Relatório 11 Pilha de Daniell

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Universidade Estadual De Ponta Grossa
Setor de Ciências Exatas e Naturais
Departamento de Química
_____________________________________
PILHA DE DANIELL
Ponta Grossa
2016
Guilherme De San Martin Munhoz R.A 15160621
Luanna Di Mario Rocha R.A 15006821
Mayra Alves Donato: R.A 15148521
Monica Almeida Marques: R.A 15288721
Murilo Ruan Pereira: R.A 15007121
	
PILHA DE DANIELL
Relatório apresentado ao professor Éder Souza para a obtenção de nota parcial na disciplina de química, no curso de Engenharia civil.
Ponta Grossa
2016
INTRODUÇÃO
Quando um agente oxidante entra em contato com um agente redutor ocorre uma reação de oxi-redução ou redox de forma espontânea, e a energia liberada pode ser transformada em trabalho elétrico, ou seja, a energia química é transformada em energia elétrica. 1 e 4
Para que essa reação ocorra os agentes podem estar em contato direto ou indireto. Em contato direto ocorre, por exemplo, quando se coloca uma placa de zinco metálico em um béquer com uma solução de sulfato de cobre (CuSO4). A medida que o metal zinco (Zn0) oxida ao perder dois elétrons o cátion cobre (Cu2+) da solução reduz ao receber esses dois elétrons, como se pode verificar nas equações abaixo:2
Zn0 	 	Zn2+ 	+ 	2e-
Cu2+	+	2e-	 	 	Cu0
Zn0 	+ 	Cu2+	 	Zn2+ 	+ 	Cu0
Para que a reação de oxi-redução ocorra através do contato indireto entre os agentes constrói-se uma pilha, chamada de pilha de Daniell. Sua montagem consiste em colocar uma barra de cobre imersa em uma solução de sulfato de cobre e uma barra de zinco imersa em uma solução de sulfato de zinco, ligadas eletricamente através de um fio chamado circuito externo. Cada compartimento é chamado de meia-célula e as barras de zinco e cobre são chamadas eletrodos (ânodo e cátodo respectivamente) os quais são responsáveis pela superfície onde ocorrem as reações. Entre as meias-células é colocada uma ponte salina a qual consistem em uma solução aquosa de KCl (ou outra solução salina) dentro de um tubo de vidro recurvado e com ambas as extremidades fechadas com um pouco de algodão para impedir o escoamento. 2,3 e 4
A figura abaixo representa a montagem da pilha de Daniell ou Célula Voltaica:
Figura 
1
 - Pilha de Daniell com ponte salina
Fonte
: 
FELTRE, Ricardo. 
Química.
 Vol. 2. 6ª ed. São Paulo: Moderna, 2004. Cap. 8. Pág. 297.
Do lado esquerdo ocorre a semi-reação do zinco, a qual fornece os elétrons que irão se mover em direção à chapa de cobre pelo fio externo. Do lado direito ocorre a semi-reação do cobre, a qual captura os elétrons vindos pelo fio externo. Esse procedimento gera um fluxo de elétrons que se move do anodo para o catodo e a voltagem da corrente elétrica gerada é medida através de um voltímetro ligado nos fios. 2
A principal função da ponte salina é estabelecer o equilíbrio das soluções, pois o sal ali presente atrai os íons positivos (Zn2+) e negativos (SO42-) que estão em excesso nas meias-células, evitando a transferência direta de elétrons, dessa forma a ponte salina fecha o sistema e faz com que os íons circulem através das soluções e os elétrons troquem de lado por meio do circuito externo e dos eletrodos, o que gera a “corrente elétrica” dentro da solução. Outra função da ponte é reduzir o potencial de junção líquida, que corresponde a uma diferença de potencial produzida devido ao contato entre duas soluções diferentes. Essa diferença ocorre pela migração do ânion e do cátion em diferentes velocidades através da região de junção liquida. Quando os íons migram através da ponte salina, suas velocidades praticamente se igualam e esse potencial é minimizado, simplificando a interpretação da medida de tensão da pilha. 2, 3 e 4
Quando a ponte salina é removida os processos que geram a corrente elétrica param, e a leitura do voltímetro marca zero, pois os elétrons param de fluir de um lado para o outro. Como os íons de zinco não têm como migrar para o cátodo, eles permanecem dissolvidos na solução de sufalto de cobre, impedindo que os elétrons negativos saiam do zinco metálico e passem pelo circuito externo. Consequentemente a reação também para no lado oposto, aonde ao chegam mais elétrons e com isso impede a deposição dos íons de cobre no metal. 3
Eventualmente, após um tempo de funcionamento da pilha é possível observar que a chapa de zinco sofre corrosão e a solução de ZnSO4 fica mais concentrada, enquanto a massa do eletrodo de zinco aumenta e a solução CuSO4 fica mais diluída. Em teoria a pilha deveria funcionar até que um dos reagentes chegasse ao fim, contudo o que realmente ocorre é uma diminuição da voltagem da pilha até que um equilíbrio seja atingido e a voltagem chegue a zero. Isso indica que a reação é reversível, podendo ser representada da seguinte forma: 2
Zn0 	+ 	CuSO4	 	ZnSO4 	+ 	Cu0
Outra representação possível para a pilha de Daniell e as demais pilhas é em forma de um diagrama de célula, representando o ânodo na esquerda, o que significa que os elétrons partem do eletrodo da esquerda em direção ao da direita: 3
Zn(S)	|	Zn2+(aq)	|	Cu2+(aq)	|	Cu(S)
Quando há a presença de uma ponte salina para reduzir o potencial de junção liquida, esta é representada como uma linha dupla vertical: 3
Zn(S)	|	Zn2+(aq)	||	Cu2+(aq)	|	Cu(S)
Em outros casos o diagrama de célula representa a fórmula completa do soluto em cada compartimento: 3
Zn(S)	|	ZnSO4 (aq)	||	CuSO4 (aq)	|	Cu(S)
OBJETIVOS
Entender o funcionamento de uma pilha;
Aferir o potencial da pilha de Daniell;
Construção de uma pilha;
Usar conceitos de oxi-redução no experimento, para posteriormente comparar os valores obtidos com os valores teóricos.
MATERIAIS UTILIZADOS
Béqueres;
Tubo em U;
Algodão;
Conjunto de fios;
Multímetro;
Lixa;
Lâminas de zinco e cobre metálicos;
Sulfato de cobre II (CuSO4) na concentração de 0,1mol/l dissolvido em água;
Sulfato de zinco (ZnSO4) na concentração de 0,1 mol/l dissolvido em água;
Sulfato de zinco (ZnSO4) na concentração de 0,01 mol/l dissolvido em água;
Sulfato de cobre II (CuSO4) na concentração de 0,01mol/l dissolvido em água.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
Colocou-se 50 mL de solução de CuSO4 0,1 mol/L em um béquer e 50mL de solução de ZnSO4 0,1 mol/L em outro béquer, ambas as soluções foram diluídas em água;
Preparou-se umaponte salina da seguinte forma: preencheu-se o tubo em U com uma solução de KCl, de modo que não houvesse bolhas de ar no interior do tubo e fechou-se cada uma das extremidades do tubo com algodão;
Colocou-se a ponte salina no béquer comCuSO4 e no outro que continha ZnSO4;
Lixou-se cuidadosamente as lâminas de zinco e cobre, para remover as impurezas e óxidos de suas superfícies;
Lavou-se as lâminas com água e encaixou-se a lâmina de cobre no frasco com solução de sulfato de cobre, e a lâmina de zinco foi encaixada no frasco com sulfato de zinco;
Ligou-se o multímetro e selecionou-se o mesmo na função 20 V. 
O fio vermelho do multímetrofoi ligado à lâmina decobre, e o fio preto ligado à lâmina de zinco;
Notou-se que o multímetro indicou a força eletromotriz da pilha;
Inverteu-se os fios de ligação do multímetro, e notou-se o acontecimento;
Observou-se o que aconteceu, com o multímetro estando ainda ligado à pilha, removendo-se a ponte salina;
Colocou-se 50 mL de solução de ZnSO4 0,01 mol/L em um béquer e 50mL de solução de CuSO40,01 mol/L em outro béquer, de modo que se diluiu as duas soluções em água;
Realizou-se o mesmo processo que foi realizado com as concentrações anteriores, na nova concentração (cálculo com os fios no lugar, cálculo com os fios invertidos, e cálculo sem a ponte salina);
Observou-se os potenciais obtidos em cada um dos casos;
Calculou-se o potencial teórico do conjunto da pilha;
Comparou-se os resultados obtidos no multímetro com o resultado teórico obtido por meio dos cálculos.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
	Os potenciais da pilha observados e calculados durante o experimentoestão dispostos na tabela a seguir:
	
	Potencial Observado
	Potencial Calculado
	Solução de 0,1 mol/L
	1,01V
	1,10 V
	Solução de 0,1 mol/L
(fios invertidos)
	-1,04V
	
	Solução de 0,001
	98V
	1,10 V
	Solução de 0,001
(fios invertidos)
	-93V
	
	Com a remoção da ponte salina
	0
	
 
	Para se calcular o potencial de uma pilha é usado a Equação de Nernst:
Para a solução de 0,1 mol/L:
Para a solução de 0,001 mol/L:
	Isso se dá, pois nos dois casos a concentração das soluções é a mesma, o que faz com que não aconteça grande disparidade. 5
	
Escreva as equações das semi-reações de oxidação, de redução e da reação global que ocorrem na pilha montada neste experimento.
Oxidação: Zn(s) ↔ Zn2+(aq) + 2e-			Eº: +0,76
Redução: Cu2+(aq) + 2e-↔ Cu(s)			Eº: -0,34
Global: Cu2+(aq) +Zn(s)↔Zn2+(aq)+ Cu(s)		ΔEº: +1,10V
Determine o agente oxidante e o agente redutor da reação acima.
	O agente redutor é o Zn, pois se oxida e o agente oxidante é o Cu, pois se reduz.
Escreva as equações das semi-reações de oxidação, de redução e da reação global para as reações:
Ferro III + Iodeto
Oxidação:I- → I0 + e-
Redução:Fe3+ + e- → Fe2+
Global: Fe3+ +I- → I0 +Fe2+
Cloro + Iodeto
	Oxidação: I- → I0 + e-
	Redução: Cl0 + e- → Cl-
	Global: Cl0 + e- → Cl-
Consulte uma tabela de potenciais padrão de redução e sugira outros elementos que poderiam ser utilizados juntamente com o Zn para montar uma pilha, de modo que o Zn continue sendo o agente redutor.
	
	Elementos comoNi, Ag, Pb, Au, Fe, poderiam ser usados junto com o Zn deixando ele como agente redutor, pois desses elementos o Zn tem maior reatividade e se oxida mais facilmente.
CONCLUSÃO
	Com os experimentos realizados em laboratórios e os resultados observados, pode-se compreender o resultado gerado através da ocorrência ou a não ocorrência de corrente elétrica. Percebemos que a pilha é um dispositivo que aproveita a transferência de elétrons em uma reação de oxirredução e propicia o aparecimento de uma corrente elétrica através de um fio condutor. Dessa maneira, a pilha converte a energia química em energia elétrica.
REFERÊNCIAS
1 BROWN, Theodore L. et al Química: A ciência central. Vol. 2 9ª ed. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. Cap 20. Pags 727-729
2 FELTRE, Ricardo; Química. Vol. 2. 6ª ed. São Paulo: Moderna, 2004. Cap 8. Pags. 294-297.
3 RUSSEL, John B.; Química Geral. Vol. 2. 2ª ed. São Paulo: Pearson Makron Books, 1994. Cap. 8. Pags 265-271.
4 NUNES, Valentim M. B.; Eletroquímica e Corrosão: Células Galvânicas ou Eletroquímicas. – 2003
5 KHANACADEMY. Potenciais Das Células Em Condições Não Padrão. Disponível em: <https://pt.khanacademy.org/science/chemistry/oxidation-reduction/cell-potentials-under-nonstandard-conditions/v/using-the-nernst-equation>. Acesso em: 18 fev. 2016.