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C:\Users\Windows\Desktop\0122de4bc51d8797a18a014171e4c270_400x400.png UniversidadeEstácio de Sá – Campus Macaé Curso: Engenharia Disciplina: Química Geral Código: CCE0032 Turma: 3053 / 3035 Professor (a): Andréia Boechat Delatorre Data darealização: 22/05/2016 INTRODUÇÃO A Eletroquímica, um dos ramos de estudos da Química, responde a essasperguntas. As pilhas ou células eletroquímicas podem ser definidas como: “Dispositivos capazes de transformar energia química em energia elétrica por meio de reações espontâneas de oxirredução (em que há transferência de elétrons).” As baterias também realizam esse mesmo processo, porém, a diferença está no fato de que as pilhas possuem apenas um eletrólito (solução condutora de íons também denominada de ponte salina) e dois eletrodos. Já a bateria é composta de várias pilhas agrupadas em série ou em paralelo. Além disso, as pilhas não são recarregáveis, mas as baterias são. Portanto, numa pilha sempre ocorrerão reações de oxirredução e ela terá os seguintes componentes: 1- Dois eletrodos: 1.1 – Ânodo: É o polo negativo, sofre oxidação porque perde elétronse é o agente oxidante. 1.2 - Cátodo: É o polo positivo, sofre redução por ganhar elétrons e é o agente redutor. As pilhas são representadas da seguinte forma: Ânodo // Cátodo Oxidação // redução A → Ax+ + x e- // Bx+ + x e- → B 2- Uma solução eletrolítica:Também chamada de ponte salina, tem a finalidade de manter as duas semi células eletricamente neutras através da migração de íons. // → representa a ponte salina. 3- Fio metálico externo:Por meio dele oseletrodos são conectados e há a transferência de elétrons. Por exemplo, podemos montar uma pilha colocando uma solução de sulfato de cobre (CuSO4) num copo e mergulhando nessa solução uma placa de cobre. Em outro copo, colocamos uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4) e mergulhamos uma placa de zinco. Depois, conectamos as soluções por meio de uma ponte salina, que pode ser um tubo contendo uma solução eletrolítica com os íons K+(aq)e SO42-(aq) ou uma placa de porcelana porosa. Por fim, conectamos as placasmetálicas por meiode um fio de cobre com um voltímetro (que indicará a passagem de corrente elétrica). O sistema ficará da seguinte forma: Com o tempo, notaremos que o zinco metálico (Zn(s)) se oxidará, perdendo seus elétrons, que serão transferidos para a placa de cobre. Consequentemente, o cobre se reduzirá, recebendo os elétrons. Portanto, o zinco será o polo negativo (ânodo) e o cobre será o polo positivo (cátodo). As semirreações que ocorrerão em cada eletrodo são dadas por: Semirreação no ânodo: Zn( s) ↔ Zn2+(aq) + 2 e- Semirreação no cátodo: Cu2+(aq) + 2 e- ↔ Cu( s) Reação Global: Zn( s) + Cu2+(aq) ↔ Zn2+(aq) + Cu( s) Podemos representar essa pilha do seguinte modo: Zn / Zn2+// Cu2+ / Cu PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Foi feita umaPonte Salina, colocando NaCl no interior do vidro apropriado com algodão, com Bombril foi limpa as lâminas a serem usadas, ,logo em seguida em um béquer foi colocado 10ml de CuSO4 0,1 M, e 10 ml Pb(NO3)2 0,1 M em outro. Logo em seguida foi inserida placa de cobre no béquer com CuSO4, e a placa de Chumbo no Pb(NO3)2. Colocando o voltímetro na escala de 6V, e colocando os cabos em seus devidos lugar medimos a voltagem . MATERIAL UTILIZADO Tubo em “U”, Becher de 150mL Multímetro (ou um voltímetro) Algodão Bombril. RESULTADO E DISCUSSÃO Montada a pilha, registrou-se uma ddp de 0,48V. As reações caracterizam essa pilha são: O valor teórico de ddp desta pilha é +0,47V. Porém, novamente, as soluções estão fora das condições padrão: a concentraçãoera 0,10 mol/L, e não 1,0 mol/L e não estavam a 25°C. Assim, o valor encontrado teoricamente é diferente do teórico. A partir da Equação de Nernst, encontraram-se os valores de -0,19V para a semi-pilha de Chumbo, e +0,34V para a semi-pilha de Cobre. EPb+2/Pb = - 0,13 - 0,0592/2 (log 1/0,10) = - 0,13 - 0,0296 = - 0,16 V ECu+2/Cu = + 0,34 - 0,0592/2 (log 1/0,10) = + 0,34 - 0,0296 = + 0,31 V E = (+0,31) - (-0,16) = +0,47V O potencial teórico dessa pilha é 0,47V, porém foi encontrada diferença de 0,1V ( Erro Experimental : 1%). Isso pode ser explicado pelo uso de eletrodos impuros, já que os que estavam à disposição já haviam sido usados em outros ensaios, isto é, estavam oxidados, demonstrado assim pelas camadas acumuladas nas superfícies dos eletrodos, atrapalhando as reações de oxirredução, atrapalhando assim, o fluxo de elétrons. CONCLUSÃO Pilhas em série, geralmente, atingem alta diferença de potencial, dependendo do potencial redutor de suas soluções. Para que ela seja efetiva, são necessários anodos de alto e baixo poder redutor e catodos de alto e baixo poder redutor (alto poder oxidante). Metais alcalinos possuem altos potenciais de redução, pois possuem um único elétron na valência, fazendo com que a doação deste seja muito mais favorável, logo, é muito inviável a redução dos mesmos sob eletrolise em solução aquosa, pois a água sempre vai impedi-los de reduzir. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS FELTRE, Ricardo. Fundamentos da Química - Volume Único - 2ª Edição - 1997 - Editora Moderna USBERCO, João;SALVADOR, Edgard. Química - Volume Único - 4ª Edição - 1999 - Editora Saraiva
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