Experimento 7 2012.1

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Química Geral Experimental 1, Thalíssia Suzanne Santos, Experimento 7 
1 
 
Reatividade de metais e pilha de 
Daniell 
Ex
p
er
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en
to
 7
 
Thalíssia Suzanne Santos 
Departamento de Química Fundamental, Universidade Federal de Pernambuco, Recife, Brasil 
Professora: Maria Carolina Pacheco Lima 
Data da prática: 25/04/2014; Data de entrega do relatório: 16/05/2014 
 
Resumo 
O experimento é destinado a comparar reatividades dos metais, e estudar as reações que acontecem em 
uma pilha de Daniell. Além disso a voltagem da pilha nas condições ideais e nas condições reais são 
comparadas. 
Palavras chave: Eletroquímica; Pilha de Daniell; Reatividade dos metais; 
Introdução 
Não há dúvidas que as pilhas são de grande 
importância para o dia a dia. Elas trazem 
mobilidade ao mundo moderno. Não é mais é 
preciso ficar conectado a uma tomada para poder 
usar um computador, ou falar ao telefone. 
Atualmente, têm-se baterias recarregáveis de 
polímero de íons de lítio, que apresentam uma 
grande densidade de carga. Isso permite que se 
coloque muita carga em uma pilha leve e compacta. 
Além disso, essas baterias não tem o efeito de 
memória, popularmente chamado de vício da 
bateria. Isso possibilita ao usuário maior liberdade 
na hora de carregar a bateria, e faz com que ela 
tenha uma maior vida útil. [1] 
Mas as pilhas nem sempre foram como as 
atuais. Inicialmente elas eram grandes, feitas com 
materiais diferentes dos de hoje. Geralmente eram 
usados metais pesados, o que gerava poluição. A 
pilha de Daniell, por exemplo, era feita com cobre 
e zinco. Mas até hoje serve como um bom exemplo 
nos laboratórios de química. 
 
Metodologia 
Primeiramente, foram postos metais dentro de 
tubos de ensaio com sais. No primeiro tubo foi 
colocado um fio de cobre (previamente lixado e 
lavado com água destilada) em um tubo com 3 ml 
de solução de FeSO4 a uma concentração de 0,1 M. 
Em outro tubo foi colocado um prego limpo com 3 
ml de solução de CuSO4 0,1 M. E, por fim, no 
terceiro tubo, foi posto um fio de cobre, (também 
 
 
previamente lixado e lavado) em um tubo com 3 ml 
de solução de AgNO3 0,1 M. Os três sistemas 
foram deixados em repouso, a fim de observar-se 
em qual deles ocorria reação. 
Enquanto os sistemas ficavam em repouso, as 
partes da pilha foram preparadas: 
 
Figura 1: esquema de pilha de Daniell [2] 
Ponte salina: um cordão de algodão foi posto 
dentro de um béquer, mergulhado em uma solução 
de KCl 1,0 M. 
Eletrodos: uma lâmina de zinco e outra de 
cobre foram lixadas e lavadas com água destilada. 
Depois foram secas com algodão. 
Meias celas: Em um béquer foi posto 70 ml de 
solução de CuSO4 0,1 M, e em outro béquer, 70 ml 
de uma solução de ZnSO4 0,1 M 
Montagem e operação: a lâmina de cobre foi 
mergulhada na solução de CuSO4 0,1 M, e a lâmina 
de zinco foi mergulhada na solução de ZnSO4 0,1 
M. Depois, a ponte salina foi colocada entre os 
béqueres (tomou-se cuidado para que o cordão 
ficasse mergulhado em ambas as soluções). Os 
eletrodos do voltímetro foram conectados e o 
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potencial foi lido. A ponte salina foi retirada e o 
potencial foi lido mais uma vez. Por fim, a ponte 
salina foi recolocada (depois de ser lavada e 
novamente mergulhada na solução de KCl) e o 
potencial foi lido pela terceira vez. 
Neste experimento também foi observado o 
efeito de um hidróxido na pilha. Adicionou-se 20 
ml de solução de NaOH 1,75M ao béquer com 
CuSO4 0,1M. O potencial foi lido. 
Depois disso, novas pilhas foram montadas da 
seguinte maneira: a concentração da solução de 
CuSO4 foi mantida fixa em 0,1 M, e a concentração 
da solução de ZnSO4 variou entre os valores 10-1 
M, 10-3 M, 10-5 M e 10-7 M. Os potenciais foram 
novamente lidos. 
 
Resultados e discussão 
Os tubos de ensaio foram observados ao fim 
do experimento. Notou-se que no primeiro tubo 
(fio de cobre + solução de FeSO4) não ocorreu 
reação. No segundo tubo (prego + solução de 
CuSO4) houve o depósito de cobre na superfície 
do prego, além do desaparecimento gradual da 
cor azul da solução. No terceiro tubo (fio de 
cobre + solução de AgNO3) ocorreu o depósito 
de prata no fio de cobre e o aparecimento da cor 
azul na solução. 
O que aconteceu dentro dois últimos tubos 
foram reações de simples troca. 
Fe + CuSO4 Cu + FeSO4 
2 AgNO3 + Cu 2 Ag + Cu(NO3)2 
Para que a reação ocorra é necessário que o 
metal da substância simples seja mais reativo 
que o elemento deslocado na substância 
composta, ou seja, a substancia simples deve ter 
maior tendência de perder elétrons. No primeiro 
tubo de ensaio, o ferro é mais reativo que o 
cobre, por isso não ocorre a reação. No terceiro 
tubo, o cobre é mais reativo que a prata. Chega-
se então a seguinte ordem de reatividade: 
Fe>Cu>Ag 
 
Figura 2: reações de simples troca 
Na montagem das pilhas foram observados 
os seguintes potenciais 
Tabela 1: Potenciais em volts da pilha com e sem 
ponte salina 
 Potenciais 
Com ponte salina 0,9 ± 0,1 V 
Sem ponte salina 0,0 ± 0,1 V 
Com ponte salina 0,9 ± 0,1 V 
Primeiramente nota-se que o potencial sem 
a ponte salina é nulo. Em uma pilha há fluxo de 
elétrons do ânodo para o cátodo. Isso faz com que 
as soluções das celas fiquem com excesso de 
cargas. A função da ponte salina é fazer com que o 
circuito se feche. Os íons das celas podem migrar 
através da ponte salina sem que haja o contato entre 
as soluções. [3] 
 Em segundo lugar, é possível observar que 
os potenciais da pilha com a ponte salina são 
menores que o esperado nas condições ideais. Esse 
potencial deve estar dentro de uma incerteza 
causada por impurezas nos eletrodos, ou por um 
desgaste natural da pilha. Pois, calculando pela 
equação de Nerst, obtem-se E = E0. 
𝐸 = 𝐸° − 
0,0257
𝑛
𝑙𝑛𝑄 
onde E0 é o potencial padrão da pilha, n é o número 
de elétrons envolvidos e Q é o quociente da reação 
(que deve ser calculado considerando a atividade 
de cada composto): 
𝑄 =
𝑎(𝐶𝑢) 𝑥 𝑎(𝑍𝑛2+)
𝑎(𝑍𝑛) 𝑥 𝑎(𝐶𝑢2+)
 
 A atividade de sólidos é igual a 1, e a 
atividade de íons em soluções diluídas é 
considerada como igual a sua concentração. 
Obtêm-se o potencial da pilha de 
𝐸 = 𝐸0 −
0,0257
2
𝑙𝑛
1 𝑥 0,1
1 𝑥 0,1
= 𝐸0 
 E0 é calculado usando-se os dados 
tabelados dos potenciais de redução do cátodo e 
ânodo. 
E0 = E0RED (CÁTODO) - E0RED(ÂNODO) 
 Para o zinco (ânodo) e cobre (cátodo) tem-
se 
Zn Zn2+ + 2e- E0RED(ÂNODO) = -0,76 V 
Cu2+ Cu + 2e- E0RED (CÁTODO) = 0,34 V 
 
Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu E0 = 1,10 ± 0,01 V 
 Percebe-se uma diferença de 0,20 volts entre o 
potencial ideal e o real. 
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 Na adição de NaOH 1,75 M ao béquer com 
CuSO4 notamos a formação de um precipitado azul 
(figura 3). O que ocorre é uma reação de dupla 
troca 
2 NaOH + CuSO4 Cu(OH)2 + Na2SO4 
Além disso, com a 
adição do hidróxido, o 
potencial da pilha foi 
reduzido para 0,7 V. Isso 
ocorreu porque houve 
um desequilíbrio das 
cargas. O número de 
íons Cu2+ foi reduzido porque Cu(OH)2 é um 
precipitado. A massa de Cu(OH)2 produzido pode 
ser calculada por regra de três: 
Em 20ml solução de NaOH 1,75 M tem-se 
N = 0,02 L x 1,75 mol L-1 = 0,035 mol de NaOH 
Em 70ml de solução de CuSO4tem-se 
X = 0,07 L x 0,1 mol L-1 = 0,007 mol de CuSO4 
Como a proporção é de NaOH:CuSO4 é de 
2:1, percebe-se que o NaOH está em excesso. 
Então a quantidade de NaOH que reage é 2X = 
0,014mol. Pela proporção da reação o número de 
mols de Cu(OH)2 formado é 0,007 mol, e a massa 
é calculada a partir do número de mols e da massa 
molar. 
M(Cu(OH)2) = 0,007 x 97,561 = 0,683 ± 0,001 g 
Depois de alguns instantes o potencial 
volta para 0,9 V, pois a ponte salina equilibra os 
íons e estabiliza as soluções. 
 Ao mudar-se as concentrações de CuSO4 
das novas pilhas, obtêm-se os seguintes potenciais: 
Tabela 2: Potenciais da pilha com concentração 
de CuSO4 variável 
Concentração de CuSO4 Potencial 
 10-1 0,9 ± 0,1 V 
 10-3 0,8 ± 0,1 V 
 10-5 0,7 ± 0,1 V 
 10-7 0,7 ± 0,1 V 
Pela equação de Nerst, considerando 0,9V 
como o potencial padrão da pilha (pois é onde a 
concentrações de CuSO4 e ZnSO4 são iguais) tem-
se: 
𝐸10−3 = 𝐸
0 −
0,0257
2
𝑙𝑛
1 𝑥 10−1
1 𝑥 10−3
= 0,8 ± 0,1𝑉 
𝐸10−5 = 𝐸
0 −
0,0257
2
𝑙𝑛
1 𝑥 10−1
1 𝑥 10−5
= 0,8 ± 0,1𝑉 
𝐸10−7 = 𝐸
0 −
0,0257
2
𝑙𝑛
1 𝑥 10−1
1 𝑥 10−7
= 0,7 ± 0,1𝑉 
 Percebe-se que os potenciais obtidos 
experimentalmente estão dentro do esperado. 
Além disso, é notável a diminuição do potencial da 
pilha com a diminuição da concentração de CuSO4. 
 
 
Conclusão 
É importante conhecer a propriedade de 
reatividade dos metais para prever quando uma 
reação vai ocorrer ou não. 
Em uma pilha, é preciso saber a função de 
uma ponte salina, efeito de hidróxido, cálculo de 
potencial padrão e a utilização correta da equação 
de Nerst, Tudo isso é necessário para fazer a pilha 
funcionar corretamente e com o potencial desejado. 
 
Referências 
[1] https://www.apple.com/br/batteries/ 
[2] http://www.quiprocura.net/danielll.gif 
[3] ATKINS, Peter; JONES, Loretta. 
Princípios da química: Questionando a vida 
moderna e o meio ambiente. Porto Alegre: 
Bookman, 2011. 
 
 
 
 
 
 
 
0,1 0,001 0,00001 0,00001
0
1
Concentração (M)
P
o
te
n
ci
al
 (
V
)
Gráfico 1:Concentração de 
CuSO4 (M) x potencial da 
pilha (V)
Figura 3: precipitado azul 
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Questões 
 
1) Consulte uma tabela de potenciais e calcule o 
() para cada equação química da parte I. Baseado 
nos valores destes potenciais qual é o metal com 
maior caráter redutor? 
Na Primeira parte do experimento tem-se as se-
guintes equações de redução: 
Cu2+ + 2e- Cu Ered = 0,34 V 
Ag+ + e- Ag Ered = 0,80 V 
Fe2+ + 2e- Fe Ered = -0,44 V 
O metal com maior caráter redutor é aquele que 
tem maior potencial de oxidação. Já temos o 
potencial de redução, e para obtermos o de oxi-
dação é só invertermos o sinal. Ou seja: 
Eoxi(Cu) = -0,34 V 
Eoxi(Ag) = -0,80 V 
Eoxi(Fe) = 0,44 V 
O Ferro é o metal com maior potencial de oxi-
dação, e consequentemente é o que tem maior 
caráter redutor. 
 
2) Suponha que você tenha um soldadinho de 
chumbo e que deseja protegê-lo da corrosão. Isto 
pode ser feito guardando-o numa solução adequada. 
Entre as soluções utilizadas na parte II qual (ou 
quais) você escolheria para proteger o brinquedo? 
Pela tabela, o potencial de oxidação do chumbo 
é Eoxi(Pb)= 0,13 V. Para protegermos o soldadi-
nho de chumbo precisamos usar um metal de 
sacrifício com potencial de oxidação maior que 
o do chumbo. Com isso esse metal de proteção 
vai se oxidar mais facilmente que o chumbo e 
vai proteger o soldadinho. 
Na parte II temos: Eoxi(Zn) = 0,76 V 
 Eoxi(Cu) = -0,34 V 
O metal que pode ser utilizado é o zinco. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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