INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA - IF
CURSO DE LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA
DISCIPLINA: TÓPICOS DE FÍSICO – QUÍMICA
PROFESSORA: DÉBORA S. C. DOS ANJOS.
RELATÓRIO DE EXPERIMENTO 03
ELETROQUÍMICA
PETROLINA – PE
MAIO. 2010
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Construir a Pilha de Daniell.
Tipologia: Notas de estudo
Antes de 2010
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CURSO DE LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA
DISCIPLINA: TÓPICOS DE FÍSICO – QUÍMICA
PROFESSORA: DÉBORA S. C. DOS ANJOS.
RELATÓRIO DE EXPERIMENTO 03
ELETROQUÍMICA
PETROLINA – PE
MAIO. 2010
CURSO DE LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA Relatório de Experimento No^ 03: Eletroquímica Alunos: Fernando Antônio; Rafaela Candido e Tairine Medrado
1. APRESENTAÇÃO
Este relatório descreve as atividades desenvolvidas pelos alunos Fernando Antônio, Rafaela Candido e Tairine Medrado, alunos do curso de Licenciatura Plena em Química, no âmbito da parte experimental da disciplina Tópicos de Físico - Química, durante o 1o semestre/2010. Serão descritos os objetivos, a parte experimental, os resultados, os cálculos, a discussão e as conclusões referentes ao experimento intitulado Eletroquímica.
Petrolina, 24 de maio de 2010.
__________________________________
Fernando Antônio Gomes S. Júnior
__________________________________
Rafaela Alves Candido.
__________________________________
Tairine Maria Medrado Santos.
CURSO DE LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA Relatório de Experimento No^ 03: Eletroquímica Alunos: Fernando Antônio; Rafaela Candido e Tairine Medrado
Conforme Ca vai sendo oxidado na equação 1.1 o oxigênio é transformado da forma O 2 neutro para dois íons O2-. Quando um átomo, íon ou molécula se torna mais negativamente carregado (ganha elétrons), dizemos que ele é reduzimos, ou seja, o ganho de elétrons por uma substância é chamado redução.
Células Galvânicas
A energia liberada em uma reação redox espontânea pode ser usada para realizar trabalho elétrico. Essa tarefa é efetuada por uma célula galvânica, afirma Brown, dispositivo na qual a transferência de elétrons ocorre pelo caminho externo em vez de diretamente entre os reagentes. Atkins afirma que uma célula galvânica consiste em dois eletrodos , ou condutores metálicos, que fazem o contato elétrico com o conteúdo da célula, e um eletrólito, um meio condutor iônico, dentro da célula. O eletrodo em que a oxidação ocorre é chamado de anodo. O eletrodo em que ocorre a redução é chamado de catodo. A célula de Daniell é um exemplo antigo de célula galvânica que usa a oxidação do cobre pelos íons zinco. Ela foi inventada pelo químico britânico John Daniell, em 1836. Daniell montou um arranjo mostrado na figura 1.1, no qual os dois reagentes estão separados.
Figura 1.1:
Para que os elétrons passem dos átomos Zn para os íons Cu2+^ e permitam que a reação espontânea acorra, eles tem de passar pelo circuito externo. Os íons Cu2+^ convertem-se em átomos Cu no catodo através da semi-reação de redução.
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Células Eletrolíticas
Atkins nos trás o conceito de célula eletrolítica. É uma célula eletroquímica na qual ocorre a eletrólise. O arranjo dos componentes das células eletrolíticas é diferente do arranjo da célula galvânica. Tipicamente, os dois eletrodos estão no mesmo compartimento, só existe um tipo de eletrólito, e as concentrações e pressões não estão próximas das concentrações padrão. Observe o exemplo nas equações abaixo:
(eq. 1.3)
No eletrodo de Cu ocorre a segunda reação: (eq. 1.4)
Reação global: (eq. 1.5)
A força Eletromotriz e Equação de Nernst:
O fato de os elétrons se moverem de um eletrodo para outro indica a existência de uma diferença de potencial entre os dois eletrodos, chamada forca eletromotriz (f.e.m.). Quando todos os solutos estão em concentração 1 M e todos os gases a pressão de 1 atm, a diferença de potencial associada a uma reação de redução(oxidação) a ocorrer num eletrodo e designada por potencial de redução (oxidação) padrão. A f.e.m. da pilha será:
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Embora qualquer reação redox espontânea possa servir como base para uma célula voltaica, fabricar uma bateria comercial que tem características de desempenho específicas pode requerer considerável engenhosidade. As substâncias oxidadas no anodo e reduzidas no catodo determinam a fem de uma bateria, e a vida útil de uma bateria depende das quantidades dessas substâncias empacotadas na bateria. Algumas baterias são pilhas primárias, significando que elas não podem ser carregadas, ou seja não podem ser recicladas. Uma pilha secundária pode ser carregada a partir de uma fonte de energia externa depois que sua fem cair.
Figura 1.2:
As pilhas são células voltaicas que funcionam como fontes portáteis de eletricidade.
3. OBJETIVOS
Construir a Pilha de Daniell.
3.1 OBJETIVOS ESPECÍFICOS:
Determinar o potencial da pilha em diferentes concentrações de (CuSO 4 ), calculando o seu potencial teoricamente através da equação de nernst e comparando-o com o potencial adquirido experimentalmente; Avaliar o efeito da ponte salina; Avaliar o efeito do Hidróxido; Avaliar o efeito de íons sulfeto.
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4. PARTE EXPERIMENTAL
4.1 Materiais e Reagentes
Materiais:
Béquer Lâminas de Zn e CU Voltímetro
Reagentes:
KCl (~1 mol.L-1) Água destilada Algodão ZnSO 4 (0,1 mol.L-1) CuSO 4 (0,1 mol.L-1) NaOH (1,75 mol.L-1) Na 2 S (1,0 mol.L-1) CuSO 4 (10-1, 10-3, 10-5^ e 10-7)
4.2 Método Experimental
PARTE 1: CONSTRUÇÃO DA PILHA DE DANIELL
Ponte Salina: Preparou a ponte salina colocando solução de KCl (~1mol.L-1) em um béquer e mergulhou o cordão de algodão. (OBS:. Após cada medida, lavou a ponte com água corrente e água destilada e a mergulhou novamente na solução de KCl).
Eletrodos: Lixou as lâminas de Zn(S) e Cu(S), lavou com água destilada e secou com algodão.
Meias-celas: Transferiu para um béquer 70 mL de solução de ZnSO 4 0,1 mol.L-1; tomou um segundo béquer e colocou 70 mL da solução de CuSO 4 0,1 mol.L-1.
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RELAÇÃO DA CONCENTRAÇÃO COM O POTENCIAL Montou-se 4 pilhas com concentrações variáveis CuSO 4 (10-1, 10-3, 10-5^ e 10- mol.L-1)* e as concentrações fixas de ZnSO 4 0,1 mol.L-1. Então leu-se o potencial e foram anotadas as observações.
(*) Estas soluções foram preparadas pelos alunos.
DADOS:
ΔEO = 1,0 X 10-^1 para todos.
Para calculo da solução estoque, utilizou-se a seguinte equação:
M 1 V 1 = M 2 V 2
Solução estoque:
M 1 V 1 = M 2 V 2 0,1 = m 10 -1^. V 1 = 10-3^. 100 mL 0,5. 159,
V 1 = 1 mL m = 7,9750 g
CuSO4 = 63,5 500 mL 10- 16 *4 500 mL 10- 32 500 mL 10- 159,
Diluir para a molaridade 10-
M 1 V 1 = M 2 V 2
10 -1^. V 1 = 10-3^. 5,0 x 10^2 mL
V 1 = 5. 10-1^ V 1 = 5 mL
10 -^1
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Diluir para a molaridade 10-
M 1 V 1 = M 2 V 2
10 -3^ V 1 = 10-5^. 5,0 x 10^2 mL
V 1 = 5. 10-3^ V 1 = 5 mL
10 -^3
Diluir para a molaridade 10-
M 1 V 1 = M 2 V 2
10 -5^ V 1 = 10-7^. 5,0 x 10^2 mL
V 1 = 5. 10-5^ V 1 = 5 mL
10 -
A partir da equação de Nernest calcularam-se os valores teóricos:
E = Eo^ - RT ln Q
nF
Onde:
F = 9,6485. 10^4 (mol e-)- R = 8,314 J mol-1^ K- T = Temperatura (K) n = Número de elétrons
Eº = Potencial padrão Q = [ Produto ] [Reagente]
Equação de Nerts; Concentração de Sulfato de Cobre.
Q = [ Zn2+^ ] Não varia [Cu2+^ ] Varia
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Para Q
Eo^ = 1,1 - 8,314. 298 ln 10^4
- 9,6485. 10^4
Eo^ = 1,1 - 2477,57 9, 192970
Eo^ = 1,1 - 0,1179 Eo^ = 0,98 V
Para Q
Eo^ = 1,1 - 8,314. 298 ln 10^6
- 9,6485. 10^4
Eo^ = 1,1 - 2477,57 13, 192970
Eo^ = 1,1 - 0,176 Eo^ = 0,924 V
CuSO 4 + 2NaOH Na 2 SO 4 + 1Cu(OH) 2
70 mL n = M. V
0,1 n = 0,1. 0,
n = 7 x 10-3^ mols
n = m MM
7 x 10-3^ = m m = 0,6825 g 97,
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5. RESULTADOS E DISCUSSÕES
5.1 Montagem da pilha de Daniell
a) Pilha Zn (^) (s) / Zn2+ (aq) (0,10 mol/L) // Cu2+ (aq) (0,10 mol/L) / Cu (^) (s):
Semi-equações (segundo a tabela de potenciais padrão de redução):
Zn2+ (aq) + 2 e-^ Zn0 (s) E 0 = -0,76 V anodo Cu2+ (aq) + 2 e-^ Cu0 (s) E 0 = 0,34 V Catodo
Eo^ = + 0,34 - ( - 0,76 )
Eo^ = 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 (catodo) e o zinco, se oxidar (anodo):
Figura 1: Placas de Zinco, cobre e sistema de pilha.
No béquer onde ocorre a oxidação, átomos de zinco se transformam em íons zinco fazendo com que a barra seja corroída e que elétrons sejam enviados para o béquer onde ocorre a redução. Esse envio de elétrons permite a redução dos íons de
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Tendo como base, a seguinte reação: CuSO 4 + NaOH → CuOH 2 + Na 2 SO 4
Após a adição do hidróxido (base insolúvel) a esta reação o potencial diminui para E = +0,83, isso ocorre porque a concentração de íons Cu2+^ diminui na solução, formando precipitado, diminuindo assim a corrente elétrica como mostrado pelas setas nesta equação de Nernst:
E = Eº - ln
Quanto menor for o E^0 red (mais negativo), mais fácil será a oxidação e mais forte será o redutor.
5. 3 Efeito de íons sulfeto Ao adicionar Na 2 S, a solução formou um precipitado branco (Na 2 SO 4 ), conforme as figuras abaixo:
Figura 3: adição de Na 2 S ao ZnSO 4 Figura 4: Efeito de íons sulfeto
Tendo como equação global: ZnSO 4 + Na 2 S → ZnS + Na 2 SO 4
Houve maior liberação de zinco para a solução e conseqüentemente elétrons para o
catodo (Cu) aumentando o potencial da pilha de 1,05 para 1,09, explicado pela equação de
Nernst pelas setas:
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E = Eº - ln
Quanto maior for o Eºred (mais positivo), mais fácil será a redução e mais forte será o oxidante.
5.3 Relação da concentração com o potencial
Pilha de concentração Cu(s) / Cu2+^ (1,0 x 10-3^ mol/L) // Cu2+^ (0,10mol/L) / Cu(s): Pilha de concentração Cu(s) / Cu2+^ (1,0 x 10-5^ mol/L) // Cu2+^ (0,10mol/L) / Cu(s): Pilha de concentração Cu(s) / Cu2+^ (1,0 x 10-7^ mol/L) // Cu2+^ (0,10mol/L) / Cu(s):
Figura 5: Concentração de CuSO 4 10 -3^ Figura 6: Concentração de CuSO 4 10 - Semi-equações: Cu2+(aq) + 2 e− Cu^0 (s) E^0 = 0,34V
Equação global:
Cu^0 (s) + Cu2+(aq) (1,0.10-3^ mol/L) Cu2+(aq) (0,10mol/L) + Cu^0 (s)
A solução de cobre menos concentrada vai ser o anodo e a solução mais concentrada vai ser o catodo. Isso vai ocorrer porque a solução onde a concentração de íons cobre é menor vai ocorrer a oxidação da barra de metal fazendo com que a quantidade de íons aumente para atingir um equilíbrio com o eletrodo de solução concentrada. Essa solução de cobre a 1,0 .10-3^ / 1,0 .10-5^ / 1,0 .10-7^ mol/L é incolor e a solução de cobre cuja concentração é de 0,10 mol/L era para possui coloração azulada. Mas devido a diluição, ou um má preparo da solução não foi possível ver a cor esperada,
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6. CONCLUSÕES
Após a prática realizada, pode-se observar melhor como ocorrem as reações de oxirredução. Pôde-se também compreender os produtos formados, as colorações obtidas e principalmente, as reações químicas envolvidas no processo, reforçando assim os conceitos aprendidos nas aulas teóricas. Além disso, foi comprovada a influência da associação de elementos, das concentrações das soluções e da condutividade elétrica no conceito de pilhas. Alguns erros já eram esperados, no entanto os experimentos foram executados com bastante proveito, podendo afirmar que se utilizaram as técnicas forma correta.
7. QUESTÕES
1) Explique a função da ponte salina numa pilha.
A ponte salina consiste em um tubo em U cheio de uma solução de cloreto de potássio. Na ponte salina os íons Cl-^ migram em direção ao ânodo e os íons K+^ em direção ao cátodo, à medida que a célula é descarregada. 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 liquida, 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.
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2) Calcule a fem da célula Zn(s) | Zn+2^ (aq, 1,50 mol L-1^ ) || Fe+2^ (aq,0,10 mol L-1^ ) | Fe(s), a 25ºC.
Zn(s) + Fe+2(aq) → Zn+2(aq) + Fe(s)
E = E^0 - ln Q Q =
Q = Q = 15
E = +0,32 – ln Q
E = +0,32 – ln 15 E^0 = E^0 D - E^0 E
E^0 = - 0,44 – (- 0,76)
E = 0,32 – 0,01839156 X 2,708050201 E^0 = - 0,44 + 0,
E^0 = 0,
E = 0,32 – 0,
E = 0,2852 V
3) Cite duas pilhas comerciais e suas características.
Pilha é qualquer dispositivo no qual uma reação de oxirredução espontânea produz corrente elétrica. Cátodo é o eletrodo no qual há redução (ganho de elétrons). É o pólo positivo da pilha. Ânodo é o eletrodo no qual há oxidação (perda de elétrons). É o pólo negativo da pilha.