Relatório fila de tensão eletrolitica dos metais e pilhas ALTERADO

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DE MARINGÁ
CENTRO DE CIÊNCIAS EXATAS
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
207- QUÍMICA EXPERIMENTAL
RELATÓRIO
FILA DE TENSÃO ELETROLÍTICA DOS METAIS E PILHAS
CURSO: ENGENHARIA QUÍMICA – TURMA 02
	
MARINGÁ, 10 DE OUTUBRO DE 2017
resumo
A prática de fila de tensão eletrolítica dos metais e pilhas, realizada em laboratório, teve como objetivo estudar as reações redox comparando alguns metais e ação oxidante de ácidos para isso foram utilizados alguns metais como o cobre e soluções salinas. Outro objetivo foi medir a diferença de potencial das células galvânicas e por isso foi necessário montar as soluções e o multímetro. E por fim, para estudar a associação de pilas fez-se a associação de elementos galvânicos em série e em oposição. 
RESULTADOS
Para a realização e compreensão do experimento, segue abaixo tabela de potencial de oxirredução dos elementos utilizados na prática que foi dividida em três partes.
Parte I
- Magnésio Metálico
Ao adicionar grãos de magnésio nas seguintes soluções observamos:
Solução de sulfato de cobre (CuSO4 0,1mol/L), houve forte reação, onde podemos observar oxidação do magnésio até quase dissolver completamente, indicando que o magnésio é mais reativo que o cobre. Segundo as seguintes semi-reações:
 Mg Mg2+ + 2e- 		E0= 2,37 V 
 Cu2+ + 2e- Cu 		 E0= - 0,34 V
	Podemos observar a seguinte reação global:
					Mg + Cu2+ Mg2+ + Cu
	Calculando o potencial padrão da reação, obtemos:
				E0= 2,37 – 0,34= 2,03 V
	A reação ocorre pois além do magnésio ser mais reativo do que o cobre, a reação global possui um elevado potencial de redução padrão, além de ser positivo. Isso indica que a energia de Gibbs será negativa, e portanto, a reação ocorre espontaneamente, como podemos demonstrar na equação:
				ΔG = -nE0F
				ΔG = -391,73 kJ
Na solução de sulfato de zinco (ZnSO4 0,1mol/L), observou-se lenta reação, indicando, pouca porém existente, oxidação do magnésio, pois o magnésio é mais reativo que o zinco. Pode-se observar uma pequena corrosão do grão do metal. Observando ambas semi-reações:
Mg Mg2+ + 2e- 		 E0 = 2,37 V 
	 	 	Zn2+ + 2e- Zn E0 = - 0,76 V
É possível calcular a seguinte reação global:
Mg + Zn2+ Mg2+ + Zn 	 E0 = 1,61 V
A reação ocorre mesmo que discretamente, por causa de seu potencial positivo e, consequentemente, sua energia de Gibbs negativa, como segue:
			ΔG = -310,68 kJ
Na solução de nitrato de magnésio (Mg(NO3)2 0,1mol/L), não houve reação, ou não pode-se observar considerável alteração das características físicas do grão de metal, pois o potencial de redução é o mesmo entre ambos, como pode-se observar:
			Mg Mg2+ + 2e- 		 E0 = 2,37 V 
Mg2+ + 2e- Mg 		 E0 = - 2,37 V 
Sendo assim, a energia de Gibbs é nula, o que comprova que a reação não ocorre.
Solução de água e ácido clorídrico (HCl), observa-se vigorosa reação com um moderado aquecimento, indicando ser uma reação exotérmica, além de forte borbulha e um pouco de fumaça, ou seja, houve liberação de hidrogênio e cloro como se pode observar na reação abaixo:
Solução de água e ácido nítrico (HNO3), pode-se observar forte reação com elevado aquecimento, indicando ser uma reação exotérmica, havendo também desprendimento de gás hidrogênio.
As reações descritas são de oxirredução, onde o magnésio é o oxidado em todas as situações (agente redutor). Assim a partir da observação das reações pode-se estabelecer uma ordem ou tendência a ser redução (potencial de redução) das substâncias conforme a velocidade a qual a reação ocorreu, estabelecendo a seguinte ordem:
Mg < Zn < H < Cu
Analisando-se as reações pode-se observar que estas estão diretamente ligadas a nobreza do metal. O cobre (elemento mais nobre) possui o potencial de redução superior aos outros três elementos. O zinco é o segundo mais nobre, superior ao magnésio porem inferior ao cobre, o ácido clorídrico e ao ácido nítrico. O magnésio é o menos nobre de todos, não reagindo apenas em meio a sua própria solução, o que segue as tendências da literatura. Quanto mais nobre o metal menor seu potencial de redução e menor a sua reatividade. Entre os ácidos utilizados a reação entre ácido clorídrico liberou hidrogênio assim como na reação com ácido nítrico, porem esse não tende a liberar seu próton (hidrogênio) em reações com metais, somente magnésio, manganês e cálcio reagem com ácido nítrico diluído a frio liberando hidrogênio.
- Cobre Metálico
Na solução de sulfato de cobre (CuSO4 0,1 mol/L) não houve reação, ou não pode-se observar considerável alteração das características físicas do grão de metal, pois o potencial de redução dos componentes é o mesmo.
	Na solução de sulfato de zinco (ZnSO4 0,1 mol/L) não há reação porque o potencial de oxidação do cobre é menor que o potencial de redução do zinco, dessa forma o cobre tende a ficar na forma de metal.
	Por fim, o que ocorre na solução de nitrato de magnésio (Mg(NO3)2 0,1 mol/L) é análogo ao ocorrido na solução de sulfato de zinco.
- Zinco Metálico
	Na solução de sulfato de cobre (CuSO4 0,1 mol/L) o zinco perde elétrons (oxida) e o cobre ganha elétrons (reduz), a reação é espontânea e pode ser observada uma mudança na característica da mistura.
	Já na solução de sulfato de zinco (ZnSO4 0,1 mol/L) não ocorre reação porque o zinco em solução e o zinco metálico apresentam os mesmos potenciais de redução e oxidação.
	Por fim, na solução de nitrato de magnésio (Mg(NO3)2 0,1 mol/L) o ocorrido é análogo ao tubo de ensaio correspondente à solução de sulfato de cobre.
Parte II
Montou-se uma célula galvânica e mediu-se a diferença de potenciais entre os terminais AB, que foi de 1,07V. Nesse processo ocorreu a migração do íon cobre para o eletrodo de cobre para neutralizar o excesso de cargas negativas e da mesma forma no outro eletrodo o zinco migra para a solução neutralizando o excesso de cargas positivas, ou seja, os elétrons migram do eletrodo de zinco para o de cobre, ocorrendo as seguintes reações:
Assim foi possível observar uma perca de peso da placa de zinco (corrosão) e um aumento do peso da placa de cobre (deposição). Comparando o valor teórico padrão com o valor medido pode-se calcular a porcentagem de erro relativo, segunda a formula a baixo, que foi de 2,72%. 
O erro foi baixo, justificado por possíveis falhas que podem ter ocorrido no preparo das soluções ou da ponte salina, ou ainda desgastes dos materiais.
Parte III
Para essa etapa associou-se elementos galvânicos em série, obtiveram-se os seguintes resultados:
	Terminais
	Tensão (V)
	Erro relativo (%)
	A-B
	1,07
	2,72
	C-D
	1,07
	2,72
	A-D
	1,57
	28,63
Os pontos A-B caracterizam-se por uma célula galvânica simples, as reações esperadas são as mesmas da etapa anterior, assim como a diferença de potencial entre os terminais, isso também vale para os terminais C-D. Já os terminais A-D caracterizam-se por uma associação em série de células galvânicas, e a diferença de potenciais é a soma dos potenciais das duas células. 
O erro calculado foi relativamente alto por conta de erros experimentais, o principal deles foi a entrada de solução na ponte de salina, já que esta não foi corretamente vedada.
Para a associação em série em oposição, o valor do potencial é a mesmo do que o calculado acima, porém com inversão de sinal, ou seja, -1,57 V. Isto se deve apenas ao fato da inversão de polos.
CONCLUSÃO
Os objetivos da prática, estudar as reações redox através da comparação de alguns metais e medir a diferença de potencial de células galvânicas, foram atingidos. Ao reagir os metais com as soluções salinas pode-se observar que o comportamento obtido foi o esperado e nas soluções ácidas observou-se o impacto de reações laterais. Na parte referente às pilhas galvânicas, foi possível verificar como se estabelece a corrente elétrica entre os eletrodos, além de se verificar na prática os valores fornecidos pela teoriapara as diferenças de potenciais entre células galvânicas e em associações de elementos.
REFERÊNCIAS
ATKINS, P. W.; DE PAULA, J. Físico-Química. Vol. 1. 8ª Edição. Rio de Janeiro, RJ, Editora LTC, 2008, p. 3-8.
BALL, D. W.; Physical Chemistry. 1ª Edição. Editora Cengage Learning, 2002, p. 6-7.
CASTELLAN, G. Fundamentos de Físico-Química. 1ª Edição. Rio de Janeiro, RJ, Editora LTC, 1986, p. 4-18.
EBBING, D.; GAMMON, S. D. General Chemistry. 8ª Edição. Houghton Mifflin Company, 2008, p. 192.
BRESCIA, F. Fundamentals of Chemistry: Laboratory Studies. 3ª Edição. Academic Press Inc., 1975, p. 75-77.
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