Experimento 2 de Fisquim

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Universidade Federal de São Paulo
Campus Diadema
Experimento nº 2
Termodinâmica de pilhas e atividade de íons em soluções
Nome:Angela Lima RA: 113663
Nome: Monique Lopes da Silva RA: 113689
Nome: Paula Freitas Steinberg RA: 113691 
Data do experimento: 10/05/2017
Data de entrega: 17/05/2017
UC: Físico - Química
Professor: Ricardo Alexandre
Diadema / SP
2017
RESUMO
Cada elemento metálico tem um potencial elétrico característico. Esse potencial é o que permite aos elétrons livres migrarem de um íon metal para o outro elemento, desde que certas condições sejam fornecidas (MAHAN, 1986). Já a atividade é uma ferramenta importante para contabilizar os efeitos de soluções eletrolíticas sobre os equilíbrios químicos e, em função da grande interação que ocorre entre os íons em solução, o conceito de concentração se torna inadequado, sendo mais apropriado este termo, pois este conceito leva em consideração o coeficiente de atividade dos íons, que são muito bem estimados em soluções diluídas e tem valores compreendidos entre 0 e 1 (NASCIMENTO,2011). O valor encontrado para a atividade teórica do seguinte trabalho ficou próximo a 1 e com este experimento verificou-se que a temperatura interfere diretamente no potencial de células eletroquímicas.
 
PARTE EXPERIMENTAL
 
Em um béquer de 50mL adicionou-se 25 mL de solução de Cu(NO3)2 na concentração de 10-1M, e 25 mL de Zn(NO3)2 nas seguintes concentrações molares: 10-1M, 10-2M, 10-3M, 10-4M, 10-5M em diferentes béqueres. Montou-se a ponte salina utilizando-se de um pequeno tubo plástico preenchido completamente de solução 1 mol/L de NaNO3. Arqueou-se o tubo plástico como um U e amarrou-se com um elástico afim de permanecer na posição. Foram inseridos pequenos pedaços de algodão em cada extremidade do tubo plástico, e verificou-se a existência de bolhas (não deveria haver bolhas). Utilizou-se dois eletrodos acoplados a lâmina de Zinco e outro acoplado a uma de Cobre, para que fossem inseridos nas soluções, sendo respectivamente um na solução de Zn(NO3)2 e outro na solução de Cu(NO3)2 . Lixou-se cada lâmina e enxaguou-se muito bem com água destilada cada eletrodo. Inseriu-se uma extremidade da ponte salina na solução contendo Zn(NO3)2 e outra na solução de Cu(NO3)2 .Com os eletrodos imersos em seus respectivos béqueres,sendo um na solução de Cu(NO3)2 – concentração molar fixa, e alternando apenas os bequeres com a solução de Zn(NO3)2, iniciou-se a mensuração do potencial do menos concentrado para o mais concentrado. Lixou-se cada lâmina entre cada intervalo entre as mensurações. A tabela abaixo descreve as combinações, que foram feitas da menos concentração de Zn(NO3)2 até a maior.
Tabela 1: Concentrações das soluções presentes nas células eletroquímicas
	Zn(s)│Zn2+ (0,1 M)││Cu2+ (0,1M)│Cu(s)
	Zn(s)│Zn2+ (0,01 M)││Cu2+ (0,1M)│Cu(s)
	Zn(s)│Zn2+ (0,001 M)││Cu2+ (0,1M)│Cu(s)
	Zn(s)│Zn2+ (0,0001 M)││Cu2+ (0,1M)│Cu(s)
	Zn(s)│Zn2+ (10-5 M)││Cu2+ (0,1M)│Cu(s)
As soluções estavam à temperatura ambiente, que no dia era de 291 K. Com o uso de um multímetro, mediu-se o potencial das células nesta temperatura para cada concentração de Zn(NO3)2 . Repetiu-se todas etapas acima, entretanto, agora com os béqueres de solução de Zn(NO3)2 e de Cu(NO3)2 em banho maria a 323K, e mediu-se o potencial das células para cada concentração alternada de Zn(NO3)2.
 
RESULTADOS E DISCUSSÃO
 
Parte A: Verificação da Equação de Nernst para a pilha: 
 Zn (s) │Zn2+ (aq) ││ Cu+2 (aq) │ Cu (s)
 
Com as soluções à 291K, (soluções de Zn(NO3)2 e as soluções de Cu(SO3)2 com diferentes concentrações de acordo com a Tabela I), montou-se as células eletroquímicas, utilizando um eletrodo de zinco e um de cobre e uma ponte salina constituída de uma solução de 1 mol/L de NaNO3. Por fim, mediu-se o potencial das células, utilizando um multímetro. Utilizando a lei limite de Debye-Huckel, calcularam-se os valores de γ± e de atividade para as seguintes concentrações:
Tabela 2: Concentração das soluções que foram termostatizadas
Para demonstrar como os cálculos foram feitos, para a solução de Zn(NO3)2 0,1 M estão detalhados todos os passos abaixo:
Inicialmente encontrou-se o valor para a força iônica (I), sendo:
 (Equação 1)
Tornou-se necessário analisar a equação de dissociação do Zn(NO3)2:
Tabela 3: Molaridade e molalidade de Zn(NO3)2
	Espécies
	Zn(NO3)2
	Zn²+(aq)
	2NO3- (aq)
	Molaridade (mol/L)
	0,1
	0,1
	0,2
	Molalidade (mol/Kg)
	0,1
	0,1
	0,2
Aplicou-se a Equação 1:
 I = ½ (0,1 . 2² + 0,2 . 1²) = 0,3 mol/Kg
Em seguida calculou-se então o coeficiente de atividade médio(γ±):
 (Equação 2)
Aceitando-se que A = 0,509 e utilizando-se a Equação 2, encontrou-se o valor de γ±:
E, por fim, calculou-se a atividade, como a Equação 3:
 aj = yj . bj (Equação 3)
Onde yj é o coeficiente de atividade e bj é a molalidade da solução.
 aj = 0,28 . 0,1 = 0,028 
O mesmo procedimento para os cálculos para as outras concentrações presentes na Tabela 2.
Os valores encontrados para todas as concentrações foram os seguintes:
Tabela 4: Valores de força iônica, coeficiente de atividade de atividade médio e atividade de cada umas das soluções do experimento
	Concentração
	Força iônica
	y±
	a±
	Zn(NO3)2 0,1 M
	0,3
	0,28
	0,028
	Zn(NO3)2 0,01 M
	0,03
	0,67
	0,0067
	Zn(NO3)2 0,001 M
	0,003
	0,88
	8,79. 10 -4
	Zn(NO3)2 0,0001 M
	0,0003
	0,96
	9,6. 10 -5
	Zn(NO3)2 10-5M
	0,00003
	0,99
	9,9. 10 -6
	Cu(NO3)2 0,1 M
	0,3
	0,28
	0,028
	Cu(NO3)20,01 M
	0,03
	0,67
	0,0067
	Cu(NO3)20,001 M
	0,003
	0,88
	8,79. 10 -4
	Cu(NO3)20,0001 M
	0,0003
	0,96
	9,6. 10 -5
	Cu(NO3)2 10-5M
	0,00003
	0,99
	9,9. 10 -6
Segundo a teoria de Debye Huckel, para soluções ideais o coeficiente de atividade médio para se calcular a atividade é 1 e a molalidade é próxima de 0, e com os dados usados para construir a tabela acima, conseguimos chegar nesses resultados. Os valores de atividade encontrados foram satisfatórios e tem-se então que o comportamento destas soluções segue à estes valores de atividade, e não os valores teóricos de molalidade propostos.
Posteriormente, estimaram-se os valores de potencial previstos para cada célula eletroquímica através da equação de Nernst, utilizando-se os valores de concentração Econc e de atividade Eat. A fórmula a ser usada nesta parte do experimento é:
E= Eo – (RT/nF) lnQ (Equação 4)
Sendo : Eo é o potencial normal da pilha correspondente (-1,1V) R = 8,314 J K-1 mol-1; T = 298,2 K (25 °C); F = 96500 C mol-1; n é o número de mols de elétrons transferidos e Q é o quociente de reação.
Segue a tabela com os dados teóricos obtidos a partir da Equação 4:
Tabela 5: Valores teóricos encontrados para o potencial de cada pilha
	[Cu2+(aq)] (mol/L)
	[Zn2+ (aq)] (mol/L)
	Econcentração(V)
	Eatividade (V)
	0,1
	0,1
	1,10
	1,10
	0,1
	0,01
	1,13
	1,12
	0,1
	0,001
	1,16
	1,12
	0,1
	0,0001
	1,19
	1,17
	0,1
	0,00001
	1,21
	1,20
Não foi encontrado o valor teórico do coeficiente de atividade médio das soluções de nitrato de cobre e nitrato de zinco para que pudesse ser feita a razão entre eles.
Em seguida, o cálculo com os dados coletados no experimento foram feitos, como segue nas tabelas abaixo. As mesmas são referentes as medições feitas com as soluções em temperatura de 291K (18ºC) e 323K (50ºC). 
Tabela 6: Valores encontrados para os potenciais da pilha à 291K
	[Cu2+(aq)] (mol/L)
	[Zn2+ (aq)] (mol/L)
	Econcentração(V)
	Eatividade (V)
	Eexperimental (V)
	a[Cu(NO3)2]/ a[Zn(NO3)2]
	0,1
	0,1
	1,1
	-
	0,85
	-
	0,1
	0,01
	1,07
	-
	0,84
	-
	0,1
	0,001
	1,04
	-
	0,84
	-
	0,1
	0,0001
	1,01
	-
	0,82
	-
	0,1
	0,00001
	0,99
	-
	0,80
	-
Tabela 7: Valores encontradospara os potenciais da pilha a 323K
	[Cu2+(aq)] (mol/L)
	[Zn2+ (aq)] (mol/L)
	Econcentração(V)
	Eatividade (V)
	Eexperimental (V)
	a[Cu(NO3)2]/ a[Zn(NO3)2]
	0,1
	0,1
	1,1
	-
	0,82
	-
	0,1
	0,01
	1,07
	-
	0,84
	-
	0,1
	0,001
	1,04
	-
	0,85
	-
	0,1
	0,0001
	1,00
	-
	0,86
	-
	0,1
	0,00001
	0,97
	-
	0,88
	-
Não foi possível fazer o Eatividade nem a a razão entre os valores de atividade entre Cu(NO3)2 e de (Zn(NO3)2) da parte experimental, pois era necessário encontrar um valor de A ( para fazer o cálculo de y±) próprio para as temperaturas em que o experimento foi realizado.
CONCLUSÃO
Conclui-se que a temperatura interfere grandemente no potencial da pilha, pois com a temperatura a 291K o potencial diminuia com a diminuição da concentração de Zn em solução, e com o aumento da temperatura isso inverte-se, e o potencial aumentou com o passar da diminuição da concentração de Zn em solução. Infelizmente não foi possível fazer o cálculo da atividade experimental ( a±) para sabermos como a mesma se relaciona com a temperatura, pois sabe-se que presença de forte interação entre os íons em soluções eletrolíticas faz com que as propriedades termodinâmicas sejam diferentes das soluções não-eletrolíticas, isto é, soluções ideais têm certo afastamento em relação a este conceito e sendo assim, o cálculo da atividade dos solutos ou espécies presentes deve levar em consideração os desvios em relação ao comportamento ideal, corrigindo o valor da concentração das soluções. 
 
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
MAHAN, B. H. Química Um Curso Universitário. 2 ª ed., revisada. São Paulo: Editora Edgard Blücher Ltda, p.200-208, p.243-262, 1986.
NASCIMENTO, Marisa. Junior, C. S. Sousa Thermodynamic properties of ions in solution - activity calculation. Disponível em: < http://www.essentiaeditora.iff.edu.br/index.php/vertices/article/view/1809-2667.20110018> Acesso em 15 de maio de 2017.