Relatorio 5 Pilha de Daniell

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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 
 
 
 
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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; 
 
 
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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) 
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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. 
 
 
 
 
 
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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% 
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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.