Relatório FQ exp. II - Potencial de eletrodos

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL
INSTITUTO DE QUÍMICA - DEPARTAMENTO DE FÍSICO-QUÍMICA
FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL II
Potencial de eletrodos (PE)
Nomes: Daniela Kern e Manoela Souto Data: 01/12/2023
Professor responsável: Lázaro dos Santos Turma/Grupo: C/F2
Resumo
Neste experimento determinou-se o potencial padrão do eletrodo de primeira espécie bem
como o produto de solubilidade do sal AgCl, utilizando métodos eletroquímicos. Para isso,
foi medido o potencial das células galvânicas contendo diferentes concentrações de AgNO3
com eletrodos Ag|Ag+ e calomelano, usando KNO3 como ponte salina. Para a determinação
de Kps foi utilizada uma solução de KCl a qual foi adicionada uma gota de AgNO3. O valor de
ε0Ag+ e Kps obtidos foram de 0,769 e 6,34x10-8 com erro de 3,83% e 26,13%,
respectivamente, em relação aos valores tabelados.
Cálculos e Resultados
Foram preparados 50 mL de solução de AgNO3 nas concentrações de 0,050; 0,020; 0,010;
0,005; 0,002 e 0,001 molL-1. Para cada uma das soluções, foram formadas células
galvânicas com os eletrodos Ag|Ag+ e calomelano, usando KNO3 1 molL-1 como ponte
salina. O potencial das células foi medido na temperatura de 25°C com um milivoltímetro
digital, começando com as soluções de menor concentração.
O potencial de uma célula é dado por:
E = ε+ - ε- + εj (1)
Sendo εj: o potencial de junção líquida;
ε+ : o potencial do cátodo (eletrodo de Ag|Ag+);
ε- : o potencial do ânodo (eletrodo de calomelano).
Neste caso, o potencial de junção pode ser desprezado pois foram utilizadas soluções
diluídas de AgNO3. Sabe-se que o potencial do eletrodo de calomelano é de +0,2415 V,
portanto podemos calcular o potencial do eletrodo de Ag|Ag+ para as diferentes
concentrações. Os dados referentes às medidas estão presentes na Tabela 1.
Os valores na tabela 1 ainda não é o potencial padrão, o mesmo pode ser calculado com
auxílio da equação de Nernst:
(2)
V
9,0/10,0
labec
Realce
labec
Realce
Tabela 1. Dados experimentais e calculados na temperatura de 25°C.
E (Volts) εAg (Volts) cAg+ lncAg+
0,357 0,5985 0,001 -6,908
0,376 0,6175 0,002 -6,215
0,398 0,6395 0,005 -5,298
0,414 0,6555 0,010 -4,605
0,433 0,6745 0.020 -3,912
0,453 0,6945 0,050 -2,996
Considerando que a atividade de um íon metálico puro é igual a 1 e que, para soluções
aquosas diluídas, o coeficiente de atividade iônico médio tende para a unidade e a atividade
dos íons pode ser considerada como igual à concentração molar dos mesmos, a Equação
de Nernst pode então ser apresentada da seguinte forma:
(2.1)
Sendo assim, podemos construir um gráfico do potencial do eletrodo εAg em função de
lncAg+, e a partir dele obter o valor de ε0Ag por extrapolação do valor do potencial para
lncAg+=0.
Figura 1. Gráfico da variação do potencial do eletrodo em função da concentração de prata.
metal, não íon
Melhorar a distribuição dos pontos no gráfico
labec
Realce
labec
Linha
labec
Linha
labec
Linha
labec
Linha
labec
Linha
O valor encontrado a partir da equação da reta para ε0Ag foi de 0,769. O erro foi de 3,83%
em relação ao valor tabelado de 0,7996[1].
A constante do produto de solubilidade Kps de um sal pouco solúvel, como o AgCl, é
definida a partir do equilíbrio de dissociação do sal:
AgCl(s) ⇌ Ag+ (aq) + Cl- (aq)
Kps= αAg+ . αCl- (3)
A partir do potencial da célula (0,440), calcula-se a atividade dos íons Ag+ em solução de
KCl 0,1 molL-1, e com coeficiente de atividade dos íons cloreto tabelado (0,768[2]), é possível
calcular a atividade deste íon pela equação 4. Portanto, o produto de solubilidade será
determinado diretamente pelo produto das atividades dos íons Ag+ e Cl-.
0,440 = 0,7996 - ln8,314 𝑥 298
1 𝑥 96500
1
𝑎𝐴𝑔+
αAg+= 8,26x10-7
(4)𝑎
𝐶𝑙− 
= [𝐶𝑙−] * γ
𝐶𝑙−
𝑎
𝐶𝑙− 
= 0, 1 * 0, 768
𝑎
𝐶𝑙− 
= 0, 0768
Portanto o Kps é:
Kps = 8,26x10-7 x 0,0768
Kps = 6,34x10-8
O erro foi de 26,13% em relação ao valor tabelado de 1,77x10-10 .[3]
Conclusão
Nessa prática foi construída uma célula galvânica a fim de determinar o potencial do
eletrodo de prata e a coeficiente de solubilidade do mesmo, nessa célula utilizamos uma
ponte salina para impedir que o Cl-do eletrodo de referência reagisse com o Ag+ do eletrodo
em estudo, formando AgCl. Uma característica da ponte salina é que os íons presentes nela
precisam ter mobilidades semelhantes, logo, a ponte não poderia ser composta por HNO3,
por exemplo, pois a mobilidade do H3O+ é muito maior que a mobilidade do NO3
-
Como possíveis fontes de erro, podemos mencionar oscilações de temperatura, pois
mesmo que o banho termostático tenha permanecido em 25 °C, o termômetro de mercúrio
inserido na solução indicou variações de 25,4 a 26,2 °C. Também é possível que valor de
potencial indicado pelo voltímetro tenha apresentado imprecisões nas duas últimas casas
decimais. Erros experimentais no preparo das soluções diluídas de AgNO3 podem ter
ocorrido no início do experimento. E por fim, pequenas contaminações entre as medições
de diferentes soluções podem ter sido outra fonte de erro. Entretanto, o erro relativo
referente ao potencial do eletrodo de prata foi pequeno, comparado ao valor tabelado,
portanto o método eletroquímico foi adequado para a determinação do potencial padrão de
um eletrodo de primeira espécie O erro referente à constante do produto de solubilidade de
um sal pouco solúvel foi um valor significativo (26%), e considerando que o método foi
eficaz para a primeira determinação, concluímos que a grandeza desse erro deve ter sido
provocada por alguma, ou uma combinação, das causas de erros mencionadas acima.
Unidade de diferença de potencial elétrico é Volts!
V
O potencial medido foi realmente esse?
Geralmente, é da ordem de 0,02 a 0,04
Usando 0,044 V, Kps = 2,04.10^-9
erro = 10,9%
Provavelmente anotaram o valor errado
labec
Realce
labec
Realce
labec
Realce
labec
Linha
labec
Realce
Referências Bibliográficas
[1] CRC Handbook of Chemistry and Physics 85th ed, s. 8-23.
[2] CRC Handbook of Chemistry and Physics 85th ed, s. 5-98.
[3] CRC Handbook of Chemistry and Physics 85th ed, s. 8 (p.1362).