Relatório 8 - Células Eletrolíticas

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CQ052- FÍSICO-QUÍMICA EXPERIMENTAL III 
PRÁTICA 8 – CÉLULAS ELETROQUÍMICAS GALVÂNICAS E DE CONCENTRAÇÃO 
Dada de realização do experimento: 17/05/19 
 
Grupo: Aimée Razera, Thaciani Caldeira da Silva e James Kava 
 
INTRODUÇÃO 
 
As células eletroquímicas são dispositivos que constituem um sistema de troca de energia 
através de uma reação química. São compostos de dois compartimentos de eletrodos, um 
cátodo outro o ânodo. Cada compartimento é constituído de um condutor metálico em contato 
com um eletrólito, ou condutor iônico, seja sólido, liquido ou solução. 
Os processos de troca de elétrons são processos de oxi-redução entre os dois eletrodos 
separados em seus compartimentos, mas em contato iônico através de uma ponte salina e de 
um multímetro que mede a ddp do processo. 
Em 1836 o química inglês John Frederic Daniell, concretizou a ideia montando um sistema 
constituídos por suas semi-células eletroquímicas. Em um compartimento, uma placa de zinco 
metálico em uma solução aquosa de ZnSO4 e no outro um sistema análogo com cobre metálico, 
em uma solução aquosa de CuSO4, com um fio metálico ligando as duas, e uma conecxão em U 
preenchidas por um solução eletrolítica (KCl), como ilustra a figura abaixo. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Numa pilha de concentração o potencial padrão da pilha é nulo, pois a pilha não pode gerar 
corrente através de um circuito externo quando os dois compartimentos eletródicos tiverem a 
mesma concentração, pois ln 1 = 0 . 
A equação de Nerst, desenvolvida pelo químico e físico alemão Walter Nerst, permite calcular a 
diferença de potencial de uma pilha operando fora das condições padrão. A equação é descrita 
abaixo: 
 ∆𝐸 = ∆𝐸° −
𝑅𝑇
𝑛𝐹
ln 𝑄 onde 𝑄 = 
Π a produtos
Π𝑎 𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠
 
Q é o quociente reacional, F é a constante de Faraday em C.mol-1 ; R e a constante dos gases no 
S.I ; n é o número de mols de elétrons trocados no sistema e T é a temperatura em Kelvin à 1bar. 
Utilizando propriedades de logaritmos usamos um fator de conversão de ln para log de 2,303, e 
a equação torna-se da seguinte forma: 
Δ𝐸 = Δ𝐸° −
0,0592
𝑛
log 𝑄 
OBJETIVOS 
Nesse experimento serão medidas as ddp para algumas células eletrolíticas em concentrações 
diferentes e comparadas com o valor teórico 
MATERIAIS E MÉTODOS 
-Béqueres de 50mL 
- 4 tubos em U contendo KNO3 como ponte 
salina 
- pipeta graduada de 5mL; 
- 2 balões de 100mL e um de 50mL 
- solução de sulfato de cobre 0,1mol.L-1 
- solução de sulfato de zinco 0,01 mol.L-1; 
- solução de nitrato de níquel 0,001mol.L-1 
- eletrodos de cobre, zinco e níquel; 
 - multímetro 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
CÉLULAS GALVÂNICAS 
O procedimento consistiu em montar o sistema de duas semi-células com seus respectivos 
eletrodos metálicos, interligados por uma ponte salina que por fim tem os eletrodos acoplados 
à um multímetro para ser realizada a leitura. 
Foram montados 3 sistemas de células galvânicas com os seguintes compartimentos, com a 
diferença de potencial medida após estabilizar a leitura no multímetro: 
I) Zn| Zn2+(aq) (0,01mol.L-1) || Cu2+ (0,1mol.L-1) | Cu ΔE = 1,021 V 
II) Zn| Zn2+(aq) (0,01mol.L-1) || Ni2+ (0,001mol.L-1 |Ni ΔE = 0,577 V 
III) Ni| Ni2+(aq) (0,001mol.L-1) || Cu2+ (0,1mol.L-1) | Cu ΔE = 0,437 V 
CÉLULAS DE CONCENTRAÇÃO 
Para essa parte do experimento foi realizado o mesmo procedimento de montagem das células 
anteriores, com a diferença de ser realizado em concentrações diferentes de duas semi-células 
do mesmo eletrodo metálico e solução eletrolítica, enquanto na outra com variação na 
concentração do eletrólito. 
Na pratica o sistema foi preparado com 3 concentrações diferentes de CuSO4, de concentrações: 
0,01mol.L-1 , 0,001mol.L-1 e 0,0001mol.L-1 , a outra semi-célula com concentração constante de 
0,01mol.L-1 de CuSO4. 
Os resultados das leituras realizadas para as diferentes concentrações estão contidas no 
diagrama abaixo. 
I) Cu(s)|Cu2+ (0,0001mol.L-1) || Cu2+ (0,1mol.L-1) | Cu(s) ΔE= 0,0360 V 
II) Cu(s)|Cu2+ (0,001mol.L-1) || Cu2+ (0,1mol.L-1) | Cu(s) ΔE= 0,0746 V 
III) Cu(s)|Cu2+ (0,01mol.L-1) || Cu2+ (0,1mol.L-1) | Cu(s) ΔE= 0,0106 V 
 
RESULTADOS E DISCUSSÃO 
Para cada uma das reações das células galvânicas está representado abaixo suas semi-células, o 
potencial padrão de redução e a ddp da pilha. 
1) 
Semi-célula (ânodo): Zn(s)  Zn2+ + 2e- E° = -0,763 V 
Semi-célula (cátodo): Cu2+ + 2e-  Cu(s) E° = 0,337 V 
Reação Global : Zn(s) + Cu2+  Zn2+ + Cu(s) ΔE° = 0,337 – (-0,763) = 1,10 V 
 
2) 
Semi-célula (ânodo): Zn(s)  Zn2+ + 2e- E° = - 0,763 V 
Semi-célula (cátodo): Ni2+ + 2e-  Ni(s) E° = - 0,25 V 
Reação Global : Zn(s) + Ni2+  Zn2+ + Ni(s) ΔE° = -0,25 – (-0763) = 0,513 V 
 
3) 
Semi-célula (ânodo): Ni(s)  Ni2+ + 2e- E° = -0,25 V 
Semi-célula (cátodo): Cu2+ + 2e-  Cu(s) E° = 0,337 V 
Reação Global : Ni(s) + Cu2+  Cu(s) + Ni2+ ΔE° = 0,337 – (-025) = 0,587 V 
 
 
 
 
 
Calculo teórico das pilhas segundo a Equação de Nerst: 
1. Pilha Zn/Cu 
 Zn(s) + Cu2+ (0,1mol.L-1) Zn2+(0,01mol.L-1) + Cu(s) 
 Δ𝐸 = ΔE° - 
0,0592
𝑛
 log 
𝑜𝑥
𝑟𝑒𝑑
 
ΔE = 1,10 V - 
0,0592
2
log
0,01
0,1
  ΔE = 1,10 V – 0,0296 log 0,1  ΔE = 1,10 V + 0,0296 = 1,1296V 
 
2. Pilha Zn/Ni 
Δ𝐸 = 0,513- 
0,0592
2
 log 
0,01
0,001
  ΔE = 0,513 V – 0,0296 log 10  ΔE = 0,513 V – 0,0296 = 0,483V 
 
3. Pilha Ni/Cu 
 Cu(s) + Ni2+(0,001mol.L-1)  Cu2+(0,1mol.L-1)+ Ni(s) 
 Δ𝐸 = 0,587 V - 
0,0592
2
 log 
𝑜𝑥
𝑟𝑒𝑑
  Δ𝐸 = 0,587 V - 0,0296 log
0,001
0,1
  Δ𝐸 = 0,587 V – 0,0296.(-2) = 
0,646 V 
 
CÉLULAS DE CONCENTRAÇÃO 
Para as medidas das células de concentração, foram preparadas 3 soluções de sulfato de cobre, 
em diferentes concentrações 0,01; 0,001 e 0,0001 mol.L-1 em contraste com uma solução fixa 
de sulfato de cobre 0,1 mol.L-1. 
Para as pilhas de concentração o ΔE° é igual a zero, logo a equação de Nerst se reduz à: 
 ΔE= - 
0,0592
𝑛
log 𝑄 
Diferença de potencial para os valores teóricos: 
1. Cu(s)|Cu2+ (0,0001mol.L-1) || Cu2+ (0,1mol.L-1) | Cu(s) 
 
ΔE= - 
0,0592
𝑛
log 𝑄  = - 
0,0592
2
log
0,0001
01
  = - 0,0296 x log 10-3  = 0,089 V 
 
2. Cu(s)|Cu2+ (0,001mol.L-1) || Cu2+ (0,1mol.L-1) | Cu(s) 
 
ΔE= - 
0,0592
𝑛
log 𝑄  = - 
0,0592
2
log
0,001
01
  = - 0,0296 x log 10-2  = 0,0592 V 
 
3. Cu(s)|Cu2+ (0,01mol.L-1) || Cu2+ (0,1mol.L-1) | Cu(s) 
 
ΔE= - 
0,0592
𝑛
log 𝑄  = - 
0,0592
2
log
0,01
01
  = - 0,0296 x log 10-1  = 0,0296 V 
 
Podemos notar que houveram diferenças significativas entre os potenciais das células no cálculo 
teórico com os dados experimentais obtidos. 
Para as pilhas constituídas de eletrodos diferentes os potenciais experimentais ficaram um 
pouco abaixo do cálculo teórico da pilha, no entanto seguindo um perfil esperado, conforme 
cada potencial de redução dos eletrodos. 
Para a primeira pilha o potencial teórico ficou em 1,1296 V, e o experimental ficou em 1,021V; 
Para a segunda pilha o potencial teóricoficou em 0,483 V, e o experimental em 0,577 V. Esse 
experimento foi o único que o valor experimental ficou acima do valor teórico calculado. 
Para a terceira pilha o potencial teórico ficou em 0,646V enquanto o experimental em 0,437 V. 
CÉLULAS DE CONCENTRAÇÃO 
Para as células de concentração, onde os compartimentos são constituídos do mesmo eletrodo 
metálico e o mesmo eletrólito, variando apenas a concentração. Nesse experimento a diferença 
de concentração entre os eletrólitos permitirá a transferência de energia entre as soluções até 
atingirem o equilíbrio. Assim, o eletrólito menos concentrado, terá sua concentração 
aumentada gradativamente, enquanto o outro permanece estável, assim, o a semi-célula menos 
concentrada será o ânodo, pois doará elétrons para aumentar a concentração do eletrólito em 
solução, sem consequência o mais concentrado será o cátodo. 
Os resultados obtidos para os três experimentos foram: 
 
 
Assim como nos dados anteriores é possível notar a discrepância entre os valores teóricos e os 
dados experimentais obtidos. No entanto é possível fazer uma avaliação qualitativa dos 
resultados apesar dos distanciamentos numéricos. Em uma análise simples é possível relacionar 
a diferença das concentrações em relação à ddp gerada. Em células de concentração com maior 
diferença de concentração entre os eletrólitos, há maior ddp (apesar da primeira célula ter dado 
um valor discrepante de 0,0360V). 
CONCLUSÕES 
O experimento de células eletrolíticas mostrou-se simples e intuitivo de se demonstrar os 
resultados de diferentes células eletrolíticas e também das células de concentração. Apesar dos 
resultados experimentais ficarem aquém dos valores teóricos, é possível responsabilizar 
diversos fatores que geraram erros acumulativos e por consequência resultados distorcidos. O 
primeiro ponto a se destacar é concentração do eletrólito, apesar de seguir uma escada 
crescente de concentração, talvez os resultados experimentais se aproximariam aos teóricos 
mais facilmente se as concentrações mantivessem a diferença em uma ordem de concentração 
maior. Leituras em baixas escadas de concentração, geram grande erros experimentais, por mais 
calibrado que seja o multímetro. Outro fator é a pureza dos eletródos e do solvente para o 
preparo das soluções, nossos eletrodos não tem pureza 100% e por isso já não gerariam os 
potenciais teóricos, e a água destilada deveria ter altíssima pureza, próxima a uma água Mili-Q. 
No mais o experimento evidenciou de maneira didática a aplicação de conceitos básicos da 
eletroquímica de células eletrolíticas. 
Célula de concentração Potencial Teórico Potencial Experimental 
Cu2+ (0,0001mol.L-1) || Cu2+ (0,1mol.L-1) 0,089 V 0,0360 V 
Cu2+ (0,001mol.L-1) || Cu2+ (0,1mol.L-1) 0,0592 V 
 
0,0746 V 
Cu2+ (0,01mol.L-1) || Cu2+ (0,1mol.L-1) 0,0296 V 0,0106 V