Relatorio ELETROQUIMICA

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FACULDADE BRASILEIRA
DISCIPLINA: LABORATÓRIO DE QUÍMICA II
CURSO: ENGENHARIA QUÍMICA
PROFESSORA: MIRELLA GONÇALVES DA FONSECA
RELATÓRIO DE AULA PRÁTICA Nº 05:
ELETROQUÍMICA: PILHAS GALVÂNICAS
EQU04MA. 
VITÓRIA
11/2017
INTRODUÇÃO
Eletroquímica é uma área da química que estuda as reações que produzem corrente elétrica através de reações chamadas de oxidação e redução. Também estuda as reações que ocorrem por intermédio do fornecimento de corrente elétrica, conhecidas como eletrólise. Essas reações podem ocorrer de duas formas que são fisicamente muito distintas. Em uma delas, a reação é desenvolvida colocando-se o oxidante e o redutor em contato direto, em um recipiente adequado. Na segunda forma, a reação é realizada em uma célula eletroquímica na qual os reagentes não estão em contato direto uns com os outros
Célula eletroquímica é um dispositivo no qual a corrente elétrica é gerada por uma reação química espontânea ou é usada para forçar a ocorrência de uma reação não espontânea. Uma célula galvânica (pilha ou cela eletroquímica) é uma célula eletroquímica na qual uma reação química espontânea é utilizada para gerar corrente elétrica.
A pilha ou célula eletroquímica é constituída de dois eletrodos no qual uma espécie é oxidada e cede elétrons, ao passo que o outro se reduz e recebe esses elétrons. Essa reação redox permite o fluxo de corrente elétrica através do circuito.
PILHA DE DANIELL
Em 1836, John Frederic Daniell criou um tipo de pilha usando zinco e cobre metálicos e soluções de sulfato de cobre e de zinco. Que é um dispositivo que transforma energia química em energia elétrica. Uma reação de oxi-redução é estabelecida, estando o oxidante e redutor separados em compartimentos diferentes, de modo que o redutor seja obrigado a ceder seus elétrons através de um fio ou circuito externo.
A pilha de daniell é constituída por duas semicélulas ou semicelas eletroquímicas. Onde a primeira é formada por uma placa de zinco metálico, que é imerso numa solução de sulfato de zinco ( ) em um béquer, e a segunda semicela é formada por uma placa de cobre metálico, que é imerso numa solução de sulfato de cobre () em outro béquer. Essas duas placas são interligadas por um fio de cobre condutor. Além disso, as duas soluções são conectadas por um tubo em formato de “U” que contém uma solução eletrolítica, tipo NaCl, KCl (o mais utilizado) ou , isto é, uma ponte salina, que é vedado por material poroso ou gelatinoso.
A função da ponte salina é permitir a migração de íons de uma solução para a outra, de modo que o número de íons positivos e negativos na solução de cada eletrodo permaneça em equilíbrio, prolongando o funcionamento da pilha por mais tempo.
Representação da pilha de Daniell
(Fonte: Quimica Geral, J. B. Russel, Vol 2 )
A placa de zinco é o polo negativo da pilha, onde ocorre a oxidação, sendo denominado de ânodo, e a placa de cobre é o polo positivo da pilha, onde ocorre a redução, sendo denominado de cátodo.
Ânodo: ↔ + 
Cátodo: + ↔ 
Célula: + ↔ + 
 A representação da pilha de Daniell é feita da seguinte forma:
/ // / 
PONTECIAL ELETRICO 
É uma medida do fluxo de elétrons da célula galvânica, a unidade no SI para o potencial de célula é o volt (V). Os potencias são medidos com voltímetros eletrônicos. 
Formula do Potencial :
Os potenciais padrões correspondentes às duas pilhas que foram construídas no experimento são : 
Pilha de Daniell
 ↔ + -76 V 
 + ↔ +34 V 
+ ↔ + +1,10 V
Pilha de Pergamanato de potassio e zinco 
 ↔ + -76 V
 1,51 V
(Fonte : Quimica Geral, J. B. Russel, Vol 2, 2 ed, 1994)
OBJETIVO
Construír duas pilhas para conhecer sua constituição e o princípio de seu funcionamento. 
Medir as diferenças de potencial elétrico das pilhas, e a sua capacidade de realização de trabalho (acender um LED).
MATERIAIS E REAGENTES
50 mL de solução 0,10 mol de 
50 mL de solução 0,10 mol de 
Solução saturada de KCl
50 mL de solução 0,10 mol de 
3 béquers
Tubo de vidro em forma de ″U″
Algodão
Lâminas de zinco
Bastão de cobre
Fios de Cobre
Grafite 0,9
Lixa
LED
Voltímetro
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
CONSTRUÇÃO E DETERMINAÇÃO DO POTENCIAL DA PILHA DE DANIELL 
Foi preparado uma ponte salina, preenchemos um tubo de vidro em forma de ″U″ com uma solução saturada de KCl. Tampamos as extremidades do tubo com pedaços de algodão embebidos na mesma solução. Após isso colocamos 50 mL de solução 0,10 mol de em um béquer. Em um outro béquer, colocamos 50 mL de solução 0,10 mol de . Lixamos o bastão de cobre e a lâmina de zinco para remover impurezas.
Feito todo o procedimento acima colocamos a lÂmina de zinco na solução de , e o bastão de cobre na solução de , ligamos o eletrodo de zinco ao terminal negativo e o eletrodo de cobre ao terminal positivo do voltímetro e efetuamos a medição. Depois colocamos a ponte salina, e medimos a diferença de potencial.
Conectamos os terminais do LED à pilha e verificamos se ocorreu acendimento. Depois Juntamos com os outros grupos do laboratório e fizemos a associação em série de três pilhas. Medimos os valores de diferenças de potencial. Ligamos o LED e verificamos se ocorreu acendimento.
CONSTRUÇÃO DA PILHA DE PERMANGANATO E ZINCO METÁLICO: 
Colocamos num béquer de 100 mL, cerca de 50 mL de solução de (previamente acidulada com solução 2,0 mol de na proporção 4:1 em volume). Prendemos o grafite 0,9 a borda do bequer e o colocamos a lâmina de zinco nessa solução, sem deixar que os dois entrem em contato direto. Medimos o potencial com voltImetro.
RESULTADOS E DISCUSSÕES
PILHA DE DANIELL
Ao fazermos a pilha funcionar o zinco metálico perdeu 2 eletrons que foram transferidos para os eletrodos de cobre, isso acontece porque o zinco metálico tem maior potencial de oxidação que o cobre, em vista disso o zinco metálico () sofre oxidação e se transforma no cátion zinco (), que fica na solução. Com o passar do tempo a placa de zinco vai perdendo massa, e a quantidade de cátions aumentam na solução de sulfato de zinco, fazendo com que a concentração da solução aumente. No experimento não foi possivel notar a perda de massa do zinco em decorrência do tamanho da lâmina.
Como citado acima o cobre metalico recebeu os 2 életrons que o zinco perdeu, isso ocorreu porque o cobre metálico tem maior potencial de redução que o zinco, assim os cátions cobre (), que estavam na solução de sulfato de cobre, sofreram redução e se transformaram em cobre metálico () que se depositou no bastão. Com o passar do tempo a massa da placa de cobre vai aumentando e a cor azul da solução de sulfato de cobre que se deve à presença dos íons , vai se tornando transparente, visto que as concetrações de íons vão diminuindo em solução.
Ânodo: ↔ + 
Cátodo: + ↔ 
Célula: + ↔ + 
A placa de zinco é o polo negativo da pilha, onde ocorre a oxidação, sendo denominado de ânodo, e a placa de cobre é o polo positivo da pilha, onde ocorre a redução, sendo denominado de cátodo. Em função disso temos fluxo de életrons que ocorre ânodo para o cátodo.
Já o fluxo de íons na ponte salina ocorreu da seguinte forma: os íons cloreto ( ) se moveram para a solução de sulfato de zinco, na qual havia maior concentração de íons de zinco. E os íons potássio () se moveram para o lado correspondente da solução de sulfato de cobre, porque havia nesta solução maiores concentrações de íons sulfato. Deste modo a ponte salina permitiu a migração de íons de uma solução para a outra, fazendo com que o número de íons positivos e negativos na solução de cada eletrodo tenha permanecido em equilíbrio.
Na primeira medição sem a ponte salina, ao ligarmos o eletrodo de zinco ao terminal negativo e o eletrodo de cobre ao terminal positivo do voltímetro, o potencial foi de aproximadamente 0,72 V. Ao colocarmos a ponte salina, o funcionamento da pilha ocorreu de forma instantânea assimcomo diz a literatura, a pilha gerou um potencial de aproximadamente 1,097 V, um valor que pode ser considerado satisfatório, já que o valor teórico de pontecial é de 1,10 V.
Porém ao conectar o LED, o mesmo não acendeu pois a tensão necessária para acender era maior do que a fornecida pela pilha. Para o LED acender foi necessário a união de mais 2 outras pilhas, ao medirmos o potencial com o voltímetro, o valor foi de aproximadamente 3,23 V.
PILHA DE PERGAMANATO DE POTASSIO E ZINCO 
Na pilha de pergamanato de potasio e zinco, o pólo negativo (ânodo), é constituído pela placa de zinco o qual sofre oxidação. O pólo positivo (cátodo), dessa pilha é o eletrodo inerte de grafite, que é um eletrodo que caracteriza-se por não participar da reação, ele nem fornece íons para a solução e tampouco reduz seus próprios íons, ele serve apenas para fechar o circuito.
Nessa reação de oxirredução, quem ganha os életrons é o manganês presente no permanganato de potássio, ele que sofre a redução. 
Ao fazermos a medição com o voltímetro, o valor da corrente elétrica foi de aproximadamente de 1,559 V.
Novamente não foi possivel acender o LED pois a tensão obtida não foi suficiente. 
 ↔ + -76 V
 1,51 V
(Fonte : Quimica Geral, J. B. Russel, Vol 2, 2 ed, 1994)
ERRO
1 PILHA DE DANIELL
3 PILHAS DE DANIELL
PILHA DE PERGAMANATO DE POTASSIO E ZINCO 
CONCLUSÃO
Com a realização do experimento foi obeservado a produção de corrente elétrica a partir da transferência de elétrons Na pilha de Daniell tivemos um potencial de 1,097 V, com um percentual de erro de 0,27 %, que é extremamente baixo, mas que associamos a nossa ponte salina, que ficou com uma bolha de ar, como pode ser observado na foto 1 do anexo 1.
Na segunda pilha tivemos um potencial 1,599 V, e um percentual de erro de 29,55 %, não sabemos dizer ao certo qual o motivo do erro ter sido alto, mas associamos a 2 fatores, o primeiro é que a lâmina de zinco foi a mesma utilizada na primeira pilha, ou seja, ela já tinha sofrido uma oxidação, isso pode ter contribuido pro erro, e o segundo fator é o erro humano, o grupo pode ter errado em algumas das etapas na hora da construção da pilha. 
O objetivo do trabalho foi cumprido, foi construído duas pilhas, onde foi possivel compreender o princípio de funcionamento de cada uma delas, e como ocorrem os fenômenos químicos , foi possivel analisar o conceito de potencial de eletrodo e observar que os processo das pilhas são espontâneos, uma vez que seu é positivo.
ANEXO 1 – FOTOS REALIZADAS DURANTE O EXPERIMENTO
Foto 1: Barra de zinco mergulhada em solução de sulfato de cinco, ponte salina, e bastão de cobre mergulhado em sulfato de cobre.
Foto 2: Bastão de cobre após experimento, é perceptivel o acumulo de 
Foto 3: União das pilhas 
Foto 4: Ligando o LED as pilhas 
Foto 5: Funcionamento do LED 
Foto 6 : Medição sendo realizada 
REFERENCIAS 
AS CÉLULAS GALVÂNICAS <disponivel em : http://www.ebah.com.br/content/ABAAAA-xAAC/celulas-galvanicas-eletrolise >
Estudo de pilhas através de experimentos com materiais alternativos < Disponível em: http://www.abq.org.br/cbq/2008/trabalhos/6/6-513-4850.htm> 
Oxidação e Redução <Disponível em: http://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/oxidacao-reducao.htm >
Relatório de Técnicas Eletroanalíticas, IFBA, 2010 
Quimica Geral Russel J. B., Volume 2, 2 ed – 1994