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Universidade Federal de Itajubá Instituto de Física & Química – IFQ Química Experimental Laboratório 5: Eletroquímica: Célula Voltaica e Galvanoplastia Prof. Filiberto González Garcia - 31/10/2014 Nomes: Gustavo Junior Ferreira - FBA Matrícula: 31899 Rodolfo dos Santos Fonseca - FBA Matrícula: 31421 Alexandre Vilas Boas - FBA Matrícula: 30472 Turma: QUI 112- P4 Objetivo do laboratório: Observar a espontaneidade de reações de óxido-redução, montar a pilha de Daniell e reconhecer os produtos de uma eletrólise. Materiais usados no experimento: 1. – Fonte de Energia; 2. – Multímetro; 3. – Cronômetro; 4. – Eletrodo de cobre; 5. – Eletrodo de zinco; 6. – Tubo em U para ponte salina; 7. – Algodão; 8. – Béquer de 50ml (2); 9. – Béquer de 250 (2); 10. – Prendedores e condutores metálicos (fios de cobre) (2); 11. – Palha de Aço; 12. – Pinça metálica; 13. – Estufa; 14. – Lâmina de Latão; Experimento: Foi colocado em um béquer de 50mL, aproximadamente 40mL da solução de sulfato de cobre (II) 1,0 mol.L-1 , e em outro béquer a mesma quantidade da solução de sulfato de zinco (II) 1,0 mol.L-1, enchemos o tubo U com a solução saturada de KCl em seguida colocamos chumaço de algodão nas extremidades do tubo, tomando cuidado para não deixar bolhas de ar. Fechamos o circuito como na imagem a seguir: Ânodo (Zn -) Cátodo (Cu +) Ponte Salina (KCl) Atividade 1: Construção e Determinação do Potencial de uma Pilha de Daniell Valor Experimental do Potencial (V) = 0,976V Valor Experimental da Corrente (A) = 1,636A 1.2) A reação é espontânea? Explique: Sim, pois quando a variação de potencial da pilha é maior que zero a reação é espontânea. 1.3) Escreva as equações que ocorrem, no ânodo, cátodo e a equação geral do experimento. Ânodo: Zn0 Zn2+ + 2e- Cátodo: Cu2+ + 2e- Cu0 Reação Geral: Zn0 + Cu2+ Zn2+ + Cu0 1.4) Qual é a função da ponte salina na construção da pilha? Numa pilha há o ânodo ou pólo negativo de onde migram os elétrons em direção ao cátodo, ou pólo positivo. No caso apresentado, o ânodo é o zinco metálico (da placa - Zn0) e o cátodo, os cátions de cobre (Cu2+). Com o passar do tempo, essa transferência de elétrons fará com que ambas as soluções percam sua neutralidade elétrica, porque haverá excesso de íons, tornando as soluções instáveis e interrompendo precocemente o funcionamento da pilha. Assim, para eliminar esses excessos, usa-se a ponte salina ou uma placa de porcelana porosa, que permite a migração dos íons de uma solução para a outra. Desse modo, os íons permanecem em equilíbrio e a pilha continua funcionando. 1.5) Conhecendo o potencial padrão do zinco e o cobre, E0red = -0,76V e E 0 red = 0,34V respectivamente, calcule o valor teórico da diferença de potencial (ΔE0) da pilha (fem). Compare com o valor experimental. Calcule o Erro Absoluto e o Erro Relativo. Valor Teórico : ΔE0 = E0red (cátodo) - E 0 red (ânodo) = 0,34 - (- 0,76) = +1,10V Valor Experimental = +0,976V Erro Absoluto = +0,124V Erro Relativo = +0,127V Esse erro provavelmente ocorreu devido a impurezas encontradas nas soluções, a inexatidão nas medidas, o uso da mesma solução de cloreto de potássio para a preparação da ponte salina ou, até mesmo, pela oxidação do metal exposto ao ar (por isso se fez necessário o lixamento do metal por um pequeno pedaço de bombril). Isso justifica o erro observado em todas as pilhas montadas. Atividade 2: Eletrodeposição de metal Cobre (Galvanoplastia) Massa Inicial do Latão = 3,3481g Corrente Elétrica = 0,5A Massa Final do Latão = 3,3684g Tempo = 300s Solução Eletrolítica (CuSO4 . 5 H2O a 0,6 mol.L -1) Cu ( + ) Latão ( - ) 2.2) Classifique o banho ou célula eletrolítica e os eletrodos, utilizados na eletrodeposição de cobre. O banho ou célula eletrolítica é ígnea (eletrólito fundido), e os eletrodos são ativos (reagem durante o processo). 2.3) Escreva as equações que ocorrem, no ânodo, cátodo e a equação geral do experimento. Ânodo: Cu - 2e- Cu2+ Cátodo: Cu2+ + 2e- Cu Analisando o processo verifica-se que não ocorreu nenhuma reação química, apenas uma transferência de cobre do ânodo para o cátodo. Como no processo não ocorre a passagem das impurezas este tipo de eletrólise é utilizado para a purificação de metais como cobre e outros. O metal purificado obtido é de altíssima pureza. 2.4) A equação de Faraday abaixo relaciona a massa teórica que deve ser eletrotransformada mT (g) com a massa molar do íon eletrotransformado MM (g/mol), a corrente elétrica empregada i (A), o tempo de eletrólise t (s), a variação de elétrons na eletrotransformação (n), a constante de Faraday (F=96485 C/mol de elétrons) 𝑚𝑇 = 𝑀𝑀 ∗ 𝑖 ∗ 𝑡 𝑛𝐹 Calcule a massa teórica que deve ser eletrotransformada no experimento. A partir do valor experimental de massa obtida calcule o rendimento da eletrodeposição do cobre. MM = 31,75g i = 0,5A t = 300s F = 96485C/mol mt = 0,0493g 0,0493 – 100% 0,0203 - x x = rendimento = 41,17% Conclusão Podemos concluir com o experimento que os resultados obtidos permitiram aplicar e comprovar os conhecimentos prévios sobre a eletro química em ambas as partes experimentais, notou-se na atividade 1 uma reação só ocorre espontaneamente caso o potencial da reação tenha um valor positivo, também evidenciamos que o valor medido, experimentalmente, pelo multímetro chegou perto de 1,1V somente devido as impurezas e outros detalhes que não chegamos ao valor teórico. Na atividade 2 com a prática da eletrólise notou-se que a massa do latão cresceu com o banho eletrolítico, esse tipo de eletrólise é feita especialmente para purificação de metais. Com isso observou-se que o experimento atingiu seu objetivo de estudar a espontaneidade das reações de óxido-redução e reconhecer os produtos de uma eletrólise.
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