LÁBORATORIO DE QUIMICA APLICADA (PILHA DE DANIELL)

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UNIP – UNIVERSIDADE PAULISTA
ICET - Instituto de Ciências Exatas e Tecnologia
SÃO JOSÉ DO rIO PRETO
PILHA DE DANIELL
DICENTES:
JULIO CESAR GOMES DA SILVA - RA: B650DI-0
LEANDRO EUGENIO SEGATO RA: B4964D-3
JOÃO KAIQUE TOMAZ DOS SANTOS – RA: B44GAF-4
JORGE H. RODRIGUES – RA: B67423-7
DOCENTE:
Prof.ª DANIELA MARIA DE SOUZA
TURMA:
EM5PQ28
PERIDO:
NOITE
SÃO JOSÉ DO RIO PRETO
2015
HISTORIA DE JOHN FREDERIC DANIELL.
Químico britânico nascido em Londres no dia 12 de março de 1790, e falecido na mesma cidade no de 13 de março de 1845. Sua invenção mais conhecida levou seu nome à pilha de Daniell.
Filho de um advogado de Londres teve sua educação feita em aulas particulares. Em 1820 fez sua primeira descoberta, inventando o higrômetro que era utilizado para medir a umidade. Em 1823 publicou suas teorias sobre os movimentos da atmosfera e ventos. Em 1824 começou um trabalha com Michael Faraday, no mesmo ano foi eleito direto na companhia de gás imperial, por causa de suas invenções e também sua grande influência. Já como diretor impulsionou a produção de eletricidade a gás na Alemanha e França, processo que foi inventado por ele e utilizado por um bom tempo em Nova York. Em 1827 ele ajudou a estabelecer a sociedade para difusão do conhecimento útil, e dois anos depois renunciou seu posto de diretor na companhia de gás imperial.
Em 1830 John Frederic Daniell inventou um pirômetro para medir a temperatura do forno e configurar um barômetro na sede da Royal Society, onde foi feito numerosos estudos.
Em 1831 ele se tornou o primeiro professor de química na recém-criada faculdade do Rei, onde exerceu a profissão até a sua morte em 1845.
De 1835 até 1844 ele ensinou química na academia militar da companhia das índias orientais.
Sua principal invenção foi em 1836 devido ao crescimento do uso do telegrafo, se tornou necessário à invenção de uma fonte durável e de fluxo constante. Sua invenção foi à pilha de Daniell, nesta época já se utilizavam a pilha de volta que também era um grande inventor da época, mas sua pilha apresentou grandes vantagens em relação à pilha criada por volta. Neste mesmo ano ele recebeu a medalha do Copley da royal society.
Sua morte ocorreu aos 55 anos por conta de um acidente vascular cerebral durante uma reunião do conselho Royal Society, onde ele era responsável pelas relações internacionais desde 1939.
As suas publicações incluem: Um catalogo descritivo dos espécimes geológicos britânicos depositados na coleção do Royal instituto (Londres 1816); Em um novo higrômetro (Londres 1820); Ensaios e observações meteorológicas (Londres 1823); Ensaios sobre clima artificial considerada em suas aplicações à horticultura (1824); Química (Londres 1829 – 1838); Combinações voltaicas (Londres 1836); Uma introdução ao estudo da filosofia química (Londres 1839); Sobre a evolução espontânea do hidrogênio sulpheretted nas aguas da costa ocidental da África (Londres 1841).
 O QUE É PILHA DE DANIELL.
A tensão de pilhas antigas depende da superfície de contato entre placa e solução. No ano de 1836, o químico britânico John Daniell construiu uma pilha diferente através da ligação de uma placa de zinco com outra de cobre através de um fio. Os metais estavam mergulhados em soluções de seus respectivos cátions, e entre as soluções ele colocou uma ponte salina, que é preenchida com solução saturada de um sal. No experimento, os íons presentes na ponte salina migram para as soluções conforme a necessidade, enquanto os íons positivos migram para a solução que começa a ter excesso de íons negativos e vice-versa, o que mantém as soluções neutras. Para formular a experiência, em geral o sal utilizado é o cloreto de potássio (KCl) ou o nitrato de sódio (NaNO3). Para confirmar que havia passagem de corrente elétrica na pilha, uma lâmpada era acesa, comprovando como a energia química pode ser aproveitada como energia elétrica.
As placas metálicas descritas são os eletrodos, ânodo e cátodo, locais onde ocorrerão as reações de oxidação e redução, respectivamente. Somando-se as reações de oxidação e de redução, denominadas semirreações, obtemos a reação global da pilha, que é a reação de oxirredução que dá origem a corrente elétrica. Adicionalmente, as soluções constituem-se meios para reagentes e produtos das reações.
 As reações 
As semirreações da pilha podem ser identificadas na tabela de potenciais-padrão de redução. Como o cobre, vide tabela, possui maior tendência a reduzir (maior EoRed), o cobre será o elemento que sofrerá redução, no cátodo. No ânodo acontecerá a reação de oxidação do Zn.
Cátodo (+): Cu2+(aq)+2e− → Cu0(s)(eletrodo de Cu)
Ânodo (-): Zn0(s)→ Zn2+(aq)+2e−(eletrodo de Zn)
 Funcionamento
Ao longo da reação, os íons Cu2+ se depositam na superfície da placa de Cu (eletrodeposição) de acordo com a reação de redução do cobre e átomos de Zn saem da placa de Zn (corrosão) para a solução na forma de íons Zn2+. Desta forma, a solução de zinco se torna cada vez mais concentrada em íons Zn2+ e a solução de Cu se torna mais diluída de íons Cu2+(e mais concentrada de íons SO2−4). Assim, para manter a eletro neutralidade do sistema, íons SO2−4 e Na+ difundem-se pela ponte salina para as soluções com cargas opostas às suas.  Adicionalmente, os elétrons saem do ânodo em direção ao cátodo.
 Reação global
Para obter a reação global, devem-se somar as semirreações. Porém, é necessário, antes, igualar o número de elétrons para que eles não apareçam na equação final.  
No caso em estudo, o número de elétrons já é igual, portanto, devemos apenas somá-las.
Cu2+(aq)+/2e−→ Cu0(s) (semirreações)
+  Zn0(s) → Zn2+(aq)+/2e−
Zn0(s)+Cu2+(aq)→ Cu0(s)+Zn2+(aq) (reação global)
 Calculo da força eletromotriz
A força eletromotriz da pilha é calculada somando-se o potencial padrão de oxidação da semirreação de oxidação com o potencial padrão de redução da semirreação de redução. 
FEM=EoRed+EOOxi=+0,34+(+0,76)=1,1V
Representação de uma pilha
De acordo com a IUPAC (União Internacional de Química Pura e Aplicada), a pilha deve ser representada da forma indicada: Zn(s)/Zn2+(aq)//Cu2+(aq)/Cu(s). Onde “//” representa a ponte salina que divide os eletrodos, “/” indica diferença de fase entre reagente e produto da semirreação. Na esquerda, representa-se o ânodo (oxidação) e, na direita, o cátodo (redução).
TABELA PERIODICA
TABELA DE POTENCIAIS-PADRÃO DE REDUÇÃO.
	
	
POTENCIAIS-PADRÃO DE ELETRODO
	
	
	Potenciais de oxidação 
	
	
	
	Potenciais de redução
	
	em volts
	
	
	
	(E°)em volts
	
	+ 3,04
	e- + Li+
	
	Li
	- 3,04
	
	+ 2,92
	e- + K+
	
	K
	- 2,92
	
	+ 2,90
	2e- + Ba2+
	
	Ba
	- 2,90
	
	+ 2,87
	2e- + Ca2+
	
	Ca
	- 2,87
	
	+ 2,71
	e- + Na+
	
	Na
	- 2,71
	
	+ 2,36
	2e- + Mg2+
	
	Mg
	- 2,36
	
	+ 1,66
	3e- + Al 3+
	
	Al
	- 1,66
	
	+ 1,18
	2e- + Mn2+
	
	Mn
	- 1,18
	
	+ 0,76
	2e- + Zn2+
	
	Zn
	- 0,76
	
	+ 0,74
	3e- + Cr 3+
	
	Cr
	- 0,74
	
	+ 0,48
	2e- + S
	
	S2-
	- 0,48
	
	+ 0,44
	2e- + Fe 2+
	
	Fe
	- 0,44
	
	+ 0,41
	e- + Cr 3+
	
	Cr2+
	- 0,41
	
	+ 0,28
	2e- + Co2+
	
	Co
	- 0,28
	
	+ 0,25
	2e- + Ni2+
	
	Ni
	- 0,25
	
	+ 0,14
	2e- + Sn2+
	
	Sn
	- 0,14
	
	+ 0,13
	2e- + Pb2+
	
	Pb
	- 0,13
	
	0,00
	2e- + 2H+
	
	H2
	0,00
	
	- 0,14
	2e- + 2H++ S
	
	H2S
	+ 0,14
	
	- 0,15
	2e- + Sn4+
	
	Sn2+
	+ 0,15
	
	- 0,34
	2e- + Cu2+
	
	Cu
	+ 0,34
	
	- 0,40
	2e- + H2O+ + 1/2 O2
	
	2 OH-
	+ 0,40
	
	- 0,52
	e- + Cu+
	
	Cu
	+ 0,52
	
	- 0,54
	2e- + I2
	
	2 I -
	+ 0,54
	
	- 0,68
	2e- + 2H+ + O2
	
	H2O2
	+ 0,68
	
	- 0,77
	e- + Fe3+
	
	Fe2+
	+ 0,77
	
	- 0,80
	e- + Ag+
	
	Ag
	+ 0,80
	
	- 0,80
	2e- + 4H+ + 2NO3-
	
	2H2O + 2 NO2
	+ 0,80
	
	- 0,85
	2e- + Hg2+
	
	Hg
	+ 0,85
	
	-0,96
	3e- + 4H+ + NO3-
	
	2H2O + NO
	+ 0,96
	
	-1,07
	2e- + Br2
	
	2 Br -
	+ 1,07
	
	-1,336e- + 14H+ + CrO7-
	
	2 Cr 3+ + 7H2O
	+ 1,33
	
	-1,36
	2e- + Cl2
	
	2 Cl -
	+ 1,36
	
	-1,50
	3e- + Au3+
	
	Au
	+ 1,50
	
	-1,51
	5e- + 8H+ + MnO4 -
	
	Mn2+ + 4H2O
	+ 1,51
	
	-1,78
	2e- + 2H+ + H2O2
	
	2H2O
	+ 1,78
	
PROCEDIMENTOS.
Material 
ALGODÃO
PIPETE
BEQUER
BARRA DE COBRE 
BARRA DE ZINCO
TUBO EM “U”
Compostos 
 Água destilada. 
 Placa de cobre. 
 Placa de zinco. 
 Sulfato de cobre. 
 Sulfato de zinco. 
 Cloreto de sódio.
Procedimento 
 1. Durante a execução desta experiência deves proteger as mãos com umas luvas e os olhos com uns óculos. 
 2. Começa por preparar uma solução aquosa de cloreto de sódio para a ponte salina. 
 3. Deita a solução aquosa de água e sal no tubo de borracha e encerra as extremidades com algodão. (o algodão deve ser colocado de maneira a impedir que a solução de NaCl saia. No tubo não deve ser visível qualquer bolha de ar. Caso exista a performance da ponte salina pode ser seriamente prejudicada) 
 4. Enche 2/3 do volume total dos copos com água destilada. 
 5. Deita uma colher de sulfato de cobre no primeiro copo e uma colher de sulfato de zinco no segundo. Mistura bem as soluções. 
 6. Utilizando um fio condutor com crocodilos nas extremidades, une o eléctrodo de zinco ao fio preto (COM) do voltímetro. 
 7. Com o outro fio, une o fio vermelho do voltímetro ao eléctrodo de cobre. 
 8. Mergulha cada uma das extremidades da ponte salina nas soluções de sulfato de zinco e sulfato de cobre. (o sistema não funciona se a ponte salina não estiver bem mergulhada) 
 9. Mergulha o eléctrodo de zinco na solução de sulfato de zinco. (cuidado com manuseamento do sulfato de zinco porque este é nocivo) 
 10. Mergulha o eléctrodo de cobre na solução de sulfato de cobre. (podes verificar que o voltímetro passa a apresentar uma diferença de potencial próxima de 1,1 V)
REFERENCIAS BIBLIOGRAFICAS.
http://www.mcnbiografias.com/app-bio/do/show?key=daniell-john-frederic	
http://educacao.globo.com/quimica/assunto/eletroquimica/pilhas.html
http://quimicasemsegredos.com/documents/Teoria/eletroquimica-pilhas.pdf