Relatorio de Construçao de pilhas e equação de NERNST

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Universidade Estadual do Sudoeste da Bahia – Campus Jequié
Departamento de Química e Exatas - DQE
Disciplina: Química Geral Experimental II – Bacharelado em Química 
Docente: Cleber Galvão Novaes
Discentes: Graziele Almeida, Joabe Andrade e Joselânio J. Coutinho
Atividade: Aula prática		Data: 05/09/2016
VERIFICAÇÃO DA EQUAÇÃO DE NERNST
E
CONSTRUÇÃO DE PILHAS DE LIMÃO E BATATA.
Jequié – BA
Setembro de 2016�
1. Verificação da equação de Nernst
 A força eletromotriz de uma célula é dependente da concentração de reagentes e produtos sob condições-padrão (1,00 mol/L). Assim à medida que uma célula voltaica é descarregada, os reagentes da reação são consumidos e os produtos são formados, de forma que as concentrações dessas substâncias variam. Logo, quando ocorre tais variações nos sistemas eletroquímicos, a força eletromotriz pode ser calculada pela equação de Walther Nernst (vide anexo), que nos ajuda a entender e encontrar a fem produzida por uma célula sob condições não padrão ou para determinar a concentração de um reagente ou produto, medindo-se a fem de um célula [1].
 1.1.Resultados e discussão: 
 Na tabela abaixo estão os resultados obtidos para o ensaio experimental de verificação da equação de Nernst.
Tabela 1: combinação de soluções e valor observado e calculado da fem.
	Solução
	Combinações das concentrações (mol/L)
	ZnSO4
	0,1
	0,1
	0,1
	0,01
	0,01
	0,01
	0,001
	0,001
	0,001
	CusO4
	0,1
	0,01
	0,001
	0,1
	0,01
	0,001
	0,1
	0,01
	0,001
	∆E (v)
	1,08
	1,00
	1,04
	1,02
	1,00
	0,95
	0,97
	0,91
	0,83
	 E (v)
	1,10
	1,12
	1,15
	1,07
	1,10
	1,12
	1,04
	1,07
	1,10
 Sistemas eletroquímicos envolvem reações de oxirredução, que consiste na perda de elétrons de uma substância para outra, referindo-se ao termo oxidação que tal processo ocorre no anodo que é um dos eletrodos. Analogamente quando algumas das substâncias envolvidas na reação ganha elétrons, informa-se que ocorreu a redução, esta é desenvolvida no catodo, o segundo eletrodo [4].
 Para o experimento em discussão, utilizou-se uma fita de papel filtro umedecido com cloreto de sódio dissolvido em água como solução salina, esta serve como circuito externo para a condução dos elétrons de um eletrodo para outro para manter a neutralidade elétrica das soluções. Na reação que ocorre entre a solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO4) com o zinco metálico (Zn), dessa forma a primeira substância varia o número de oxidação de +2 para zero, logo o sulfato de cobre foi reduzido, ele é o agente oxidante da reação. Enquanto isso de forma contrária, o zinco metálico oxida-se (perde elétrons), variando o nox de zero para +2, esse metal é o agente redutor da reação. As semi-reações em ambos os eletrodos estão descrita a seguir com os valores equivalente de força eletromotriz [3].
Anodo (semi-reação de oxidação) Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e- E˚ = 0,763 V
Catodo (semi-reação de redução) Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) E˚ = 0,337 V
 Os elétrons tornam-se disponíveis a medida que o zinco metálico é oxidado, eles fluem pelo circuito externo do catodo, onde eles são consumidos à proporção que Cu2+(aq) é reduzido. Como Zn(s) é oxidado na célula, o eletrodo de zinco perde massa e a concentração de Zn2+ aumenta. De forma semelhante, o eletrodo de de cobre (Cu) ganha massa, tornando a solução de Cu2+ menos concentrada à medida que Cu2+ é reduzido a Cu(s). A reação global está descrita a seguir [1]. 
Reação global: Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq + Cu(s) E˚= 1,10 V
 Portanto, para esse sistema eletroquímico confere-se um potencial elétrico de 1,10 volts, dessa forma a reação é espontânea, devido à soma das fems das semi-reações ser obtido um valor positivo. Contrariamente a redução do zinco e a oxidação do cobre não ocorrem espontaneamente, pois para tais processos ocorrer é necessária uma fonte externa de energia, sendo assim uma reação não espontânea [1].
 Em geral, se as concentrações dos reagentes aumentam em relação às concentrações dos produtos, a força eletromotriz (E) aumenta, como descrito na tabela. Contudo, se as concentrações dos produtos aumentam em relação os reagentes, a fem diminui. Observa-se que segundo o principio de Le Châtelier quando ocorre aumento na concentração de um reagente ou produto, o sistema deslocará de tal forma a restabelecer o equilíbrio. E a remoção de algum participante fará com que a reação se mova no sentido de produzir mais daquela
substância, como foi descrito anteriormente esse é um dos fatores que aumenta a força eletromotriz [1,4]
 Portanto, se esses valores forem comparados com os valores obtidos experimentalmente, observa-se pequenas variações devido as condições dos sistemas fora dos padrões, e mais devido as soluções estarem diluídas e devido as condições ambientais para desenvolvimento de tal experimento.
3. Pilha de Daniell
A energia liberada em uma reação oxirredução espontânea pode ser usada para realizar trabalho elétrico. Essa tarefa é efetuada por uma célula voltaica (ou galvânica), dispositivo no qual a transferência de elétrons ocorre pelo caminho externo em vez de diretamente entre os reagentes [3]. 
3.1. Resultados e discussão:
 Bateria ou pilha é uma fonte de energia eletroquímica fechada e portátil que consiste em uma ou mais células voltaicas voltagens maiores podem ser atingidas ao se usarem células voltaicas múltiplas em uma única bateria, como no caso de baterias automotivas de 12 V [1]. 
Mediu-se a tensão elétrica da célula eletroquímica 1 montada conforme a Figura 1, obteve-se uma voltagem de 1,08 V; para a célula eletroquímica 2 a voltagem medida foi 1,08 V, já quando posta em série gerou uma voltagem foi de 2,18V, na qual refere-se à associação de sistemas (pilha de Danell).
 Figura 1. Pilha com separação porosa (imagem ilustrativa)
Os elétrons fluem do anodo (eletrodo de zinco) da célula voltaica para o catodo devido à diferença na energia potencial. A energia potencial dos elétrons é mais alta no anodo que no catodo (eletrodo de cobre), os elétrons fluem espontaneamente por um círculo externo do anodo para o catodo. A diferença na energia potencial por carga elétrica (diferença de potencial) entre dois eletrodos é medida em unidade de volts. No sistema montado observou-se o potencial elétrico de 1,09 e 1,08 volts, respectivamente [2].
Quando as pilhas são conectadas em série (com o catodo de uma ligada ao anodo de outra), a pilha produz uma voltagem que é a soma as fems das pilhas individuais. Maiores fems também podem ser atingidas quando utilizadas baterias múltiplas em série. Os eletrodos das baterias são marcados seguindo-se a convenção – o catodo é indicado com um sinal positivo, e o anodo, com um sinal negativo, dessa forma quando montado o sistema com a associação dos eletrodos obteve-se 2,18 volts, inferiu-se que a variação ocorrida é devido às condições de desenvolvimento do experimento não adequadas. [3]. 
4. Pilha de limão
Uma célula voltaica pode ser construída inserindo-se eletrodos de zinco (grampo de cerca) e placa de cobre em praticamente qualquer material condutor. Para o experimento usou-se três limões, pois seu suco ácido é eletrólito. Sendo assim observado um potencial elétrico de 0,93, 0,95 e 0,97 volts, respectivamente. A corrente é pequena demais para ter aplicação prática. Colocou-se 3 limões em série e foi possível ligar uma calculadora que requer 1,5 V, pois gerou uma voltagem de 2,76 V. (vide Figura 2). [2]
 
Figura 2. Pilha de limão e sua aplicabilidade para funcionar uma calculadora (imagem ilustrativa)
Tabela 2: Célula de limão
	Célula
	limão 1
	limão 2
	limão 3
	limões 1 e 2
	limões 1 e 3
	limões 2 e 3
	Três limões
	E (v)
	0,93
	0,95
	0,97
	1,81
	1,85
	1,85
	2,76
Observa-se a ausência de uma ponte salina, pois no próprio limão contem alguma substância que possuiesse caráter eletrolítico. Portanto para obter voltagens maiores, constrói-se um sistema com todos os limões, obtendo-se 2,76 volts como mostrado na tabela 2, um potencial além do requerido para liga uma calculadora, mostrado experimentalmente no laboratório.
	
	
	
5. 
Pilha de batata
A batata é uma excelente fonte de proteínas, fibras, ferro, vitamina C, sais minerais, fósforo, potássio, magnésio e flúor. O íon potássio e o íon magnésio são eletrólitos, ou seja, íons carregados eletricamente. Os elétrons saem da placa de zinco e vai para a placa de cobre, gerando uma corrente elétrica com diferença de potencial de 0,87, 0,91 e 0,87 V para cada batata [2,4].
A batata, por ter eletrólitos em sua composição, permite a troca de íons entre os eletrodos, que são as placas de zinco (grampo) e cobre, fechando o circuito (vide Figura 2).
Figura 2. Pilha de batata (Imagem ilustrativa).
	Célula
	batata 1
	batata 2
	batata 3
	batata1 e 2
	batata 1 e 3
	batata 2 e 3
	Três batatas
	E (v)
	0,87
	0,91
	0,87
	1,74
	1,70
	1,73
	2,55
A tabela acima informa todos os valores obtidos aos diversos sistemas eletroquímicos montados, infere-se ainda que como no experimento feito como limões, um maior potencial elétrico é obtido quando associa-se as células, que para a pilha de batata em série gerou-se uma voltagem de 2,55 V. 
6. Conclusão 
Através dos ensaios experimentais foi possível reforçar os conceitos aprendidos nas aulas teóricas. Pôde-se ainda verificar a validade da equação de Walther Nernst, essa demonstrou-se eficaz para observar o comportamento de células eletroquímica fora dos padrões. Conseguiu-se entender mais nitidamente como ocorrem os processos de oxidação e redução e o quanto isso é comum e importante para o dia-a-dia, seja no funcionamento de um carro ou para o prolongamento de vidas através de marca-passos, etc.
7. Referências Bibliográficas
 [1] BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, São Paulo, 2005.
 [2] RUSSEL, Jonh B. Química Geral. Vol.2. 2ª edição. Makron Books, São Paulo, 1994.
[3] Kortz, Jonh C.; Treichel, Jr., Paul M. Química Geral e Reações Químicas, Vol. 2, 5ª Ed., Cengage Learning, São Paulo, 2009.
[4].	ATKINS, P; Jones, L. Princípios de Química: Questionado a vida moderna e o meio ambiente. 3ª Ed., Bookman, Porto Alegre, 2006.
8. Anexo.
Questionário:
8.1 Panelas de alumínio são muito utilizadas no cozimento de alimentos. Os potenciais de redução (Eº) indicam ser possível a reação deste metal com a água. A não ocorrência dessa reação é atribuída a presença de uma camada aderente e protetora de óxido de alumínio formada na reação do metal com oxigênio do ar.
 a) Escreva a equação balanceada que representa a formação da camada protetora.
 4Al(s) + 3O2(g) → 2Al2O3(s) camada protetora 
 b) Com os dados de Eº abaixo, explique como foi feita a previsão de que o alumínio pode reagir com água.
Dados: Al3+(aq) + 3℮- �� Alº(s) Eº = −1,66 V
 2H2 O(ℓ) + 2℮- �� H2 + 2OH−(aq) Eº = −0,83 V 
 ∆Eº= − 2,49 V
 A reação ocorre espontaneamente no sentido do valor positivo do ∆Eº, logo o alumínio reage com a água.
 
Relatório de aula prática apresentado à disciplina de Química Geral Experimental II, ministrada pelo professor Cleber Galvão, como avaliação parcial do I semestre-2016. 
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