Relatorio de Quimica - Pilhas Eletroquimicas

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RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA
QUÍMICA GERAL
	CURSO
	Engenharia 
	TURMA
	
	DATA
	01/06/2017
	Aluno/
Grupo
	 
	TÍTULO
	Pilhas Eletroquímicas.
	OBJETIVOS
	Comparar os valores prático e teórico dos E° de algumas pilhas eletroquímicas montadas em laboratório.
	
	
	INTRODUÇÃO
	
Pilhas são dispositivos capazes de transformar energia química em energia elétrica por meio de reações espontâneas de oxirredução (em que há transferência de elétrons). 
Em 1836, o químico inglês John Frederic Daniell (1790-1845) construiu uma pilha (figura 1) formada por dois eletrodos separados em duas semicelas. Essa pilha é conhecida como Pilha de Daniell. 
Figura 1. Pilha de Daniell.
A formação dessas pilhas é por meio de uma solução eletrolítica, também chamada de ponte salina, com a finalidade de manter as duas semicelas eletricamente neutras através da migração de íons. Dois eletrodos, ânodo (o polo negativo, onde ocorre à oxidação, perda de elétrons, e é o agente oxidante) e o cátodo (o polo positivo, onde ocorre a redução, ganho de elétrons, e é o agente redutor). E um fio metálico externo, por onde os eletrodos são conectados e há transferência de elétrons.
A convenção mundial de representação das pilhas é feita com base na seguinte ordem (// → representa a ponte salina):
Figura 2. Representação das pilhas.
O potencial de uma pilha é medido experimentalmente por um aparelho denominado voltímetro, cujo objetivo é medir a força eletromotriz (fem ou E) da pilha. O valor indicado pelo voltímetro, em volts (V), corresponde à diferença de potencial ou ddp (ΔE) de uma pilha, e depende das espécies químicas envolvidas, das suas concentrações e da temperatura.
O potencial normal (ou padrão) do eletrodo (E°) é a grandeza que mede a capacidade que o eletrodo possui de sofrer oxirredução nas condições padrão.
Condições padrão:
Concentração da solução: 1 mol/L;
Pressão: 1 atm;
Temperatura: 25°C.
O cálculo ΔE da pilha é feito:
 ou 
ΔE > 0 processo espontâneo
ΔE < 0 processo não espontâneo
	REAGENTES, MATERIAIS E EQUIPAMENTOS
	
Tubo em “U”;
3 Béqueres – 5m mL;
Multímetro;
Algodão;
Bombril;
Pinça;
Luvas;
Pipeta Pasteur;
Cloreto de sódio 3M (NaCl);
Sulfato de zinco 1M (ZnSO4);
Sulfato de cobre 1M (CuSo4);
Nitrato de chumbo 1M [Pb(NO3)2];
Placa metálica de zinco;
Placa metálica de chumbo;
Placa metálica de cobre.
	PROCEDIMENTOS
	
1º Experimento: Sulfato de zinco e sulfato de cobre.
Limpou-se as lâminas de zinco e cobre com o bombril. Colocou-se as lâminas em suas respectivas soluções (sulfato de zinco e sulfato de cobre).
Fez-se uma ponte salina colocando o cloreto de sódio no interior do tubo em “U” e tendo o cuidado de não formar bolhas. Fechou-se as pontas do tubo com algodão.
Colocou-se o multímetro (na escala de 2V) conectado na ponta de cada placa, observando qual era o ânodo e cátodo. Colocou-se a ponte salina, ligando uma semicela a outra. E anotou-se o resultado.
2º Experimento: Sulfato de zinco e nitrato de chumbo.
Limpou-se as lâminas de zinco e chumbo com o bombril. Colocou-se as lâminas em suas respectivas soluções (sulfato de zinco e nitrato de chumbo).
Fez-se uma ponte salina colocando o cloreto de sódio no interior do tubo em “U” e tendo o cuidado de não formar bolhas. Fechou-se as pontas do tubo com algodão.
Colocou-se o multímetro (na escala de 2V) conectado na ponta de cada placa, observando qual era o ânodo e cátodo. Colocou-se a ponte salina, ligando uma semicela a outra. E anotou-se o resultado.
3º Experimento: Nitrato de chumbo sulfato de cobre.
Limpou-se as lâminas de chumbo e cobre com o bombril. Colocou-se as lâminas em suas respectivas soluções (nitrato de chumbo e sulfato de cobre).
Fez-se uma ponte salina colocando o cloreto de sódio no interior do tubo em “U” e tendo o cuidado de não formar bolhas. Fechou-se as pontas do tubo com algodão.
Colocou-se o multímetro (na escala de 2V) conectado na ponta de cada placa, observando qual era o ânodo e cátodo. Colocou-se a ponte salina, ligando uma semicela a outra. E anotou-se o resultado.
	RESULTADOS e DISCUSSÃO
	1º Experimento: Sulfato de zinco e sulfato de cobre.
Na prática o valor do potencial foi de E0 = +1,079 V
Na teoria o valor do potencial é de E0 = + 0,34 V - (-1,76 V) = + 1,10 V
Na placa de zinco (menor potencial) se encontra o anodo e o polo negativo, é onde ocorre a oxidação. Confirma-se isso na figura 6.
Na placa de cobre (maior potencial) se encontra o cátodo e o polo positivo, é onde ocorre a redução. Confirma-se isso na figura 6.
Figura 6. Fluxo de elétrons Zinco (-) Cobre (+)
2º Experimento: Sulfato de zinco e nitrato de chumbo.
Na prática o valor do potencial foi de E0 = + 0,618 V
Na teoria o valor do potencial é de E0 = -0,13 V - (- 0,76 V) = + 0,63 V
Na placa de zinco (menor potencial) se encontra o anodo e polo negativo, onde ocorre a oxidação. Confirma-se isso na figura 7.
Na placa de Chumbo (maior potencial) se encontra o cátodo e o polo positivo, onde ocorre a redução. Confirma-se isso na figura 7.
Figura 7. Fluxo de elétrons Zinco (-) Chumbo (+).
3º Experimento: Nitrato de chumbo sulfato de cobre.
Na prática o valor do potencial foi de E0 = + 0,466 V
Na teoria o valor do potencial é de E0 = + 0,34 V -(- 0,13 V) = + 0,47 V
Na placa de chumbo (menor potencial) se encontra o anodo e o polo negativo, onde ocorre oxidação. Confirma-se isso na figura 8.
Na placa de cobre (maior potencial) se encontra o cátodo e polo positivo, onde ocorre redução. Confirma-se isso na figura 8.
Figura 8. Fluxo de elétrons chumbo (-) Cobre (+).
Ponte salina
A ponte salina permite a passagem de cátions em excesso em direção ao cátodo e também a passagem dos ânions em direção ao ânodo, essa foi a função da ponte salina de NaCl 3M usada no experimento.
	CONCLUSÃO
	
Montou-se neste experimento 3 pilhas. E comparou-se seus valores teóricos com os descobertos no experimento como pode ser visto na tabela abaixo.
	Pilha
	Valor teórico
	Valor prático
	Zinco - Cobre
	+1,10 V
	+1,079 V
	Zinco - Chumbo
	+0,63 V
	+0,618 V
	Chumbo - Cobre
	+0,47 V
	+0,466 V
Analisando esses resultados conclui-se que os valores achados foram bem próximos aos valores teóricos.
	REFERÊNCIAS
	
BAILÃO, Juliana. Eletroquímica: pilhas eletrólise. Disponível em: <http://www.maximovestibulares.
com.br/download/juliana/2013/a12_eletroquimica.pdf> Acesso em: 06 de junho de 2017.
FOGAÇA, Jennifer. Pilha de Daniell. Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/
pilha-daniell.htm> Acesso em: 06 de junho de 2017.
FOGAÇA, Jennifer. Pilhas ou Células Eletroquímicas. Disponível em: <http://mundoeducacao.bol.uol.
com.br/quimica/pilhas-ou-celulas-eletroquimicas.htm> Acesso em: 06 de junho de 2017.
MOLINA, Luiz Luz. Pilha de Daniell (pilha eletroquímica). Disponível em: <http://www.google.com.br/
amp/www.infoescola.com/quimica/pilha-de-daniell-pilha-eletroquimica/amp/> Acesso em: 07 de junho de 2017.