Relatório 3 - Avaliação do potencial da célula com a variação da concentração

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FACULDADE PITÁGORAS – UNIDADE DE BETIM
CURSO DE ENGENHARIA QUÍMICA - 10° PERÍODO
PROFESSOR: ANTÔNIO FERNANDES
DISCIPLINA DE LABORATÓRIO DE ENGENHARIA QUÍMICA II
AULA PRÁTICA 3
AVALIAÇÃO DO POTENCIAL DE UMA CÉLULA EM FUNÇÃO DA CONCENTRAÇÃO E DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DA REAÇÃO
Betim, 2017
FACULDADE PITÁGORAS – UNIDADE DE BETIM
CURSO DE ENGENHARIA QUÍMICA - 10° PERÍODO
PROFESSOR: ANTÔNIO FERNANDES
DISCIPLINA DE LABORATÓRIO DE ENGENHARIA QUÍMICA II
AULA PRÁTICA 3
AVALIAÇÃO DO POTENCIAL DE UMA CÉLULA EM FUNÇÃO DA CONCENTRAÇÃO E DETERMINAÇÃO DA CONSTANTE DE EQUILÍBRIO DA REAÇÃO
Francielle Regina de Queiroz
Diana da Aparecida Lopes Coelho
Poliana Maria do Carmo Freitas
Roberto Barbosa Santos
Betim, 2017
LISTA DE TABELAS
Tabela 1 – Demonstração das concentrações determinadas para a aplicação no processo experimental	8
Tabela 2 – Volume das soluções aplicadas para a produção dos eletrólitos utilizados na montagem da pilha de Cu-Ag, considerando a produção de 50 mL de solução	10
Tabela 3 – Demonstração dos potenciais das semi células e a ddp da pilha de cobre prata, a partir das concentrações definidas no planejamento 	10
Tabela 4 – Volumes aplicados na preparação das soluções eletrolíticas, de acordo com o novo planejamento experimental 	12
Tabela 5 – Determinação dos valores do quociente reacional, utilizando os potenciais teóricos obtidos através dos pares de concentração definidos no planejamento	16
Tabela 6 – Apresentação dos potenciais medidos na célula, a cada alteração das concentrações das soluções de acordo com o tempo de medição	19
Tabela 7 – Determinação dos quocientes reacionais, obtidos a partir da equação de Nernst e os potenciais medidos 	20
LISTA DE GRÁFICOS
Gráfico 1 – Demonstração da tendência da curva de potencial x concentração a partir dos dados teóricos aplicados para o eletrodo de cobre 	13
Gráfico 2 – Demonstração da tendência da curva de potencial x concentração a partir dos dados teóricos aplicados para o eletrodo de prata 	14
Gráfico 3 – Demonstração da tendência da curva de potencial x concentração a partir dos dados teóricos aplicados para o eletrodo de prata, após a modificação da escala do eixo relacionado a concentração 	15
Gráfico 4 – Relação entre o potencial e o quociente reacional da célula teórica, com valores obtidos a partir da variação de potencial calculado e das concentrações estipuladas para uso no sistema	17
Gráfico 5 – Linearização da curva do potencial x quociente reacional	18
Gráfico 6 – Comparação entre as tendências das curvas obtidas a partir da relação potencial x quociente reacional, no qual, estão relacionados os valores teóricos e experimentais	21
Gráfico 7 – Linearização da curva aplicada para a comparação dos dados teóricos e experimentais	21
Gráfico 8 – Demonstração da tendência dos valores de potencial em relação ao tempo de medição de acordo com a concentração dos eletrólitos	22
INTRODUÇÃO
A eletroquímica é uma parte do estudo da química que visa analisar os processos reacionais que envolvem a transferência de elétrons entre dois componentes (normalmente metálicos) que estão conectados de alguma maneira. Nesse processo, sempre ocorre à oxidação e redução simultânea das duas espécies envolvidas, que costuma gerar um fluxo ordenado de elétrons e assim, a chamada corrente elétrica.
Quando se fala desse campo da química, sempre vem à relação com a famosa Pilha de Daniell, no qual, dois eletrodos de metais, conectados por um fio condutor e mergulhados em soluções produzidas com sais metálicos, faz com que ocorra um processo de oxirredução, de forma que, há a geração de energia elétrica. Tudo isso, é ocasionado por um fator, que é chamado de potencial. Assim, para que gere a corrente elétrica, é necessário que exista uma diferença de potencial entre os dois eletrodos.
É costumeiro ver esse potencial apresentado em tabelas, no qual, há a descrição: “Tabela de Potenciais Padrões”. Nesse caso, está sendo demonstrado os potenciais obtidos em condições padrões (1 atm, 25°C e soluções a 1 M), com a aplicação de um eletrodo de referência (o famoso eletrodo padrão de Hidrogênio – EPH).
No entanto, ter essas condições padrões e até mesmo, ter um EPH é complicado para certas medidas, o que leva a utilizar outros meios para determinar a diferença de potencial (ddp). Neste caso, para condições que fogem do padrão, costuma-se utilizar a equação de Nernst (Equação 1), que é uma equação que contribui para a determinação dos potenciais que não podem ser medidos nas mesmas condições que as demonstradas nas literaturas.
 eq. 1
Contudo, essa equação além de demonstrar a influencia da temperatura nos processos reacionais, também relaciona as diferenças das concentrações e como isso impacta no valor final da ddp da célula de estudo.
E quando se fala de concentração, está se falando da atividade iônica das soluções aplicadas como eletrólitos, ou seja, na quantidade de íons que estarão disponíveis no meio aquoso, de maneira a interagir com o sistema reacional e assim, fazer com que o processo de oxirredução ocorra, até que o sistema atinja o seu estado de equilíbrio, de forma que não tenha mais fluxo de elétrons e o potencial medido seja igual à zero.
Dessa forma, o estudo em questão demonstrará como que a variação do potencial da célula é afetada a partir das alterações das concentrações aplicadas e, como que a atividade iônica é um dos fatores responsável para que essa variação ocorra no processo experimental. Além disso, comparará as variações existentes entre os valores teóricos e os experimentais, usando as mesmas concentrações estimadas (durante o planejamento) para a realização do estudo.
OBJETIVOS
Avaliar a influência da concentração sob a variação do potencial de uma célula galvânica e se há diferenciação ente os valores teóricos e experimentais, em relação as concentrações aplicadas no estudo. 
MATERIAIS E REAGENTES
 MATERIAIS
8 béqueres de 50 mL
1 pedaço de algodão
1 pedaço de mangueira
1 Pisseta com água destilada
1 multímetro
2 Suportes e 2 garras 
1 Vidro de relógio 
Balança analítica
2 pipetas de 10 mL
1 pipeta de 1mL
2 peras
2 pares de garra jacaré
4 pares de luvas nitrílica	
 REAGENTES
100 mL de solução de nitrato de prata 0,02 M
250 mL de solução de sulfato de cobre 0,025 M
100 mL de solução de cloreto de potássio 0,02 M
1 Pedaço de fio de cobre (aprox 5 cm)
1 pedaço de fio de prata (aprox. 5 cm)
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
A prática foi dividida em duas partes, a primeira relacionada com o planejamento do experimento e a segunda com a execução. O planejamento estava ligado à parte teórica e matemática, além da escolha de todas as etapas a serem seguidas. Já o experimento, estava ligado à execução do planejamento e se realmente, o roteiro enquadrava-se com o que seria feito.
PLANEJAMENTO EXPERIMENTAL
Determinação das concentrações de trabalho
A primeira etapa foi realizada com uma semana de antecedência, no qual, estava relacionado com a determinação do que seria feito e visualizado dentro do laboratório, durante a execução do procedimento de variação das concentrações dos eletrólitos, presentes na pilha de cobre-prata. Dessa forma, essa primeira parte ficou voltada para a determinação dos resultados teóricos do experimento.
Para iniciar, o professor determinou quais seriam as condições ambientais e do sistema, para que fosse feito o plano de execução do procedimento de montagem da prática. As condições estão determinadas abaixo:
Temperatura: 20°C (293 K);
Concentração inicial da solução de AgNO3: 0,02 M;
Concentração inicial da solução de CuSO4: 0,02 M;
Eelet. = 0,2919 V – para cada eletrodo no equilíbrio
Após a determinação das condições iniciais, foi aplicado a Equação 1 (Equação de Nernst) para a determinação das concentrações das soluções no momentoque o sistema atingisse o seu estado de equilíbrio, de forma que, os fluxos de elétrons seriam mínimos e o valor do potencial ficaria próximo a zero. 
 eq. 1
Onde:
∆E Variação do potencial (V)
 Variação do potencial padrão (V)
R Constante dos gases ideais (Pa.m3/K.mol)
T Temperatura (K)
n Número de mols de elétrons que participam da reação 
F Constante de Faraday (C/mol)
Q Quociente reacional 
Em relação ao quociente reacional, para a pilha, é dado por: 
 eq. 2
No qual:
P Concentração de íons no produto (mol/L)
R Concentração de íons no reagente (mol/L)
a Coeficiente estequiométrico
No entanto, os cálculos inicias foram para determinar as concentrações de equilíbrio de cada uma das soluções de trabalho, de maneira que, primeiro foi determinado qual eletrodo passaria pela oxidação e qual seria reduzido, conforme foi determinado na representação da pilha, segundo a IUPAC:
Cu|Cu2+ // Ag+|Ag
No qual, o cobre passa pelo processo de oxidação, liberando elétrons para o meio que, são conduzidos para a prata, que sofre a redução, devido a deposição de prata na superfície do metal. O metal que se deposita, é proveniente da solução, que estava na forma de íon metálico.
Como era necessário determinar as concentrações de equilíbrio, a equação de Nernst foi reformulada, para que o logaritmo relacionasse apenas a concentração do íon desejado. Assim, com o rearranjo da equação, ela tomou a forma das Equações 3 e 4.
Concentração de Cu2+ presente no produto:
 eq. 3
Concentração de Ag+ presente no reagente:
 eq. 4
Onde:
E Potencial do eletrodo nas condições especificadas do sistema e ambiente (V)
E° Potencial padrão do eletrodo (V)
R Constante dos gases ideais (Pa.m3/K.mol)
T Temperatura (K)
n Número de elétrons 
F Constante de Faraday (C/mol)
[Ag+] Concentração do íon de prata (mol/L)
[Cu2+] Concentração do íon de cobre (mol/L)
A partir da determinação das concentrações de equilíbrio, utilizando os potenciais padrões e o valor do potencial de cada eletrodo no equilíbrio, foram determinadas mais sete concentrações, dentro da faixa determinada pelos extremos (as concentrações iniciais e de equilíbrio). Com essas demais concentrações, foram calculados potenciais para cada eletrodo e a respectiva ddp para cada par de concentrações, como demonstrado na Tabela 1.
Tabela 1: Demonstração das concentrações determinadas para a aplicação no processo experimental.
	Ordem
	Concentração Ag+/ molL-1
	Concentração Cu2+/ molL-1
	1
	2,00.10-02
	2,00.10-02
	2
	1,81.10-02
	2,02.10-02
	3
	1,81.10-03
	2,06.10-02
	4
	1,81.10-04
	2,08.10-02
	5
	1,81.10-05
	2,10.10-02
	6
	1,81.10-06
	2,12.10-02
	7
	1,81.10-07
	2,16.10-02
	8
	1,81.10-08
	2,18.10-02
	9
	1,81.10-09
	2,21.10-02
A partir desses valores, foi possível determinar os as tensões teóricas que a célula teria e os respectivos volumes de soluções que seriam utilizados no experimento.
Organização das soluções pelas concentrações de trabalho
Como havia dois processos ocorrendo com as soluções de trabalho, onde uma se tornava mais diluída (devido a deposição dos íons sobre o metal) e a outra mais concentrada (ocasionada pela liberação dos íons para a solução), fez com que a equipe definisse que o melhor seria realizar o procedimento de maneira inversa, ou seja, começando das concentrações de equilíbrio até a inicial.
Dessa maneira, seria necessário começar executando as diluições de ambas as soluções, no qual, foi aplicado a equação 5 como auxílio para essa parte.
C1V1 = C2V2 eq. 5
Onde:
C1 Concentração inicial da solução (mol/L)
V1 Volume da solução inicial (L)
C2 Concentração desejada (mol/L)
V2 Volume desejado para o trabalho (L)
No entanto, foi determinada a preparação das concentrações da prata primeiro, que seria um processo um pouco mais complicado, pelo fato de ocorrer uma alta diminuição da quantidade molar do íon em cada solução produzida. Já a solução de cobre, tinha certa facilidade, porque as variações das concentrações eram pequenas, o que causaria diluições pequenas.
Dessa forma, a equipe definiu que o melhor seria preparar as nove soluções de nitrato de prata e deixá-las prontas para o uso, de maneira que, as soluções posteriores seriam preparadas a partir de uma alíquota da anterior, que foi previamente calculada.
 Em relação as soluções de sulfato de cobre, o processo foi um pouco diferente, pois a solução tenderia ao aumento e o procedimento elaborado definia que, começaríamos da última solução para a primeira. Dessa forma, foi feito os cálculos das diluições considerando a concentração inicial, que foi de 0,025M. Todos os volumes das soluções utilizadas em relação às concentrações estão determinados na Tabela 2.
Tabela 2: Volume das soluções aplicadas para a produção dos eletrólitos, utilizados na montagem da pilha de Cu-Ag, considerando a produção de 50 mL de solução.
	Ordem de execução
	Concentração Ag+/ molL-1
	Volume da solução de AgNO3 aplicado/ mL
	Concentração Cu2+/ molL-1
	Volume da solução de CuSO4 aplicado/ mL
	1
	2,00.10-02
	50,00
	2,00.10-02
	40,00
	2
	1,81.10-02
	45,25
	2,02.10-02
	40,40
	3
	1,81.10-03
	5,000
	2,06.10-02
	41,20
	4
	1,81.10-04
	5,000
	2,08.10-02
	41,60
	5
	1,81.10-05
	5,000
	2,10.10-02
	42,00
	6
	1,81.10-06
	5,000
	2,12.10-02
	42,40
	7
	1,81.10-07
	5,000
	2,16.10-02
	43,20
	8
	1,81.10-08
	5,000
	2,18.10-02
	43,60
	9
	1,81.10-09
	5,000
	2,21.10-02
	44,20
A partir dos dados demonstrados na tabela anterior, a equipe iria avaliar as influências que essas concentrações causariam no resultado do potencial da pilha de estudo. Dessa forma, utilizando a equação de Nernst, foi calculado os potenciais teóricos de cada semi-célula e a ddp da pilha em estudo, como apresentado na Tabela 3.
Tabela 3: Demonstração dos potenciais das semi-células e a ddp da pilha de Cobre-Prata, a partir das concentrações definidas no planejamento.
	Concentração Ag+/ molL-1
	Potencial do eletrodo de Ag/ V
	Concentração Cu2+/ molL-1
	Potencial do eletrodo de Cu/ V
	ΔEteórico
	2,00.10-02
	0,7010
	2,00.10-02
	0,2906
	0,4104
	1,81.10-02
	0,6990
	2,02.10-02
	0,2908
	0,4082
	1,81.10-03
	0,6410
	2,06.10-02
	0,2911
	0,3499
	1,81.10-04
	0,5830
	2,08.10-02
	0,2912
	0,2918
	1,81.10-05
	0,5250
	2,10.10-02
	0,2913
	0,2337
	1,81.10-06
	0,4670
	2,12.10-02
	0,2914
	0,1756
	1,81.10-07
	0,4090
	2,16.10-02
	0,2917
	0,1173
	1,81.10-08
	0,3510
	2,18.10-02
	0,2918
	0,0592
	1,81.10-09
	0,2919
	2,21.10-02
	0,2919
	0,0000
Utilizando os valores como base, seria possível determinar se o experimental estava dentro do que era esperado, de acordo com o que foi apresentado na teoria e principalmente, se a execução do procedimento não estava sendo realizada de forma incorreta. 
Parte experimental
Com a chegada ao laboratório, notou-se que a quantidade de materiais solicitados, havia sido alterada pelo professor, o que levou o grupo a remontar o planejamento, para dentro do que havia na bancada. Além disso, o professor passou a instrução de que, era melhor começar pela concentração inicial, devido a grandes variações nos resultados do experimento, se fosse feito da forma planejada, pois, poderia causar em complicações no momento de discutir sobre os ocorridos. 
Assim, inicialmente, devido ao receio do grupo de que faltasse solução para que todo o processo fosse executado, os valores dos volumes foram recalculados, mantendo as mesmas concentrações definidas para a análise. Na primeira parte, foi definido que o volume de trabalho, passaria a ser 25 mL e não mais os 50 mL iniciais. Dessa forma, os novos valores dos volumes estão determinados na Tabela 4, mantendo as mesmas concentrações que foram definidas no planejamento. 
Tabela 4: Volumes aplicados na preparação das soluções eletrolíticas, de acordo com o novo planejamento experimental.
	Ordem de execuçãoConcentração Ag+/ molL-1
	Volume da solução de AgNO3 aplicado/ mL
	Concentração Cu2+/ molL-1
	Volume da solução de CuSO4 aplicado/ mL
	1
	2,00.10-02
	25,00
	2,00.10-02
	20,00
	2
	1,81.10-02
	22,63
	2,02.10-02
	20,20
	3
	1,81.10-03
	2,500
	2,06.10-02
	20,60
	4
	1,81.10-04
	2,500
	2,08.10-02
	20,80
	5
	1,81.10-05
	2,500
	2,10.10-02
	21,00
	6
	1,81.10-06
	2,500
	2,12.10-02
	21,20
	7
	1,81.10-07
	2,500
	2,16.10-02
	21,60
	8
	1,81.10-08
	2,500
	2,18.10-02
	21,80
	9
	1,81.10-09
	2,500
	2,21.10-02
	22,10
	
	Assim, foi mantido o que foi planejado para a solução de nitrato de prata, no qual, a solução seguinte foi preparada a partir da que a antecedeu. Já a de sulfato de cobre, todas foram preparadas a partir da solução inicial, que apresentava uma concentração de 0,025 M.
	Com o auxilio dos valores apresentados na Tabela 4, o sistema foi montado, no qual, foi confeccionado uma ponte salina com solução de cloreto de potássio (KCl) 0,02 M, utilizando uma mangueira flexível e pedaços de algodão. Os eletrodos utilizados eram fios de cobre e prata, conectados a um multímetro, para a determinação da tensão/potencial do sistema montado.
Para cada par de concentrações, foi realizada a medição da variação do potencial, em um período de 3 minutos, no qual, a equipe decidiu que era melhor verificar o valor apresentado pelo multímetro a cada 1 minuto e assim, utilizar uma média desse valor, pois, já era de conhecimento que os valores medidos sofreriam alterações em relação ao tempo, devido a fatores externos e internos do sistema.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
DISCUSSÃO EM RELAÇÃO AOS DADOS TEÓRICOS
	Em relação as condições determinadas em sala e os dados obtidos a partir do planejamento, foi possível verificar os valores do potencial de cada um dos eletrodos aplicados na célula e, além disso, o valor provável da ddp que essa célula apresentaria em um processo real (como demonstrado na Tabela 4).
Como era de se esperar, o valor da ddp da pilha teórica apresentou uma redução, até atingir o potencial zero (significando o equilíbrio químico). Além disso, os potenciais de cada semi-célula também seguiram o que era esperado, onde os valores do potencial do cobre apresentaram um aumento e o da prata, uma redução, até ambos atingirem o E = 0,2919 V. Essas variações estão apresentadas nos Gráficos 1 e 2.
Gráfico 1: Demonstração da tendência da curva de potencial x concentração, a partir dos dados teóricos aplicados para o eletrodo de cobre.
No caso do gráfico plotado para o cobre, utilizando as informações que foram definidas durante o planejamento, nota-se que há uma relação linear entre o potencial calculado e a concentração atribuída, demonstrando que, um possui influência sobre o outro, no qual, quanto mais a concentração aumenta, maior é o valor do potencial apresentado pela semi-célula no sistema estipulado. O que não é o caso da prata, que está demonstrado nos gráficos seguintes.
Gráfico 2: Demonstração da tendência da curva de potencial x concentração, a partir dos dados teóricos aplicados para o eletrodo de prata.
O Gráfico 2, relaciona o potencial em função da concentração de prata, onde não foi possível ver de forma clara a tendência da curva, sendo assim, foi considerado a utilização da escala logarítmica para o eixo das concentrações, de maneira que, foi definido que a equação de Nernst é similar a função do tipo: y = a+b.ln(x), sendo que:
y Variação do potencial (∆E)
a Variação do potencial padrão )
b É o quociente entre os produtos da constante dos gases e temperatura, pelo produto do numero de mols de elétrons pela constante de Faraday.
ln(x) Relacionado ao logaritmo da concentração (no caso da prata, o logaritmo inverso)
Entretanto, para a utilização no MS Office Excel, foi aplicado o logaritmo na base 10 (log x) no eixo das abcissas (eixo x), ao invés do logaritmo natural (ln x). Assim, com as considerações descritas acima, foi possível plotar o Gráfico 3. 
Gráfico 3: Demonstração da tendência da curva de potencial x concentração, a partir dos dados teóricos aplicados para o eletrodo de prata, após a modificação da escala do eixo relacionado à concentração.
Como pode ser observada, a relação entre concentração e potencial do eletrodo de prata, também segue uma tendência linear, como a do cobre, mesmo apresentando concentrações tão baixas. E a equação apresentada no interior do gráfico, demonstra os valores similares de quando é realizado o cálculo das concentrações, apenas utilizando os valores da ddp padrão e das demais constantes do sistema.
Em continuidade, utilizando esses dados, foi possível determinar os valores do quociente reacional (Q) para cada par de concentrações aplicada e os resultados obtidos através de cálculo, foram organizados na Tabela 5.
Tabela 5: Determinação dos valores do quociente reacional, utilizando os potenciais teóricos obtidos através dos pares de concentrações definidos no planejamento.
	Concentração Ag+/ molL-1
	Concentração Cu2+/ molL-1
	ΔEteórico
	Qteórico
	2,00.10-02
	2,00.10-02
	0,4104
	5,00.1001
	1,81.10-02
	2,02.10-02
	0,4082
	6,17.1001
	1,81.10-03
	2,06.10-02
	0,3499
	6,29.1003
	1,81.10-04
	2,08.10-02
	0,2918
	6,35.1005
	1,81.10-05
	2,10.10-02
	0,2337
	6,41.1007
	1,81.10-06
	2,12.10-02
	0,1756
	6,47.1009
	1,81.10-07
	2,16.10-02
	0,1173
	6,59.1011
	1,81.10-08
	2,18.10-02
	0,0592
	6,65.1013
	1,81.10-09
	2,21.10-02
	0,0000
	6,75.1015
Utilizando esses dados, foi plotado o Gráfico 4, para demonstrar a relação entre as duas propriedades do sistema.
Gráfico 4: Relação entre o potencial e o quociente reacional da célula teórica, com valores obtidos a partir da variação de potencial calculado e das concentrações estipuladas para uso no sistema.
Como não é possível definir a tendência da curva, também foi feito o mesmo procedimento apresentado para Gráfico 2, considerando o eixo do quociente reacional, na escala logarítmica. Assim, foi plotado o Gráfico 5.
Gráfico 5: Linearização da curva do potencial x quociente reacional.
A partir desse gráfico, nota-se que no momento que o potencial da célula é reduzido, há um aumento do valor do quociente reacional. Isso é causado porque, o quociente está relacionado com as concentrações dos íons presentes nos reagentes e produtos (como demonstrado na Equação 2). Se a concentração do produto aumenta e a de reagentes reduz, faz com que o valor desse Q também passe por um aumento diretamente proporcional a essa razão. Por isso que, quando é analisada a Tabela 5, nota-se que os valores do Q são extremamente grandes. 
DISCUSSÃO EM RELAÇÃO AOS DADOS EXPERIMENTAIS
Nessa etapa, foi o momento em que o planejamento feito anteriormente, foi colocado em prática para verificar se os dados obtidos condiziam com o que foi determinado durante a montagem das etapas do processo. Mesmo com a mudança do roteiro descrito pela equipe, foi possível coletar as informações para comparar com os dados obtidos na parte teórica.
Dessa forma, inicialmente, foram montadas as soluções dentro das concentrações determinadas na primeira parte, com isso foram realizadas as medidas experimentais dos potenciais da célula, utilizando um multímetro e verificando os valores marcados a cada 1 minuto, em um total de 3 minutos, para cada par de concentrações. Os dados das medidas dos potenciais foram organizados na Tabela 6, no qual, foram utilizados para determinar a média das medidas da ddp dentro do tempo de 3 minutos.
Tabela 6: Apresentação dos potenciais medidos na célula, a cada alteração das concentrações das soluções, de acordo com o tempo de medição. 
	Medidas
	Concentração Ag+/ molL-1
	Concentração Cu2+/ molL-1
	ΔE em 1 min / V
	ΔE em 2 min / V
	ΔE em 3 min / V
	ΔE médio / V
	1
	2,00.10-02
	2,00.10-02
	0,384
	0,385
	0,385
	0,385
	2
	1,81.10-02
	2,02.10-02
	0,384
	0,382
	0,381
	0,382
	3
	1,81.10-03
	2,06.10-02
	0,314
	0,316
	0,3180,316
	4
	1,81.10-04
	2,08.10-02
	0,266
	0,266
	0,265
	0,266
	5
	1,81.10-05
	2,10.10-02
	0,188
	0,189
	0,195
	0,189
	6
	1,81.10-06
	2,12.10-02
	0,186
	0,186
	0,181
	0,186
	7
	1,81.10-07
	2,16.10-02
	0,133
	0,130
	0,128
	0,130
	8
	1,81.10-08
	2,18.10-02
	0,146
	0,147
	0,149
	0,147
	9
	1,81.10-09
	2,21.10-02
	0,177
	0,178
	0,179
	0,178
De acordo com os valores observados, nota-se que os valores médios dos potenciais ficaram próximos ao teórico, como era esperado. Os valores não ficaram mais parecidos com o que foi calculado, devido a diversos fatores, como a temperatura do ambiente, que não era a mesma do que foi aplicado nos cálculos, já que, além da grande movimentação dos alunos dentro do laboratório e não há garantia de que o equipamento de ar condicionado estava mantendo o ambiente na temperatura de 20°C (293 K). Outro fator era a questão das concentrações, pois mesmo seguindo os processos descritos para a produção das soluções, sabe-se que ocorrem erros nas medidas e nos métodos de preparação, o que está diretamente relacionado com as variações nos valores finais das concentrações dos eletrólitos.
Já em relação ao quociente reacional, os valores médios dos potenciais foram utilizados para a obtenção do Q, aplicando a Equação 1 e, esses dados estão apresentados na Tabela 7.
Tabela 7: Determinação dos quocientes reacionais, obtidos a partir da equação de Nernst e os potenciais medidos.
	Concentração Ag+/ molL-1
	Concentração Cu2+/ molL-1
	ΔE médio / V
	Q
	2,00.10-02
	2,00.10-02
	0,385
	3,81.1002
	1,81.10-02
	2,02.10-02
	0,382
	4,83.1002
	1,81.10-03
	2,06.10-02
	0,316
	9,01.1004
	1,81.10-04
	2,08.10-02
	0,266
	4,73.1006
	1,81.10-05
	2,10.10-02
	0,189
	2,11.1009
	1,81.10-06
	2,12.10-02
	0,186
	2,68.1009
	1,81.10-07
	2,16.10-02
	0,130
	2,26.1011
	1,81.10-08
	2,18.10-02
	0,147
	5,89.1010
	1,81.10-09
	2,21.10-02
	0,178
	5,05.1009
Em relação aos valores teóricos, percebe-se que houve certa diferença, o que pode ter sido ocasionado, mediante hipótese apresentadas anteriormente. Além disso, nas duas últimas medidas nota-se que o valor apresentado destoa muito em relação ao teórico, no qual, isso pode ser explicado no fato de que, o multímetro aplica uma corrente no sistema, para realizar a medida do potencial da célula que ele está conectado. Contudo, como as últimas medidas apresentaram uma tensão muito próxima de zero, acaba que o equipamento começa a medir a própria tensão, fazendo com que tenha valores que não condizem com o teórico. Contudo, foram plotados os Gráficos 6 e 7, no qual, estão demonstrando a comparação entre os dados teóricos e os experimentais.
Gráfico 6: Comparação entre as tendências das curvas obtidas a partir da relação potencial x quociente reacional, no qual, estão relacionados os valores teóricos e experimentais.
Além disso, foi utilizada a escala logarítmica para linearizar a curva e assim, poder verificar a tendência em relação aos dados utilizados. Este fato está apresentado no Gráfico 7.
Gráfico 7: Linearização da curva aplicada para a comparação dos dados teóricos e experimentais. 
Como demonstrado no gráfico, tanto o teórico, quanto o experimental, apresentaram uma tendência similar, no entanto, alguns pontos dos dados experimentais foram omitidos nesse gráfico, devido à escala aplicada nas retas, mas, isso não impossibilitou a verificação da similaridade entre os dados.
Para finalizar a discussão, foi plotado o Gráfico 8, com o intuito de realmente comprovar se o processo ocorreu da forma como era esperado, ou seja, com a alteração das concentrações, o potencial passa por uma redução ao logo do tempo de exposição.
 
Gráfico 8: Demonstração da tendência dos valores de potencial em relação ao tempo de medição, de acordo com a variação das concentrações dos eletrólitos.
Como apresentado por Skoog (2006, p. 475) a célula galvânica tem a tendência de apresentar a redução da corrente elétrica e consequentemente, da tensão, de acordo com que a concentração dos eletrólitos é alterada, no decorrer do tempo de medição. Com isso, a célula tende ao equilíbrio, no qual, a tensão e a corrente atinge o valor zero. No entanto, a curva apresentada no Gráfico 8 começou a apresentar essa tendência, contudo, em certo momento, os valores começaram a aumentar, o que pode ser explicado pelo fato do multímetro medir a própria tensão da corrente elétrica aplicada no sistema, para que possa realizar as medidas do experimento e, como o potencial das duas ultimas medidas eram muito baixos, fez com que a tensão do equipamento fosse bem maior, ocorrendo a distorção dos valores finais.
No entanto, pode-se dizer que, em comparação aos valores obtidos de forma teórica e experimental, a distorção entre eles foram pequenas, mas, não podem ser descartadas, pois, elas foram influenciadas por condições externas (como a temperatura ambiente) e na preparação das soluções, além da variação das medidas do multímetro, devido aos valores da corrente elétrica que ele aplica no sistema. Assim, não é possível obter dados totalmente exatos em processos experimentais, pois, o procedimento está passível a erros de execução e influências do meio, assim, é necessário aplicar os valores teóricos para determinar os erros dos processos e para identificar se realmente o processo apresenta dados próximos ao que é esperado.
QUESTIONÁRIO
Questão 1: De que forma a concentração de uma solução pode interferir no potencial de um eletrodo?
Quando a solução eletrolítica é preparada, normalmente se utiliza um sal dissolvido em água, para a sua aplicação no processo eletroquímico. Com a dissolução desse sal, há a formação de íons livres, ao qual, alguns podem ou não formar aglomerados. A liberdade e/ou aglomeração desses íons interfere no que é chamado de atividade iônica. É essa atividade que contribui para que a pilha galvânica possa funcionar.
Dessa forma, quando a concentração dos eletrólitos é alterada, há também a alteração do grau de liberdade das espécies iônicas, onde, a solução mais diluída, haverá maior quantidade de espécies livres, já a concentrada, haverá uma menor quantidade, devido à ação da força iônica, que segurará, ou seja, causará uma tendência a aglomeração. Com isso, ocasiona na alteração do potencial, devido a disponibilidade dos íons para participar do processo reacional, já que um lado, eles estão mais livres e no outro não.
Além disso, como ocorreu na solução de nitrato de prata utilizada no estudo descrito acima, houve uma constante diluição, para atingir o equilíbrio do sistema. Diluições grandes também alteram a quantidade de componentes disponíveis, fazendo com que também gere uma alteração na ddp, já que, ocorre uma redução de íons disponíveis para fazer com que a reação ocorra.
Questão 2: Atribua, com justificativa, razões para as diferenças observadas no potencial da célula calculado em relação ao potencial medido para as concentrações estudadas.
	Os potenciais calculados são medidas teóricas, determinando possíveis resultados que poderão surgir durante um dado experimento. Contudo, vislumbram um processo que não apresenta variações durante a sua execução.
Entretanto, no experimental, nem sempre o que é calculado, ocorre realmente. No caso dessa prática, vários fatores induziram para que houvesse certas diferenças entre os valores obtidos na teoria com a o que foi observado na prática. No primeiro caso, está relacionado com as concentrações das soluções, pois, sempre há erros durante a verificação das medidas feitas com o auxilio dos instrumentos (no caso, no uso da pipeta), o que não traz uma exatidão sobre a quantidade de material que foi medido e utilizado no procedimento. Assim, há certa variação no valor final da concentração, não sendo a mesma esperada.
A temperatura também é um influenciador na questão dos valores da ddp da pilha, porque todos os cálculos foram realizados considerando uma temperatura de 293 K (20°C), noentanto, não há uma certeza se o laboratório estava a essa temperatura, além da grande movimentação dos integrantes dos grupos, aumentando a transferência de calor dos corpos para o ambiente. E também, deve ser considerado a transferência de calor das mãos para as vidrarias, o que também é um fator de modificação da temperatura das soluções, durante a manipulação dos materiais. Com isso, se a temperatura varia, a velocidade da reação também tende a variar e consequentemente, a ddp da pilha sofrerá alterações também.
Por último, está relacionado ao vazamento de solução de KCl nas soluções eletrolíticas, principalmente no caso da solução de AgNO3, pois, o contado de ambas ocasionou em uma reação de precipitação, devido a formação de AgCl, que é um sal insolúvel. Com isso, ocasionou na diminuição na quantidade de íons de prata da solução, o que provocou uma grande alteração nas concentrações pós diluições, devido a diferença na quantidade molar do íon, que foi perdida na precipitação.
Questão 3: Calcule a constante de equilíbrio da reação utilizando o quociente reacional e compare com o resultado obtido e compare com o resultado obtido com o calculo feito através do potencial da célula.
Em relação aos valores teóricos, a constante de equilíbrio (Keq) foi definido por:
Considerando que:
[Cu2+] = 0,0221M
[Ag+] = 1,81x10-9M
Realizando o cálculo com a equação acima, foi obtido o valor teórico de:
Keq = 6,75x1015
Já para o experimental, o cálculo foi diferente, aplicando a Equação de Nernst:
Logo:
Keq = 5,05x109
Como é notado, houve uma grande diferença entre os dois valores da constante de equilíbrio, o que pode ser explicado pelo fato do valor do potencial medido no fim do experimento, não estava relacionado com o processo de oxirredução e sim, com a tensão liberada pelo equipamento. Dessa forma, o valor obtido foi superior ao que era esperado, apresentando uma distorção no valor do equilíbrio.
Questão 4: Calcule o erro obtido nos dois cálculos da constante de equilíbrio.
Para o cálculo do erro, foi considerada a equação abaixo:
Logo:
Erro% = 99,99%
Como explicado na questão anterior, o valor que foi lido no potencial das concentrações em equilíbrio, não foi o valor verdadeiro, pelo fato de que, como o potencial era muito baixo (bem próximo de zero), o que foi demonstrado no visor do equipamento, foi o potencial gerado pela corrente elétrica que o equipamento lança no sistema durante o funcionamento. E isso ocasiona em certa interferência quando a variação da ddp é muito próxima de zero. 
CONCLUSÃO
A pilha galvânica é um sistema que contribui para a visualização do funcionamento de um processo de oxirredução entre dois metais conectados por fio condutor e, em contato com uma solução salina, com a presença do próprio íon metálico. Assim, com esse processo reacional, é possível verificar a conversão da energia química em energia elétrica.
Contudo, isso só ocorre devido a diferença dos potenciais dos metais envolvidos, no qual, podem ser alterados se sofrerem a influência de algum fator interno ou externo ao sistema, como a variação da temperatura e alteração das concentrações das soluções eletrolíticas. No caso do experimento realizado, foi possível observar o quanto que a concentração das soluções aplicadas, influencia no funcionamento e no valor final da variação do potencial da célula. 
Como conclusão, foi definido que essa variação é ocasionada pela atividade iônica dos íons presentes nas soluções, pois, quando houve a variação das concentrações de ambos os eletrólitos, fez também que alterasse a força iônica, que faz com que tenha mais ou menos íons disponíveis para a interação com o processo reacional. 
Ou seja, para o funcionamento de uma célula galvânica, não é apenas a diferença de potencial que ocasiona no fluxo de elétrons, mas sim, nas condições que esses eletrodos estão inseridos. E um dos fatores que contribui para isso, é a concentração das soluções salinas, no qual, interfere diretamente no quanto o sistema irá funcionar, devido a atividade iônica dos íons que estão presentes no meio aquoso.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
SKOOG, D. et. al. Fundamentos de química analítica. 8 ed. São Paulo: Thomson Learning, 2007. p. 464 – 487.
DOMINGUES, R., MATENCIO, T., VAL, A. Equilíbrio Químico. Disponível em: <http://www.ufjf.br/quimicaead/files/2013/09/FQ_II_EqQuimicoeEletroquimica.pdf>. Acesso em 01 de nov. 2017. 
USP, Universidade de São Paulo. Equilíbrio da oxidação e redução. Disponível em: <http://www.esalq.usp.br/lepse/imgs/conteudo_thumb/Equil-brio-da-oxida--o-e-redu--o.pdf>. Acesso em 01 de nov. 2017.
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