relatorio eletroquimica

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Universidade Estadual do Sudoeste da Bahia – Campus Jequié
Departamento de Química e Exatas - DQE
Disciplina: Química Geral e Experimental II – Bacharelado em Química
Professor: Cleber Galvão Novaes
Alunos: Leone Azevedo, Talita Muniz
Atividade: Aula prática Data: 14.09.2015
VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL DA EQUAÇÃO DE NERNST E CONSTRUÇÃO DE PILHAS DE LIMÃO E BATATA
Relatório de aula prática apresentado à disciplina de Química Geral e Experimental II, ministrada pelo professor Cleber Galvão, como avaliação parcial do I semestre - 2015.
Jequié – Bahia
Setembro – 2015 
1. RESULTADOS E DISCUSSÃO
1.1 – Verificação Experimental da Equação de Nernst
		Ao montar as células eletroquímicas, foram medida as tensões elétricas das pilhas usando um multímetro em função das concentrações de Zn2+ e de Cu2+ como mostrado na figura 1 abaixo.
Figura 1: Célula eletroquímica de zinco e cobre.
Fonte: disponível em <http://www.soq.com.br/conteudos/em/eletroquimica/index_clip_image024.jpg> acesso em 04/10/2015
		Os valores obtidos foram usados para montar a tabela 1, onde foi montado combinações das soluções com diferentes concentrações molares. Os béqueres 1 e 4 continham ZnSO4 e CuSO4 em solução a 0,1 mol L-1, nos béqueres 2 e 5 as mesmas soluções a 0,01 mol L-1 e nos béqueres 3 e 6 soluções a 0,001 mol L-1.
Tabela 1 – Combinação das soluções de ZnSO4 e de CuSO4 para a construção das pilhas
	Solução
	Combinação das soluções
	ZnSO4
	1
	1
	1
	2
	2
	2
	3
	3
	3
	CuSO4
	4
	5
	6
	4
	5
	6
	4
	5
	6
	∆E(V)(Exp.)
	1,01 V
	1,10 V
	1,01 V
	1,02 V
	0,99 V
	0,95 V
	0,99 V
	0,94 V
	0,93 V
	∆E(V)(Tab.)
	1,10 V
	1,07 V
	1,04 V
	1,13 V
	1,10 V
	1,07 V
	1,16 V
	1,13 V
	1,10 V
∆E(V)(Exp.) é o valor obtido ao medir o potencial elétrico com o multímetro e ∆E(V)(Tab.) é o valor calculado utilizando a equação de Nernst que mede a variação da energia livre com a concentração.
∆G = ∆Gº + RT ln Q
		Na reação ocorre à oxidação do Zn metálico e a redução dos íons de Cu2+ como mostra a equação abaixo.
Zn(s) + Cu2+(aq. 1 mol L-1) → Zn2+(aq. 1 mol L-1) + Cu(s) 
		Através da semi-reação de cada um dos eletrodos podemos obter o valor do potencial padrão da reação acima ∆Eº.
Semi-reação
Oxidação: Znº(s) Zn2+(aq) + 2 e- Eº = - 0,76 V
Redução: Cu2+(aq) + 2 e- Cuº(s) Eº = + 0,34 V
 Znº(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cuº(s) ∆Eº = +1,10 V
Calculando a diferença dos potenciais padrões de redução e oxidação se obtém a equação abaixo.
Eº cel. = Eºred.(cátodo) – Eº oxid. (ânodo)
Eºcel. = (+ 0,34 V) – (- 0,76 V)
Eºcel. = 0,34 V + 0,76 V
Eºcel. = + 1,10 V 
		O zinco metálico é oxidado no processo, perdendo elétrons e se tornando íons. Á medida que os elétrons deixam o metal e passam para o circuito externo (ponte de salina) os íons se dissolvem na solução aquosa. O eletrodo de zinco é chamado de ânodo, onde ocorre a oxidação.
		Os eletrodos de zinco e cobre foram ligados entre si por um circuito externo, ocorrendo a passagem de elétrons através da ponte de salina, do eletrodo de zinco para o eletrodo de cobre em cuja superfície foram recebidos pelos íons de Cu2+. Estes íons são reduzidos e os átomos de cobre resultantes se depositam sobre a superfície do eletrodo de cobre, em um processo chamado eletrodeposição. O eletrodo de cobre é denominado cátodo e é onde ocorre a redução. Como mostrado na figura abaixo. [1]
Figura 2: Passagem de elétrons.
Fonte: disponível em <http://www.brasilescola.com/upload/conteudo/images/pilha%20de%20daniell.jpg> acesso em 04/10/2015
Acima tem a equação global da pilha de Daniell, obtida a partir da soma das duas semi-reações. Sua representação segue a regra mostrada na figura 3.
Figura 3: Notação química de pilhas
Fonte: disponível em <http://www.brasilescola.com/upload/conteudo/images/representacao%20de%20pilhas.jpg> acesso em 04/10/2015
		Para calcular o potencial de eletrodo para concentrações diferentes das condições padrões usa-se a equação de Nernst, onde:
		A partir dos valores obtidos utilizando a equação de Nernst, pode-se perceber uma diferença dos valores medidos com o multímetro. As 3 primeiras combinações de pilhas da tabela 1 teve uma grande diferença de potencial da célula. Diferente das outras que seguiram um padrão de decrescimento da energia, pois ao diminuirmos ou aumentarmos as concentrações dos reagentes ou produtos em uma reação química, nós afetamos o seu equilíbrio, como afirma o princípio Le Chatelier. Assim, afetando o potencial elétrico da pilha.
		Ao calcular o erro potencial das células com os valores observados experimentalmente temos a tabela 2 abaixo.
Tabela 2: Erro potencial das pilhas.
	Combinação das células
	Sistema
	Erro
	
1 e 4
	1,10 V = 100%
1,01 V = x
X = 91,8%
	
100% - 91,8% = 8,2 %
	
1 e 5
	1,07 V = 100%
1,10 V = x
X = 102,8 %
	
100% - 102,8% = - 2,8%
	
1 e 6
	1,04 V = 100%
1,01 V = x
X = 97,1%
	
100% - 97,1% = 2,9 %
	
2 e 4
	1,13 V = 100%
1,02 V = x
X = 89,3%
	
100% - 89,3% = 10,7%
	
2 e 5
	1,10 V = 100%
0,99 V = x
X = 90%
	
100% - 90% = 10 %
	
2 e 6
	1,07 V = 100%
0,95 V = x
X = 88,7%
	
100% - 88,7% = 11,3 %
	
3 e 4
	1,16 V = 100%
0,99 V = x
X = 85,3%
	
100% - 85,3% = 14,7 %
	
3 e 5
	1,13 V = 100%
0,94 V = x
X = 83,1%
	
100% - 83,1% = 16,9 %
	
3 e 6
	1,10 V = 100%
0,93 V = x
X = 84,5%
	
100% - 84,5% = 15,5 %
		Os erros podem ocorrer por causa da qualidade dos reagentes, oxidação presente nas placas de zinco e cobre, mau contato dos eletrodos e o uso de uma ponte de salina alternativa.
		Utilizando os dados da tabela 1, foi construído o gráfico 1 que relaciona o log [Zn2+] / [Cu2+] versus ∆E°.
Gráfico 1: Log [Zn2+] / [Cu2+] versus ∆E°.
No gráfico nota-se que ao diminuirmos a quantidade da concentração molar do Cu2+ no eletrodo, a tendência do potencial de energia é diminuir.	
Quando uma célula voltaica produz corrente elétrica, as concentrações de reagentes diminuem e as concentrações de produtos aumentam. A voltagem da célula também varia; à medida que os reagentes são convertidos em produtos, o valor de Ecélula diminui. No final, o potencial da célula chega à zero, não há mais reação, e o equilíbrio foi atingido. [3]
E = E° - (RT/nF) ln Q
		Essencialmente, a equação de Nernst “corrige” o potencial padrão E° para concentrações fora das condições padrão a 298 K. [3]
		A célula eletroquímica é um dispositivo que utiliza reações de óxido-redução para produzir a conversão de energia química e elétrica. Existem dois tipos de células eletroquímicas: as células galvânicas, nas quais energia química é convertida em energia elétrica e as células eletrolíticas, nas quais energia elétrica é convertida em energia química. A diferença de potencial elétrico de uma célula eletroquímica é o número, medido em volts, que indica a tendência do processo ocorrer. Quando esse potencial é maior que 0, a reação é espontânea. [1]
1.2 – Montando a Pilha de Daniell
 		Utilizando somente as soluções nos béqueres 3 e 6, montou duas células eletroquímicas e utilizando o multímetro foi determinado a diferença de potencial elétrico entre as semi-células. Após isso as duas pilhas foram conectadas (com o catodo de uma ligada ao anodo da outra) e a tensão produzida foi medida Resultado pode ser visto na tabela 3:
Tabela 3: Usando a pilha de Daniell.
	Célula 1
	Célula 2
	Potencial obtido
	Potencial esperado
	1,03 V
	1,01 V
	2,03 V
	2,04 V
		Ao somar as duas células percebeu-se que o potencial aumenta. A parede porosa tem função manter constante a concentração de íons positivos e negativos, durante o funcionamento da pilha. Ela permite a passagem de cátions em excesso em direção ao cátodo e à passagem dos ânions em direção ao ânodo. Atravessando a parede porosa, os íons em constante migração estabelecem o circuito interno da pilha. [2]
		A função daponte de salina é separar fisicamente os compartimentos eletródicos, provê a continuidade elétrica na célula e reduzir o potencial de junção líquida, uma diferença de potencial produzida quando duas soluções diferentes são postas em contato entre si. Esta diferença se origina pelo fato do ânion e do cátion migrarem através da região de contato ou junção líquida, com velocidades diferentes. Se o ânion e o cátion na ponte de salina migrar com velocidades praticamente iguais, o potencial de junção líquida é minimizado e isto simplifica a interpretação da medida de tensão de uma pilha. [1]
1.3 – Montando a pilha de limão.
		Ao conectar os limões ao eletrodo de cobre e ao grampo, pode-se observar utilizando o multímetro o potencial elétrico da pilha, o resultado pode ser visto na tabela 4:
Tabela 4: Pilhas de limão
	
	Limão 1
	Limão 2
	Limão 3
	Limão 4
	L1+L2
	L1+L2+L3
	L1+L2+L4
	L1+L2+L3+L4
	Valor obtido
	0,91 V
	0,96 V
	0,92 V
	0,98 V
	1,82 V
	2,68 V
	2,72 V
	3,58 V
	Valor esperado
	
	
	
	
	1,87 V
	2,79 V
	2,85 V
	3,77 V
		Uma célula eletroquímica pode ser construída inserindo elétrodos em praticamente qualquer material condutor, como, por exemplo, o limão usado. Nesse caso o limão foi à própria de salina, por conter íons livres no seu interior ácido, pode fazer o transporte dos elétrons de um eletrodo para o outro.
1.4 – Montando a pilha de batata.
		Conectando as batatas aos eletrodos de cobre e ao grampo, foi medida a tensão produzida. O resultado está apresentado na tabela 5:
Tabela 5: Pilha de batata
	
	Batata 1
	Batata 2
	Batata 3
	B1+B2
	B1+B3
	B1+B2+B3
	B2+B3
	Valor obtido
	0,85 V
	0,82 V
	0,75 V
	1,67 V
	1,62 V
	2,39 V
	1,56 V
	Valor esperado
	
	
	
	1,67 V
	1,60 V
	2,42 V
	1,57 V
		Ao ligar os elétrodos da pilha em uma calculadora. O fio que veio do fio de cobre da batata foi ligado ao pólo positivo da calculadora e o fio que veio do grampo de zinco da batata foi ligado ao pólo negativo da calculadora. Ao ligar a calculadora, à mesma funcionou perfeitamente.
		Ao unirmos os elétrodos do limão e da batata foi formado um sistema fechado que consiste em uma ou mais células voltaicas. Uma pilha é uma fonte de energia eletroquímica, onde produz uma voltagem através da soma das forças eletromotriz das pilhas individuais. Por exemplo, cada limão ou batata usado para criar a pilha contribuiu com uma quantidade de energia individual, que quando somados formou uma carga muito maior, que foi capaz de ligar a calculadora. 
		As pilhas são classificadas como primárias e secundárias. As pilhas primárias utilizam reações redox que não podem ser retornadas a seu estado original por meio de recarga; portanto quando os reagentes forem consumidos, a bateria “acaba” e tem que ser descartada. Pilhas secundárias são frequentemente chamadas de baterias de armazenamento ou baterias de recarregáveis. As reações nessas baterias podem ser revertidas; a bateria pode ser recarregada. [3]
		Para ligar um aparelho eletrônico que requer uma fonte elétrica de 7,5 V é necessário o uso de varias células voltaicas somadas, pois com a soma de todas as cargas juntas pode chegar ao valor necessário de Volts para ligar o aparelho. Dependendo dos reagentes usados, uma única cela voltaica dificilmente conseguiria essa carga sozinha.
Panelas de alumínio são muito utilizadas no cozimento de alimentos. Os potenciais de redução (Eº) indicam ser possível a reação deste metal com água. A não ocorrência dessa reação é atribuída a presença de uma camada aderente e protetora de óxido de alumínio formada na reação do metal com o oxigênio do ar. Onde a reação pode ser vista abaixo.
4Aℓ(s) + 3O2(g) → 2Aℓ2O3(s) camada protetora
O óxido de alumínio é uma substância resistente à ação da água e impermeável ao oxigênio, protegendo o metal. Quando a camada é retirada por qualquer procedimento, ela se forma novamente.
 
 2 Al°(s) → 2 Al3+(aq.) + 6 e- Eº = + 1,66 V
 6H2O(ℓ) + 6 ℮- → H2(g) + 2OH−(aq) Eº = −0,83 V
2 Al°(s) + 6 H2O(ℓ) → 2 Al3+ + 3H2(g) + 6 OH- ∆Eº = + 0,83 V
A reação ocorre espontaneamente no sentido do valor positivo do ∆Eº, logo o alumínio reage com a água. 
2. CONCLUSÃO
		A eletroquímica é o campo da química que estuda as reações que produzem carga elétrica. Através dos experimentos pode-se perceber que as reações de transferência de elétrons geram uma carga elétrica e que o potencial dessas reações somadas, pode-se montar uma bateria. 
3. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
1. Brown, T L.; H. E.; Bursten, B. E; Burdge, J. R. Química, a ciência central, 9ª edição. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 
2. Russel, J. B. Química Geral, Vol. 1. 2ª edição, São Paulo; Makron Books, 1994.
3. KOTZ, John; TREICHEL, Paul; Química Geral II e reações químicas. Tradução da 5ª ed. Norte-americana , São Paulo : CEMGAGE learning, 2005. 
4. ANEXOS
Calculo de E, usando a equação de NERNST
1 e 4
1 e 5
1 e 6
2 e 4
2 e 5
2 e 6
3 e 4
3 e 5
3 e 6