Relatório Experimental - Potencial de Elétrodo

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BACHARELADO EM ENGENHARIA ELÉTRICA 
 
 
 
 
Potencial de Eletrodo 
RELATÓRIO EXPERIMENTAL 
 
 
DISCIPLINA​: Química ​TURMA ​: Engenharia Elétrica 
PROFESSOR​: Luis Nelson Prado Castilho 
DATA DO EXPERIMENTO​: 07/12/2017 
NOME DOS COMPONENTES DO GRUPO PRONTUÁRIO NOTA 
Júlia T 
Leonardo Silveira 
Luara Silva 
 
 
 
 
 
 
Piracicaba 
2017 
 
 
1. OBJETIVOS 
Estudar e demonstrar aspectos fundamentais do estudo do potencial entre os eletrodos 
de zinco e cobre em relação aos potenciais tabulados utilizando o eletrodo padrão de 
hidrogênio e os potenciais utilizando o suco de laranja como referencial. 
2. INTRODUÇÃO 
Uma célula eletroquímica consiste em um dispositivo que através de reações de 
oxidação e redução produz a interconversão de energia química e energia elétrica. Existem 
dois tipos de células eletroquímicas: as células galvânicas e as células eletroquímicas, na qual 
a células galvânicas, a energia química é convertida em energia elétrica e nas células 
eletroquímicas, a energia elétrica é convertida em energia química (RUSSEL, 1994). 
É do interesse deste relatório o estudo das células galvanicas. Tomando por exemplo a 
reação de oxirredução simples entre o cobre e zinco que ocorre espontaneamente quando o 
zinco é mergulhado em uma solução aquosa de sulfato de cobre (II). Imediatamente, após a 
imersão, será possível notar um depósito escuro sobre a superfície do zinco, que consiste em 
partículas de cobre metálico depositado sobre a placa de zinco, concomitantemente com este 
depósito, a solução de sulfato de cobre (II) perde gradualmente sua coloração azul, o que 
indica que os íons de cobre hidratados (CuH₂O)₄²⁺ são consumidos na reação. Além disso, o 
zinco metálico corroerá lentamente e o depósito de cobre metálico será destacado e se 
depositará no fundo do recipiente. 
A reação entre zinco e íons de cobre (II) é espontânea; o zinco é oxidado e os íons de 
cobre são reduzidos: 
e⁻ Cu²⁺₍aq₎ → Cu₍s₎2 + (Redução) 
n₍s₎ → Zn²⁺₍aq₎ e⁻Z + 2 (Oxidação)
(Reaçãon₍s₎ Cu²⁺₍aq₎ → Zn²⁺₍aq₎ Cu₍s₎Z + + 
Global) 
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Por tratar-se de uma reação espontânea, enquanto houverem condições para a 
transferência de elétrons do para o , essa transferência irá acontecer. n₍s₎Z u²⁺₍aq₎C 
Supondo, agora, que será feita, fisicamente, à partir de uma superfície porosa ou de uma ponte 
salina uma separação entre a barra de zinco e a solução de sulfato de cobre, com a barra de 
zinco imersa em uma solução de sulfato de zinco e a barra de cobre imersa em uma solução 
de sulfato cúprico e ambas as soluções interligadas eletricamente, mediante um fio, obterá-se 
uma célula galvânica, onde as barras de zinco e cobre serão os eletrodos. Com a aplicação da 
ponte salina, que consiste em um tubo em U cheio de uma solução de cloreto de potássio, 
onde os íons Cl migram em direção ao ânodo e os íons de K migram em direção ao cátodo ⁻ ⁺ 
ou com a separação física através da aplicação da superfície porosa, as semi-reações de 
eletrodo e a reação da célula galvânica serão as mesmas. 
Assim, por meio do circuito elétrico, ocorrerá o escoamento dos elétrons, que se 
deslocarão do eletrodo de zinco em direção ao eletrodo de cobre, sendo assim, o zinco 
oxidará, e os íons de que receberão os elétrons vindos do zinco reduzirão. O eletrodo de u²⁺C 
cobre é denominado cátodo, o seja o eletrodo que sofre a redução e o eletrodo de zinco é 
denominado ânodo, ou seja, o eletrodo que sofre a oxidação. 
e⁻ Cu²⁺₍aq₎ → Cu₍s₎2 + (Cátodo) 
n₍s₎ → Zn²⁺₍aq₎ e⁻Z + 2 (Ânodo)
(Célulan₍s₎ Cu²⁺₍aq₎ → Zn²⁺₍aq₎ Cu₍s₎Z + + 
Galvânica) 
As semi-reações anódica e catódica apresentarão um potencial elétrico que é 
determinado tirando como referência o potencial do hidrogênio que foi definido como padrão, 
ou seja, tem potencial zero e é usado como referência para o potencial de outros elementos 
usados em cálculos relacionados à eletroquímica (MAHAN, BRUCE M. 1995). A diferença 
entre os potenciais do Cátodo e do Ânodo determinarão a diferença de potencial da célula 
galvânica, que no caso da reação entre cobre e zinco será determinada da seguinte forma, 
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onde: corresponde ao potencial de redução padrão do Cu e o corresponde ao potencial°E ′ °E ′′ 
de oxidação padrão do ânodo a 25ºC (RUSSEL,1994). 
 
 
 
 e⁻ Cu²⁺₍aq₎ → Cu₍s₎2 + ° , 42V E ′ = + 0 3 
n₍s₎ → Zn²⁺₍aq₎ e⁻Z + 2 ° , 62V E ′′ = + 0 7
n₍s₎ Cu²⁺₍aq₎ → Zn²⁺₍aq₎ Cu₍s₎Z + + 
° E° ° , 04VE = ′ + E ′′ = + 1 1 
As células galvânicas podem ser representadas à partir de uma notação simplificada, o 
diagrama de célula. O diagrama de célula da pilha exemplificada neste relatório é o seguinte: 
n₍s₎ | Zn²⁺₍aq₎ | Cu²⁺₍aq₎ | Cu₍s₎Z 
Onde cada símbolo e formula representa a fase em que a substância se encontra 
e as linhas verticais representam as interfases ou junções. Por convenção, normalmente 
se representa o ânodo na esquerda do diagrama. Quando a ponte salina está presente, 
escreve-se uma linha dupla vertical, como abaixo: 
n₍s₎ | Zn²⁺₍aq₎ || Cu²⁺₍aq₎ | Cu₍s₎Z 
O diagrama de célula também pode ser escrito para mostrar a fórmula completa do 
soluto em cada compartimento da célula, como representado abaixo: 
 
n₍s₎ | ZnSO₄₍aq₎ || CuSO₄₍aq₎ | Cu₍s₎Z 
 
 
 
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3. MATERIAIS E REAGENTES 
Multímetro digital minipa ET 2652; fios elétricos com terminais tipo “jacaré”; balança 
digital; tubo de vidro em U; 4 béquer marienfeld de 400 mL; um copo descartável de 120 mL; 
uma bagueta; algodão; um eletrodo de grafite; uma placa de zinco; uma placa de cobre; água 
da torneira; 250 mL de suco de laranja natural; solução sulfato de cobre pentahidratado 
(CuSO4.5H2O) 1 mol/L; solução de cloreto de sódio (NaCl) 1 mol/L. 
 
 
4. PARTE EXPERIMENTAL 
4.1 Preparação das Soluções 
Solução de sulfato de cobre pentahidratado: Dissolveu-se em 150mL de água 62,4 g 
de sulfato de cobre pentahidratado e agitou-se até sua homogeneização. Então, completou-se 
com 250 mL de água da torneira. 
Solução concentrada cloreto de sódio: ​Dissolveu-se em 150 mL de água 14,61 g de 
cloreto de sódio e agitou-se até sua homogeneização. Então, completou-se com 250 mL de 
água da torneira. 
Solução saturada de cloreto de sódio: ​Dissolveu-se em 100 mL de água uma 
quantidade saturada de cloreto de sódio granulado, agitou-se até sua homogeneização e a 
formação de corpo de fundo, um indicador de que a solução está saturada. Caso a solução não 
fique com corpo de fundo, adicionou-se mais cloreto de sódio granulado. 
 
4.2 Procedimento Experimental 
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Parte A 
Iniciou-se lavando, repetidas vezes, a vidraria a ser utilizada com água e 
detergente antes de cada experimento. Foi colocado em um béquer de 400 mL, 250 mL de 
suco de laranja natural adquirido na cantina do instituto, em temperatura ambiente. 
Parte B 
Iniciou-se calculando a massa necessária de sulfato de cobre pentahidratado a 
ser diluída em 250 mL de água a fim de se obteruma concentração de 1,0 mol/L 
conforme demonstrado abaixo: 
 
Massa molar do : 249,603g/moluSO₄.5H₂OC 
Quantidade de mols para uma concentração de 1 mol/L; 
 mol ㅡ 1000 mL 1 
 mol ㅡ 250 mL X , 50 mol de CuSO₄.5H₂O X = 0 2 
Massa necessária de para uma concentração de 1 mol/L:uSO₄.5H₂OC 
 mol ㅡ 249, 03g 1 6 
, 50 mol ㅡ Y g Y 2, 00 g de CuSO₄.5H₂O 0 2 = 6 4 
 
Colocou-se sob a balança digital um copo descartável de 120 mL e realizou-se a tara 
da balança, em seguida, adicionou-se no copo que estava sob a balança até uSO₄.5H₂OC 
atingir a massa calculada que foi adicionada a um béquer de 400 mL. Após o descarte do sal 
no bé, o copo ainda possuía resíduos do sal, por isso, a fim de aumentar a precisão do 
experimento, esse foi enchido com água que depois foi adicionado ao béquer que já continha 
o sal. O béquer foi completado até atingir um volume de 150 mL, e então agitou-se a solução 
até a diluição total do sal. Por fim, a solução foi completada até os 250 mL e agitada para a 
homogeneização, em temperatura ambiente. 
 
Parte C 
Iniciou-se calculando a massa necessária de cloreto de sódio a ser diluída em 
250 mL de água para se obter uma concentração de 1,0 mol/L conforme demonstrado 
abaixo: 
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Massa molar do : 58,442 g/molaClN 
Quantidade de mols para uma concentração de 1 mol/L; 
 1 mol ㅡ 1000 mL 
 mol ㅡ 250 mL X , 50 mol de NaCl X = 0 2 
Massa necessária de para uma concentração de 1 mol/L:aClN 
 mol ㅡ 58, 42g 1 4 
 , 50mol ㅡ Y g Y 4, 1 g de NaCl 0 2 = 1 6 
 
Colocou-se a massa sob a balança digital um copo descartável de 120 mL e realizou-se 
a função tara da balança , em seguida, adicionou-se a um béquer 400 mL. Após o descarte do 
sal no béquer, o copo ainda possuía resíduos do sal, por isso, a fim de aumentar a precisão do 
experimento, esse foi enchido com água que depois foi adicionado ao béquer que já continha 
o sal. O béquer foi completado até atingir um volume de 150 mL, e então agitou-se a solução 
até a diluição total do sal. Por fim, a solução foi completada até os 250 mL e agitada para a 
homogeneização, em temperatura ambiente. 
Parte D 
Repetiu-se o processo de lavagem da vidraria e em um béquer de 400 mL adicionou-se 
100 mL de água e uma quantidade saturada de cloreto de sódio, agitando-a até a formação de 
corpo de fundo, o que indica a saturação da solução. 
Parte E 
 Limpou-se a placa de Cu e de Zn com uma borracha, tirando qualquer resquício de 
sujeira que poderia atrapalhar o experimento. Depois, colocou-se a solução concentrada de 
cloreto de sódio no tubo de vidro em U, que teve seus orifícios tampados com algodão, 
tomando o cuidado para que não houvessem bolhas de ar no tubo. Em seguida, o experimento 
foi dividido em duas partes, na primeira parte, foi usada a solução de cloreto de sódio e o suco 
de laranja. Em seguida, foi colocado o eletrodo de grafita na solução de suco de laranja onde 
foi ligado o negativo do multímetro que estava na escala de 2V, em seguida, foi ligada a ponte 
salina entre o béquer com a solução de cloreto de sódio e o béquer com suco de laranja, após a 
ligação da ponte salina, foi colocada a placa de zinco já com o terminal tipo jacaré na ponta e 
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assim foi fechado o circuito conectando a ponta positiva do multímetro no terminal tipo 
jacaré, que teve como primeira medida -1,0378 V. A segunda parte do experimento consistiu 
no mesmo processo da primeira parte, porém usando a solução de sulfato de cobre 
pentahidratado e o suco de laranja e como eletrodo, ao invés da placa de zinco, uma placa de 
cobre. A medida apresentada no multímetro após o fechamento do circuito foi de +0,0437 V. 
 
4.3 Descarte 
Após a realização dos experimento, todos os resíduos foram diluídos com 
bastante água da torneira e despejados na pia. 
 
5. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
Os valores de potenciais medidos em relação ao eletrodo de referência de laranja e ao 
eletrodo padrão de hidrogênio, para eletrodos de zinco e de cobre estão representados na 
Tabela 1. Os valores dos potenciais dos eletrodos, medidos, em relação ao eletrodo de suco de 
laranja e os potenciais dos eletrodos, tabelados, em relação ao eletrodo de hidrogênio são 
diferentes, porém o potencial da célula galvânica formada pelos eletrodos tanto em relação ao 
eletrodo de suco de laranja quanto em relação ao eletrodo de hidrogênio são muito próximos, 
1,0811 V e 1,1040 V. Isso acontecerá se for escolhido qualquer outro eletrodo para ser 
padrão. No caso deste experimento, houve uma pequena discrepância entre os valores dos 
potenciais das células para cada referencial, isso ocorreu pois a concentração dos eletrólitos 
presentes no suco de laranja não é de 1 mol/L, o que acarreta em uma não precisão no valor 
de potencial da célula quando usado o eletrólito de suco de laranja como referência. 
 
Tabela 1 : ​Potencial dos eletrodos de zinco e cobre com referências diferentes 
Eletrodo 
Potencial em relação ao 
eletrodo de suco de laranja 
(V) 
Potencial em relação ao 
eletrodo de hidrogênio 
(V) 
n₍s₎ → Zn²⁺₍aq₎ e⁻ Z + 2 +1,0378 +0,762 
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e⁻ Cu²⁺₍aq₎ → Cu₍s₎2 + 
+0,0433 +0,342 
Fonte: Russel, 1994 
 
6. Conclusão 
O experimento foi suficiente para que se concluísse que eletrodos de referência 
diferentes geram potenciais de redução diferentes para um mesmo eletrodo, porém, potenciais 
de célula galvânica iguais. 
 
7. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
RUSSELL, J. B. ​Química Geral. ​Volume 2. 2. ed. São Paulo: Pearson Makron 
Books, 1994. 
Mahan, Bruce M. ​Química um curso universitário​. 4ed. ​São paulo: Edgard 
Blücher Ltda, 1995. 
José C. Marconato, Edério D. Bidóia. ​Potencial de eletrodo: uma medida 
arbitrária e relativa​. Disponível em: 
http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc17/a12.pdf acesso em 12 dez. 2017. 
 
 
 
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