Pilhas Electroquímicas à Prova na Mostra do Ensino Superior, Secundário e Profissional

Este projecto, cujo desenvolvimento foi exposto ao longo do ano lectivo neste blog, esteve presente na Mostra do Ensino Superior, Secundário e Profissional de Almada 2010, através da exposição de um cartaz com o título de “Pilhas Electroquímicas”, elaborado pelo mesmo grupo de trabalho responsável pelo blog.

Esta mostra realizou-se de dia 5 a 8 de Maio em três espaços próximos entre si: Fórum Municipal Romeu Correia, Oficina da Cultura (onde esteve presente o nosso cartaz) e na Praça da Liberdade. É uma iniciativa que se apresenta “como um espaço de conhecimento, de oportunidades, de partilha de experiências e de aproximação dos cidadãos às Escola do Concelho de Almada” (António Matos, o Vereador dos Serviços Municipais de Acção Sociocultural, Desporto, Turismo e Informação in programa da Mostra de Ensino 2010).

Cartaz do projecto

Cartaz exposto na Mostra de Ensino 2010

Comparação sobre as Pilhas Electroquímicas Realizadas

          Para a comparação das diferentes Pilhas Electroquímicas ser mais fácil, foi elaborada uma tabela com os valores médios da corrente eléctrica produzida por estas, nas três unidades estudadas: diferença de potencial, intensidade e resistência. As duas primeiras unidades foram medidas directamente, com recurso aos medidores adequados (voltímetro e amperímetro), e a terceira foi calculada a partir da fórmula U = R I .

        Através da tabela comparativa, podemos comparar os valores obtidos para a corrente eléctrica de todas as pilhas elaboradas e tirar conclusões sobre estas. Pode-se ainda estabelecer as seguintes relações:

               

Em relação à diferença de potencial a pilha electroquímica que alcançou os valores mais baixos foi a Pilha de Concentração (0,05 V), quer a que tem por reagente as soluções de Magnésio quer a que tem por reagente as soluções de Cobre. Os baixos valores de diferença de potencial significam que existe uma pequena força impulsionadora para movimentar os electrões, o que é explicado pela pequena diferença dos potenciais de redução nas duas soluções, já que estas são da mesma substância (os eléctrodos são iguais e os electrólitos apenas diferem na concentração). Já a diferença de potencial mais alta foi atingida pela Pilha Electroquímica de Limão (2,34 V), o que é justificável pela acidez do limão, que favorece as reacções de redox. Esta pilha parecia que produzia uma corrente eléctrica capaz de acender uma lâmpada de 1,5 V, o que não se verificou experimentalmente devido à sua baixa intensidade e alta resistência eléctrica.

A intensidade de corrente avalia a quantidade de carga eléctrica que passa por unidade de tempo no sistema eléctrico, pelo que esta unidade é fundamental para ser possível ligar pequenos aparelhos, como lâmpadas de 1,5 V. A intensidade é condicionada pela resistência do sistema eléctrico, que é a capacidade do corpo se opor à passagem da corrente. Assim, a resistência e a intensidade são grandezas inversamente proporcionais.

A pilha que alcançou a menor intensidade de corrente e a maior resistência foi também a Pilha de Concentração, pelas mesmas razões que teve uma baixa diferença de potencial. Já a pilha electroquímica que alcançou a maior Intensidade foi a Pilha de Daniell, uma vez que a resistência eléctrica foi também muito baixa. Por sua vez, este valor é justificável pelo elevado rendimento dos materiais utilizados.

Com esta tabela comparativa, pode-se observar que a pilha electroquímica de banana produziu uma corrente eléctrica com valores menores de diferença de potencial e de intensidade, o que é devido à banana ser um fruto com menor quantidade de água, facilitadora do movimento dos electrões, e menos ácido.

Respondendo ao problema a investigar, colocado aquando da planificação geral do projecto, (“Qual das pilhas electroquímicas de fácil construção é mais eficiente, tendo em conta a produção de energia eléctrica?”) podemos concluir que a resposta poderá ser a pilha de Daniell adaptada aos princípios da pilha de Temperatura, cátodo de cobre aquecido a 50ºC. Esta permitiu obter resultados dentro dos valores previstos para todas as unidades estudadas, obtendo resultados dos mais altos para, o que não permite acender uma lâmpada de 1,5 V.

Conclusão da Pilha Electroquímica de Daniell adaptada para maior eficiência com Princípios da Pilha de Temperatura

Cátodo de Cobre aquecido a 50ºC:

Ânodo de Magnésio aquecido a 50ºC:

Era previsível que ao se reforçar a tendência para o ânodo de magnésio se oxidar, a diferença de potencial aumentasse mais do que se aquecesse o cátodo de cobre, pois nesse caso estaríamos a contrariar a sua tendência para se reduzir, o que acabaria por diminuir a diferença de potencial da pilha. Contudo, tal não se verificou experimentalmente, pois os valores relativos à diferença de potencial não se alteraram de forma muito significativa nas duas pilhas “melhoradas” (nem sequer em relação à pilha de Daniell), se desconsiderarmos a pilha obtida com Sulfato de Magnésio a 1 mol dm^-3 a temperatura ambiente com Sulfato de Cobre a 0,1 mol dm^-3 a 50ºC. Esta pilha obteve 0, 9 V de d.d.p., o que é bastante estranho se considerarmos que nenhuma das pilhas desta actividade experimental obteve um valor tão alto (nem sequer lá perto). Pode-se considerar este valor como um erro experimental. 

Pilha de Daniell adaptada com prinípios da Pilha de Temperatura - conclusão

Cátodo de Cobre aquecido a 50º C:

Ânodo de Magnésio aquecido a 50º C:

Era previsível que ao se reforçar a tendência para o ânodo de magnésio se oxidar, a diferença de potencial aumentasse mais do que se aquecesse o cátodo de cobre, pois nesse caso estaríamos a contrariar a sua tendência para se reduzir, o que acabaria por diminuir a diferença de potencial da pilha. Contudo, tal não se verificou experimentalmente, pois os valores relativos à diferença de potencial não se alteraram de forma muito significativa nas duas pilhas “melhoradas” (nem sequer em relação à pilha de Daniell), se desconsiderarmos a pilha obtida com Sulfato de Magnésio a 1 mol dm^-3 a temperatura ambiente com Sulfato de Cobre a 0,1 mol dm^-3 a 50ºC (obteve-se 0,9 V, o que é bastante estranho, tendo em conta os restantes valores obtidos). 

Pilha de Daniell adaptada com princípios da Pilha de Temperatura - procedimento

Com os conhecimentos adquiridos vamos tentar melhorar a corrente eléctrica produzida pela pilha de Daniell, adaptando-a com a influência da temperatura nos electrólitos (e consequentemente nos eléctrodos). Como a temperatura não é um dos principais factores de influência dos potenciais de eléctrodo, o cátodo e o ânodo são os mesmos da Pilha de Daniell (ver post sobre a Pilha de Daniell).



Materiais:

• 8 copos de precipitação de 25 mL;
• Fios eléctricos (2 deles com crocodilos nas extremidades);
• Termómetro;
• Placa de Aquecimento;
• Voltímetro;
• Amperímetro.

Reagentes:

• Sulfato de Cobre (1 mol/dm3 e 0,1 mol/dm3);
• Placa de Cobre;
• Sulfato de Magnésio (1 mol/dm3 e 0,1 mol/dm3);
• Fita de Magnésio;
• Ponte Salina.

1ª Parte

Procedimento:

1. Colocar sensivelmente 25mL de solução de sulfato de cobre a 1 mol/dm3 num copo de precipitação e 25 mL de solução de sulfato de magnésio a 1 mol/dm3 noutro copo de precipitação;
2. Aquecer a solução de sulfato de cobre até sensivelmente 50ºC;
3. Registar a temperatura do outro electrólito;
4. Colocar o fio de magnésio e a placa de cobre no copo de precipitação com a solução do sal correspondente;
5. Utilizando um fio eléctrico com crocodilos nas extremidades unir o voltímetro ao eléctrodo de cobre;
6. Com outro fio unir o voltímetro ao eléctrodo de magnésio;
7. Colocar a ponte salina, verificando que as suas extremidades estão mergulhadas em ambas as soluções;
8. Registar o valor da diferença de potencial;
9. Substituir o voltímetro por um amperímetro;
10. Registar o valor da intensidade da corrente;
11. Repetir os procedimentos para as seguintes combinações de electrólitos: sulfato de cobre a 1 mol/dm3 com sulfato de magnésio a 0,1 mol/dm3; sulfato de cobre a 0,1 mol/dm3 com sulfato de magnésio a 1 mol/dm3 e sulfato de cobre com sulfato de magnésio, ambos a 0,1 mol/dm3, aquecendo sempre a solução de sulfato de cobre.

2ª Parte

Procedimento 
Repetir o procedimento da 2ª parte, mas aquecer as soluções de sulfato de magnésio em vez das soluções de sulfato de cobre.

Conclusões da Experiência de construção da Pilha de Temperatura

Em todas as pilhas realizadas verificou-se que a corrente eléctrica produzida tinha uma pequeníssima diferença de potencial e intensidade. Tal significa que o desequilíbrio provocado no sistema químico (alteração de temperatura), não aumentou de forma significativa o potencial de um eléctrodo para se oxidar em relação ao outro. Nalguns casos a intensidade era tão pequena que não era medida pelos aparelhos (tanto pelo amperímetro analógico como pelo multímetro digital).

As pilhas que demonstraram ter mais eficiência (a corrente eléctrica produzida teve maior diferença de potencial, maior intensidade e menor eficiência) foram as pilhas de magnésio, nomeadamente a pilha que mais resistência verificou foi a que utilizava Magnésio a 0,1 mol dm^-3 nos dois electrólitos, sendo que um foi aquecido a 48ºC (ânodo) e o outro estava à temperatura ambiente (cátodo). 

 Já as que foram menos eficientes foram as pilhas de cobre, verificando-se a produção de uma corrente eléctrica com uma diferença de potencial muito pequena e com uma Intensidade quase nula.

Pode-se concluir que a temperatura não é um dos principais factores que influencia os potenciais dos eléctrodos, pois não causa um desequilíbrio suficientemente grande.

Material e Procedimento da Pilha Electroquímica de Temperatura

Materiais:

• 4 copos de precipitação de 25 mL;
• Fios eléctricos (2 deles com crocodilos nas extremidades);
• Termómetro;
• Placa de Aquecimento;
• Voltímetro;
• Amperímetro.

Reagentes:

• Fita de Magnésio;
• Sulfato de Magnésio (1 mol/dm3 e 0,1 mol/dm3);
• Placa de Cobre;
• Sulfato de Cobre (1 mol/dm3 e 0,1 mol/dm3);
• Ponte salina.

Procedimento:

1. Colocar sensivelmente 25mL de solução de sulfato de cobre a 1 mol/dm3 num copo de precipitação e a mesma quantidade noutro copo de precipitação.
2. Aquecer uma das soluções até esta atingir sensivelmente 50ºC;
3. Medir a temperatura da solução que se encontra à temperatura ambiente;
4. Colocar uma placa de cobre dentro de cada copo de precipitação;
5. Utilizando um fio eléctrico com crocodilos nas extremidades unir o voltímetro aos eléctrodo de cobre;
6. Colocar a ponte salina, verificando que as suas extremidades estão mergulhadas em ambas as soluções;
7. Registar o valor da diferença de potencial;
8. Substituir o voltímetro por um amperímetro;
9. Registar o valor da intensidade da corrente;
10. Repetir o procedimento para a solução de sulfato de cobre a 0,1 mol/dm3 e para as soluções de sulfato de magnésio a 1 mol/dm3 e a 0,1 mol/dm3.

Princípios Teóricos da Pilha de Temperatura

A tendência para libertar electrões está relacionada com o nível de energia de um metal, por isso quanto maior é o nível de energia de um certo metal, maior será a sua capacidade para libertar os electrões, ou seja maior a capacidade do metal se oxidar. Assim, o aumento de temperatura provoca o aumento da energia do metal, o que por sua vez provoca o aumento da velocidade da reacção.

É possível verificar este princípio quando se constrói uma pilha electroquímica a partir de dois eléctrodos iguais, com electrólitos da mesma concentração, mas a temperaturas diferentes, e ainda assim se verifica diferença de potencial. Nesta pilha, o fluxo de electrões é do eléctrodo aquecido (ânodo) para o eléctrodo que está situado à temperatura ambiente (cátodo) e sabemos que é assim que acontece, porque o nível de energia do eléctrodo aquecido é superior ao do eléctrodo à temperatura ambiente. Ou seja, a diferença de temperatura causa um desequilíbrio na pilha induzindo a que um dos eléctrodos tenha mais potencial para se oxidar.

É de prever que este seja um factor que permita aumentar a eficácia das pilhas electroquímicas, se o aumento de temperatura for aplicado no eléctrodo de magnésio, realçando o seu potencial para se oxidar.

Este tipo de pilha também pode ser designado por Pilha Termogalvânica.

Fontes:

Silva, V. Pilha de Temperatura. Consultado em 03/02/2010 em http://cienciaemcasa.cienciaviva.pt/pilha_temperatura.html

pilha de temperaturas diferentes. In Infopédia [Em linha]. Porto: Porto Editora, 2003-2010. Consultado em 03/02/2010 em http://www.infopedia.pt/$pilha-de-temperaturas-diferentes 

Conclusões da Experiência de construção da Pilha de Concentração

A diferença de potencial verificada experimentalmente foi superior à prevista (0,03V, aproximadamente), o que pode ser explicado pela margem de erro dos aparelhos ou pelo erro de medição da parte do grupo, pois a escala de valores é muito pequena, o que aumenta consideravelmente a taxa de erro.


Depois de termos construído a pilha de concentração, o nosso grupo chegou à conclusão que os valores da pilha, em termos da sua energia, são pouco significativos. Então, conclui-se que a concentração cria uma pequena diferença entre potenciais de eléctrodo, não sendo um dos principais factores a influenciar o valor dos potenciais.

O grupo registou valores idênticos quer seja na pilha de concentração de magnésio quer na pilha de concentração de cobre, ambas à temperatura ambiente. Pode-se aferir (apesar dos dados não serem suficientes para fazer uma dedução cientificamente válida) que a concentração influencia de igual modo tanto a pilha de magnésio como a pilha de cobre.

Na tensão eléctrica, obtivemos 0,05 Volts, e na intensidade, verificamos um valor aproximado de 0,0 Amperes (ou seja, a quantidade de carga eléctrica que passa no sistema, por unidade de tempo, é tão pequena que o amperímetro mal a distinguia). Com estes dados, calculamos que a resistência foi muito elevada (R = V / I ), ou seja o percurso dos electrões teve muitos obstáculos, que praticamente anularam a sua velocidade.

Materiais e Procedimento da Pilha de Concentração

Materiais:
• 4 copos de precipitação de 25mL;
• Fios eléctricos (dois deles com crocodilos das extremidades);
• Voltímetro;
• Amperímetro.


Reagentes:
• Fita de magnésio;
• Placa de cobre;
• Sulfato de Cobre (0,1 mol/dm3 e 1 mol/dm3);
• Sulfato de Magnésio (0,1 mol/dm3 e 1 mol/dm3);
• Ponte salina.



Procedimento:
1. Colocar cerca de 25 mL de solução de sulfato de cobre num copo de precipitação a 0,1 mol/dm3;
2. Colocar cerca de 25 mL de solução de sulfato de cobre num copo de precipitação  a 1 mol/dm3;
3. Utilizando um fio eléctrico com crocodilos nas extremidades unir o voltímetro aos eléctrodos de cobre;
4. Colocar a ponte salina;
5. Medir a diferença de potencial da corrente eléctrica;
6. Trocar o voltímetro por um amperímetro e medir a intensidade da corrente;
7. Repetir o procedimento para a pilha de magnésio.

Principios Teóricos da Pilha de Concentração

Numa pilha de concentração os eléctrodos e os electrólitos são iguais no cátodo e no ânodo, só muda a concentração das soluções aquosas dos electrólitos.


A solução que estiver mais concentrada tem mais tendência para sofrer redução:

Cu2+ (aq) + 2e- =) Cu (s)

Segundo o princípio de Le Châtelier a reacção vai ter mais tendência para ocorrer no eléctrodo que tiver mais concentração de Cu2+, pois a reacção ocorre mais extensamente no sentido directo.

Logo, o eléctrodo mergulhado na solução mais concentrada funciona como cátodo, pois ocorre a reacção de redução, e portanto absorção de electrões, e o eléctrodo mergulhado na solução menos concentrada funciona com ânodo.

Como os metais utilizados são iguais, a sua tendência para sofrerem redução ou oxidação é semelhante, pelo que a energia eléctrica produzida irá ser muito pequena, não chegando à ordem de grandeza dos Volts.

Vamos realizar duas pilhas de concentração, de cobre a 1 mol/dm3 e a 0,1 mol/dm3 e de magnésio com as mesmas concentrações.



Reacção na Pilha de Cobre:

Ânodo: Cu (s) =) Cu2+ (aq) (0,1 mol/dm3) + 2e-

Cátodo: Cu2+ (aq) (1 mol/dm3) + 2e- =) Cu (s)

Reacção Global: Cu2+ (aq) (1 mol/dm-) =) Cu2+ (aq) (0,1 mol/dm3)


Diferença de Potencial esperada:

Reacção na Pilha de Magnésio:

Ânodo: Mg (s) =)  Mg2+ (aq) (0,1 mol/dm3) + 2e-

Cátodo: Mg2+ (aq) (1 mol/dm3) + 2e- =) Mg (s)

Reacção Global: Mg2+ (aq) (1 mol/dm3) =) Mg2+ (aq) (0,1 mol/dm3)



Difernça de Potencial Esperada:

Fontes:
Silva, V. Pilha de Concentração. (2003). Consultado em 20 de Janeiro de 2010 em http://cienciaemcasa.cienciaviva.pt/pilha_concentracao.html


Pilha de Concentração, Célula de Concentração. Consultado em 20 de Janeiro de 2010 em http://www.instituto-camoes.pt/lextec/por/domain_5/text/20055.html


Dantas, M. C. e Ramalho, M. D. (2009). Jogo de Partículas. Química 12ºAno. 1ª edição. Texto Editores. Lisboa

Conclusões da Experiência de construção da Pilha de Daniell

Como era de esperar o valor de diferença de potencial obtido em todas as pilhas é bastante menor que o esperado, o que à semelhança das experiências anteriores pode ser explicado pela diferença de temperatura e de pressão atmosférica em relação às condições PTN, para que estão estabelecidos os valores referência. O valor de Intensidade obtido também foi muito baixo, o que significa que passou pouca carga eléctrica no sistema por unidade de tempo, o que pode ter acontecido devido à ponte salina e consequente elevada resistência.

Deste modo, com uma baixa diferença de potencial e intensidade, a corrente eléctrica produzida pela pilha de Daniell não foi suficiente para ligar qualquer aparelho eléctrico.

A pilha em que se obteve maior diferença de potencial foi a que utilizou o sulfato de magnésio e o sulfato de cobre com a concentração de 1 mol dm^-3, contrariando o que era esperado; tal pode dever-se a alguns erros experimentais ou a variáveis incontroláveis pela parte do grupo. Esta pilha foi também a que registou a maior Intensidade (ou seja além de ter um maior potencial para produzir corrente eléctrica, teve uma maior carga eléctrica a passar no sistema químico por unidade de tempo). Verificou-se experimentalmente que a pilha electroquímica que possui menor diferença de potencial é a pilha obtida a partir de sulfato de cobre a 0,1 mol dm^-3 e de sulfato de magnésio a 1 mol dm^-3, o que confirma o que estava previsto teoricamente.

Em relação às pilhas ligadas em série, a diferença de potencial obtida foi um pouco superior à registada nas diferentes pilhas. Contudo a diferença entre este valor e o valor médio das restantes pilhas não foi significativo, nem correspondeu ao esperado (soma de duas d.d.p. de pilhas distintas). 

Material e Procedimento da Pilha Electroquímica de Daniell

Materiais:

• 4 copos de precipitação de 50 mL;
• Ponte salina;
• Voltímetro;
• Amperímetro;
• Fios condutores eléctricos (nomeadamente 2 com crocodilos nas extremidades);

Reagentes:

• Sulfato de cobre (1mol/dm3 e 0,1 mol/dm3);
• Sulfato de magnésio (1mol/dm3 e 0,1 mol/dm3);
• Fita de magnésio;
• Placa de cobre.

  

Procedimento:

1-   Colocar sensivelmente 25mL de solução de sulfato de cobre a 1 mol/dm3 num copo de precipitação e 25 mL de solução de sulfato de magnésio a 1 mol/dm3 noutro copo de precipitação;

2-   Colocar o fio de magnésio e a placa de cobre no copo de precipitação com a solução do sal correspondente;

3-   Utilizando um fio eléctrico com crocodilos nas extremidades unir o voltímetro ao eléctrodo de cobre;

4-   Com outro fio unir o voltímetro ao eléctrodo de magnésio;

5-   Colocar a ponte salina, verificando que as suas extremidades estão mergulhadas em ambas as soluções;

6-   Registar o valor da diferença de potencial;

7-   Substituir o voltímetro por um amperímetro;

8-   Registar o valor da intensidade da corrente;

9-   Repetir os procedimentos para as seguintes combinações de electrólitos: sulfato de cobre a 1 mol/dm3 com sulfato de magnésio a 0,1 mol/dm3; sulfato de cobre a 0,1 mol/dm3 com sulfato de magnésio a 1 mol/dm3 e sulfato de cobre com sulfato de magnésio, ambos a 0,1 mol/dm3; 
      o objectivo é preencer a seguinte tabela de recolha de dados:

10- Ligar duas pilhas de Daniell em série: ligar o fio de magnésio ao amperímetro/voltímetro, e ligar o eléctrodo de cobre que está ligado ao anterior pela ponte salina ao segundo eléctrodo de magnésio. Por fim ligar o último eléctrodo de cobre ao voltímetro/amperímetro;

esquema da ligação de duas pilhas electroquímicas

11- No final da experiência, observar as alterações visíveis nos eléctrodos.

Pilha de Daniell - Previsão das Diferenças de Potencial

É possível tentar prever a diferença de potencial possível de alcançar de uma pilha electroquímica simples, como a de Daniell.

A força electromotriz de uma pilha nas condições padrão (Eº) é calculada pela diferença entre o potencial padrão de redução entre o cátodo e o ânodo.

Eº_pilha = Eº_cátodo – Eº_ânodo

Esta fórmula considera uma temperatura de 25ºC, pressão atmosférica de 1 atm e soluções electrolíticas de concentração 1 mol dm^-3. Quando se utilizam outras concentrações tem de se ter em consideração o Quociente de Reacção (Q). A força electromotriz pode ser determinada pela equação de Nernst: 

Neste caso específico:

E⁰_pilha = 0,34 – (- 2,37) (=) E⁰_pilha = 0,34 + 2,37 (=) E⁰_pilha = 2,71V

n é o número de electrões que são transferidos na totalidade da reacção química, neste caso n=2.

Pela fórmula é possível aferir que a E tende para Eº quando Q for 1, ou seja, quando a extensão da reacção directa for igual à da indirecta.

O quociente de reacção é dado pela expressão da constante de equilíbrio em que as concentrações dos reagentes e dos produtos não são necessariamente as de equilíbrio. É de salientar que num sistema químico a concentração dos elementos no estado líquido e sólido puro não influenciam o quociente de reacção.

Por exemplo na reacção A (s) + B (aq) Û C (aq) + D (s) tem-se que  

Ou seja, no caso específica da pilha de cobre-magnésio, tem-se que: 

Ou seja, aplicando a equação de Nernst tem-se que:

Então:

Fonte:

Dantas, M. C. e Ramalho, M. D. (2009). Jogo de Partículas. Química 12ºAno. 1ª edição. Texto Editores. Lisboa

Principios Teóricos da Pilha de Daniell

Esta é uma das pilhas mais “tradicionais” que se podem fazer, os seus princípios teóricos baseiam-se nos pressupostos que foram indicados no inicio do blog (aqui).

Nas pilhas electroquímicas, os electrões circulam do eléctrodo de menor potencial de redução (ou seja, maior potencial de oxidação) para o de maior. No caso da pilha de Daniell, os electrões passam do magnésio para o cobre.

Em qualquer pilha electroquímica, o pólo positivo é o que tem maior potencial de redução, neste caso, o cobre (Cu). O pólo negativo refere-se ao pólo com maior potencial de oxidação, que nesta pilha é o magnésio (Mg).

Na pilha de Daniell ocorre redução no eléctrodo de cobre, que é o cátodo, ou seja a placa de maior potencial de redução, e no eléctrodo de magnésio ocorre oxidação, ou seja este é o ânodo, pois tem menor potencial de redução.

Na placa de maior potencial de oxidação a massa de Mg, diminui, enquanto na placa de menor potencial de oxidação a massa aumenta, o que é consequência directa da reacção global da pilha:

Preparação da Ponte-Salina

Materiais:
• Tubos de vidro em U ou em V;
• 2 copos de precipitação de 150 mL;
• Vareta;
• Pipeta de 25 mL;
• Placa de aquecimento;
• Balança analítica.


Reagentes:
• Agar-agar;
• Cloreto de Sódio (substituível por outro sal iónico);
• Ácido Clorídrico diluído (foi usado a 0,1 mol dm-3, mas quer a concentração, quer o ácido podem ser substituídos);
• Água desionizada.


Procedimento:
1. Pesar 3 g de Cloreto de Sódio e 3 g de agar-agar;
2. Misturar os sais e dilui-los em 100 mL de água desionizada;

3. Juntar algumas gotas de um ácido forte à solução;

4. Aquecer a solução, agitando sempre (aproximadamente por 5 minutos);

5. Transferir a solução para os tubos em U, com cuidado para não criar bolhas de ar. O modo mais fácil é pipetar a solução com a boca.

6. Deixar arrefecer até a solução gelificar. É necessário ter cuidado, enquanto isso não acontece, para não entornar. Para o arrefecimento ser mais rápido, pode-se passar o exterior do tubo por água fria corrente.

É pertinente relembrar que as pontes salinas são utilizadas para repor a neutralidade das soluções electrolíticas, impedindo que se crie uma assimetria de carga eléctrica que se oponha ao fluxo electrónico.

Preparação das Soluções Electrolíticas

As pilhas electroquímicas de Daniell, de Concentração e de Temperatura necessitam de electrólitos “normais”, ou seja de soluções de sais que contenham iões do eléctrodo. Assim, antes de mais é necessário preparar 250 mL das soluções necessárias.

Materiais:

• 4 balões volumétricos de 250 mL;

• 4 copos de precipitação de 250 mL;

• 4 varetas;

• Esguichos;

• Balança analítica.

Reagentes:

• Água desionizada;

• Sulfato de Cobre;

• Sulfato de Zinco;

Procedimento:

1 mol dm-3 de Sulfato de Cobre (CuSO4):

1. Pesar 39,9 g de sal;

2. Diluir o sal em 200 mL de água desionizada num copo de precipitação;

3. Transferir a solução para um balão volumétrico de 250 mL e aferir pelo traço de referência;

4. Homogeneizar a solução.

0,1 mol dm-3 de Sulfato de Cobre (CuSO4):

1. Pesar 3,99 g de sal;

2. Diluir o sal num pouco de água desionizada num copo de precipitação;

3. Transferir a solução para um balão volumétrico de 250 mL e aferir pelo traço de referência;

4. Homogeneizar a solução.

1 mol dm-3 de Sulfato de Magnésio (MgSO4):

1. Pesar 30,09g de sal;

2. Diluir o sal em 200 mL de água desionizada num copo de precipitação;

3. Transferir a solução para um balão volumétrico de 250 mL e aferir pelo traço de referência;

4. Homogeneizar a solução.

0,1 mol dm-3 de Sulfato de Magnésio (MgSO4):

1. Pesar 3,01 g de sal;

2. Diluir o sal em 200 mL de água desionizada num copo de precipitação;

3. Transferir a solução para um balão volumétrico de 250 mL e aferir pelo traço de referência;

4. Homogeneizar a solução.

É de notar que o Sulfato de Magnésio é menos solúvel que o Sulfato de Cobre, pelo que a sua dissolução é mais demorada. Este é um processo exotérmico, uma vez que se verifica a libertação de calor.

Dados utilizados na elaboração dos cálculos:

M(CuSO4) = 159,61 g/mol

M(MgSO4) = 120,37 g/mol

c = m / V (sendo c a concentração em mol dm-3, m a massa do soluto em gramas, e V o volume total da solução)

n = m / M (sendo n o número de moles, m a massa em gramas e M a massa molar em g/mol)

Algumas Considerações sobre a Pilha de Daniell, de Concentração e de Temperatura

            Nas pilhas que vamos fazer (pilha de Daniell, concentração e temperatura), utilizaremos sulfato de magnésio (MgSO₄) e sulfato de cobre (CuSO₄) nas concentrações de 0,1 e 1 mol/dm³, para obtermos uma maior variedade de dados e de variáveis. Vamos também cruzar as concentrações e, ou seja para cada tipo de pilha 4 montagens, tendo em vista o objectivo anterior

            Todas as experiências podem ser realizadas com a mais habitual combinação de cobre e zinco; nós apenas alterámos este último reagente para aproveitar os materiais existentes na nossa escola.

Conclusões da Experiência de construção da Pilha de Banana

Na banana madura, verificamos que a corrente eléctrica produzida tem maior diferença de potencial do que na banana verde, e isto aconteceu pois a banana verde tem pouca água em comparação à banana madura. A água torna a banana mais condutora provocando a dita diferença de tensão eléctrica.

Quando se ligou as bananas em série registou-se uma diferença de potencial mais elevada (apesar de não ser a esperada, ou seja não corresponder à soma dos valores medidos na banana verde e na banana madura) e uma intensidade mais elevada, ou seja com uma circulação de electrões mais rápida. A resistência também foi muito elevada, logo por todas estas razões não foi possível ligar uma lâmpada de 1,5 volts mas foi possível ligar uma lâmpada LED visto que esta não exige tanta diferença de potencial e intensidade para ser ligada.

Com estes valores, conseguimos perceber que a pilha de banana gera menos energia eléctrica do que a pilha de limão, pois este é mais ácido e mais sumarento, logo tem propriedades mais condutoras.

Também é de referir que a diferença de potencial,tanto no caso da pilha electroquímica de banana, como na pilha electroquímica de limão, tem valores muito diferentes dos esperados teoricamente, pois foram utilizados fios metálicos, em vez de placas, o que reduziu bastante a área de superfície reaccional.

Materiais e Procedimento da Pilha de Banana

Materiais:

• Fio de Magnésio;
• Fio de Cobre;
• Fios para ligação;
• Voltímetro;
• Amperímetro;
• 2 bananas (uma madura e outra verde).

Procedimento:

1. Utilizando um fio eléctrico com crocodilos nas extremidades unir o  voltímetro ao eléctrodo de cobre;
2. Com outro fio unir o voltímetro ao eléctrodo de magnésio;
3. Espetar os eléctrodos na banana tendo em conta que estes não se devem tocar;
4. Registar a diferença de potencial obtida na pilha;
5. Trocar o voltímetro por um amperímetro e registar o valor de intensidade obtido;
6. Para aumentar a força electromotriz pode-se fazer uma bateria, colocando as bananas em série:
1. Ligar o fio de magnésio de uma das bananas ao fio de cobre da outra;
2. Ligar o fio de cobre da primeira das bananas e o fio de magnésio da segunda ao amperímetro/voltímetro;
7. Registar a diferença de potencial do circuito eléctrico;
8. Se a d.d.p. for superior a 1,5 V pode-se substituir o voltímetro por uma lâmpada;
9. Se a diferença de potencial for inferior ao valor referido, ou se a lâmpada não acender ligar uma lâmpada LED;
10. Substituir o voltímetro por um amperímetro;
11. Registar valores obtidos;
12. Observar se houve alterações visíveis nos eléctrodos.

Fonte:
Bateria Voltaica (Fazendo uma Pilha de Banana). Consultado em 06/01/2010 em http://www.cienciamao.if.usp.br/tudo/exibir.php?midia=pmd&cod=_pmd2005_1011

Principios Teóricos da Pilha Electroquímica de Banana

Esta pilha tem por base a Reacção de Oxidação-Redução entre o Cobre e o Magnésio, que está explicada anteriormente, mantendo as suas características (notação, reacção global, cátodo, ânodo).

Nesta pilha os electrólitos e a ponte salina são substituídos por uma banana, que por ter propriedades condutoras transporta os electrões desde o ânodo até ao cátodo, neste caso o eléctrodo de Magnésio e o eléctrodo de Cobre, respectivamente.

Para aumentar a diferença de potencial obtida para ligar pequenos aparelhos, pode-se montar duas ou mais bananas em série, procedendo-se de modo similar ao da montagem em série com os limões.

Fontes:

Vargas, D; Melo, F e Marchan, G. Construindo uma Bateria Eléctrica de Batatas:Bateria. Consultado em 06/01/2010 em http://www.cienciamao.if.usp.br/tudo/exibir.php?midia=fef&cod=_construindoumabateriacombatatasbatateria
Banana. Consultado em 06/01/2010 em http://pt.wikipedia.org/wiki/Banana
Bateria Voltaica (Fazendo uma Pilha de Banana). Consultado em 06/01/2010 em http://www.cienciamao.if.usp.br/tudo/exibir.php?midia=pmd&cod=_pmd2005_1011

Conclusões da Experiência de construção da Pilha de Limão

Como era de esperar a pilha construída com 2 limões em série teve uma diferença de potencial maior do que aquela que foi construída com apenas um limão, apesar de a diferença entre os valores não ser o dobro como esperado. Tal deve-se às condições ambientais e ao estado de conservação dos fios eléctricos utilizados. A intensidade da energia eléctrica utilizada foi muito pequena, ou seja a velocidade de circulação dos electrões foi muito baixa. Tal facto foi causado pela elevada resistência da corrente, e dos materiais, tal como os fios condutores. Por isso, em nenhum dos casos foi possível ligar qualquer aparelho eléctrico.

Para facilitar o movimento dos electrões experimentou-se utilizar apenas o sumo de limão em 4 copos de precipitação ligados em série. Como era esperado neste caso o valor da diferença de potencial e a intensidade da corrente aumentou, e a Resistência diminuiu. Continuou a não ser possível ligar uma lâmpada normal (1,5 V) mas foi possível ligar uma lâmpada LED, pelo que se confirmou a produção de energia eléctrica pela pilha.

Tanto com a utilização dos limões, ou com o sumo, observou-se que a fita de magnésio em contacto com o limão, ficou mais brilhante, o que resulta da remoção dos átomos periféricos, que estavam mais baços. Junto aos eléctrodos surgiu uma espuma, especialmente visível quando foi utilizado o sumo dos limões, que deverá ter sido causada pela “agitação” microscópica causada pela passagem de átomos a iões e vice-versa.

Materiais e Procedimento da Pilha de Limão

Materiais:

• Limões;
•  Fio de cobre;
•  Fio de magnésio;
• Voltímetro;
• Amperímetro;
• Fios eléctricos com crocodilos nas extremidades;
• Almofariz;
• 4 copos de precipitação de 50 mL;
•  5 fios eléctricos;

Procedimento:
1- Utilizando um fio eléctrico com crocodilos nas extremidades unir o voltímetro ao eléctrodo de cobre;
2- Com outro fio unir o voltímetro ao eléctrodo de zinco;
3- Espetar os eléctrodos no limão tendo em conta que estes não se devem tocar;

4- Registar valore de diferença de potencial;
5- Substituir o voltímetro por um amperímetro;
6- Registar valore da intensidade da corrente;
7- Ligar uma lâmpada LED;

8- Ligar dois ou mais limões em série: - ligar o fio de zinco de um dos limões ao amperímetro/voltímetro, e o fio de cobre desse limão ao fio de zinco de 2º limão. Por fim ligar o fio de cobre ao amperímetro/voltímetro.

9- Registar os valores de intensidade e de diferença de potencial obtidos.
10- Tentar ligar uma lâmpada e/ou LED e/ou campainha ao circuito.
11- Se tal não resultar, espremer o sumo dos limões para dentro de copos de precipitação pequenos (50 mL), colocar dentro de cada um, um fio de cobre e um de magnésio. Ligar em série, procedendo de modo idêntico ao passo 8.

12- Registar os valores de intensidade e de diferença de potencial obtidos.
13- Tentar ligar uma lâmpada/LED/campainha.
14- No final da experiência, observar as alterações visíveis nos eléctrodos, limões e/ou sumo destes.


Fonte:

Silva, V. Pilha de Limão – Ciência em casa. Consultado em 6 de Janeiro de 10 em http://cienciaemcasa.cienciaviva.pt/pilha_limao.html