio, recorreu-se à utilização da solução original de CuSO4 (0,4mol/dm3) e da solução díluida de MgSO4(0,1mol/dm3).

d.d.p registada: 1,70 V

Fig.18 - 2ª d.d.p registada

3º Ensaio

Fig.21 - Solução diluída de CuSO4

Fig.17 - Solução de MgSO4

Por fim, no 3ºEnsaio, utilizou-se a solução diluída de CuSO4 (0,1mol/dm3) e a solução original de MgSO4(0,4mol/dm3).

d.d.p registada: 1,82 V

Fig.20 - 3ª d.d.p registada

Rendimento da reação

Cálculos

3º Ensaio

1º Ensaio

2º Ensaio

[MgSO4]=4x[CuSO4]

[MgSO4]=[CuSO4]

[CuSO4]=4x[MgSO4]

1,82

Uobtido

1,70

η=

Uobtido

Uesperado

x100 (=)

η=

2,00

2,71

x100 (=)

(=)η= 73,8%

Uobtido

η=

x100 (=)

x100 (=)

η=

η=

x100 (=)

x100 (=)

η=

2,69

Uesperado

2,73

Uesperado

(=)η= 67,6%

(=)η= 62,3%

Importância da ponte salina

A ponte salina apresenta duas funções principais:

2. Manter a electroneutralidade das soluções.

1. Fechar o circuito

Fechamento do circuito

Fig.22 - Circuito fechado

Fig.21 - Circuito aberto

Importância da ponte salina

A ponte salina apresenta duas funções principais:

2. Manter a electroneutralidade das soluções.

1. Fechar o circuito

Manutenção da eletroneutralidade

• À medida que o magnésio se oxida e o cobre se reduz verifica-se uma maior produção de Mg2+ na solução de sulfato de magnésio, e uma diminuição de iões Cu2+ na solução de sulfato de cobre.

• Isto faz com que as soluções fiquem, respetivamente, carregadas positiva e negativamente, o que impediria o fluxo de eletrões necessário.

Fig.23 - Pilha eletroquímica montada

Manutenção da eletroneutralidade

• A ponte salina faz com que os iões Cl- se movam para a solução com excesso de cargas positivas e os iões Na+ para a solução com excesso de cargas negativas, mantendo-se assim a electroneutralidade desejada.

Fig.24 - Visão submicroscópica da ponte salina

Razões para a descrepância do valor esperado:

1. Metais mal lixados (impurezas presentes)

Fig.25 - Tira de magnésio

Fig.26 - Tira de cobre

Razões para a descrepância do valor esperado:

2. Não cumprimento das condições-padrão(temperatura diferente)

Fig.28 - Soluções de sulfato não dilúidas

Fig.27 - Termómetro analógico

Razões para a descrepância do valor esperado:

3. Má diluição das soluções de Sulfato

Fig.29 - Solução de MgSO4 má diluída

Conclusão

A primeira conclusão retirada é a importância da diferença dos metais escolhidos para a realização da experiência. Toda a reação de redução apresenta um determinado potencial-padrão de redução (Eº) através do qual é definida a maior ou menor tendência da substância para ser reduzida. Caso os metais escolhidos fossem iguais, a corrente elétrica medida seria nula como se prova através da equação:

0 V

Cu(s)

Cu(s)

Fig.30 - Pilha eletroquímica com elétrodos iguais

ΔEº célula = Eº oxidante - Eº redutor

Conclusão

Segundo os resultados da DDP obtidos, é possível concluir que o rendimento da reação foi alterado devido a fatores externos decorrentes de erros sistemáticos:

1. Metais mal lixados(impurezas presentes)

3. Má diluição das soluções de Sulfato

2. Não cumprimento das condições padrão

Fig.33 - Solução de sulfato de cobre mal diluída

Fig.31 - Tira de cobre mal lixada

Fig.32 - Temperatura diferente de 25ºC

Comparativamente com a ideia que se tinha antes da experiência em relação à produção de eletrecidade, a realidade mostrou que este conceito é simples, visto que a partir de substâncias químicas facilmente acessíveis é possível produzir fenómenos elétricos.

Conclusão

Fig. 34 - Relógio digital carregado com a corrente elétrica da pilha construída

Bibliografia

• CELINA SLIVA, Cristina; CUNHA, Carlos; VIEIRA, Miguel – Eu e a Química 12: Química 12ºano. Revisão científica: António Pedro Souto. 1ª edição, Porto: Porto Editora, 2019. ISBN 978-972-0-42344-3​

Webgrafia

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