Relatório 01 Pilhas Galvânicas ou Voltaicas

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PILHAS GALVÂNICAS OU VOLTAICAS 
 
 
Autores: 
SILVA, Sabrina Mendes Lima de Souza da; 
SOUZA, Krishnara Luzia Guedes de. 
RAFAELLA 
Prof. Dr. Fernando Afonso 
 
 
 
 
 
 
 
 
ANÁPOLIS-GO 
AGOSTO DE 2019 
 
1. INTRODUÇÃO 
 Em pilhas ocorrem reações de oxi-redução, na qual há movimentação de 
elétrons de um ânodo para um cátodo por meio de uma conexão entre os eletrodos 
gerando uma corrente elétrica contrária ao movimento de elétrons. Também é 
necessária uma ponte salina que manterá o desiquilíbrio de cargas por mais tempo. 
Dessa forma, uma pilha funciona pela diferença de cargas entre dois eletrólitos 
(PERUZZO; CANTO, 2012). 
 Na pilha de Danniel (Figura 1) cada eletrodo fica em contato com uma solução 
com íons, no qual o cátion é uma substância igual ao do eletrodo, porém o eletrodo é 
a forma sólida e o cátion está em um sistema aquoso (PERUZZO; CANTO, 2012). 
Figura 1- Pilha de Danniel. 
 
 Em cada semicela ocorre uma reação, chamada de semirreação e a pilha é 
representada pela junção de cada semi-reação, e a energia que esta célula galvânica 
fornece é obtida em volts pela soma do potencial de redução/oxidação referente a 
cada elemento oxidando ou reduzindo. Por exemplo, abaixo têm-se os potenciais de 
redução do cobre, zinco e ferro: 
Cu2+(aq)+2e−⟶Cu(s) Eo= +0,34V 
Zn2+(aq) +2e−⟶Zn(s) Eo= −0,76V 
Fe2+(aq) +2e−⟶Fe(s) Eo= −0,44V 
Semi-reações com maiores potenciais de redução reduzem, quando 
comparado à um outro potencial de redução, e a semi-reação que oxida deve ser 
 
escrita de forma que o elemento se oxide. Só então os potenciais são somados e o 
resultado é a energia gerada pela pilha dos dois componentes (PERUZZO; CANTO, 
2012). 
Porém, pilhas com o mesmo tipo de eletrodo podem ser produzidas - Figura 2, 
contanto que os seus eletrólitos tenham diferentes concentrações e quanto maior a 
diferença de concentração, maior será a energia gerada pela pilha, por não ser uma 
pilha ‘convencional’, o potencial em volts é calculado pela equação de Nest (Equação 
1). 
Figura 2- Pilha de concentração. 
 
E= E°- 
0,059
𝑛
 log Q (Equação 1) 
Onde, E é o padrão da pilha, E° é o potencial padrão, n é o número de elétrons 
transferidos na semi-reação e o Q é o quociente de reação. 
 
2. PARTE EXPERIMENTAL 
 
2.1 REAGENTES 
Soluções de CuSO4 0,001 e 1,0 mol L-1 
-Soluções de FeSO4 0,001 e 1,0 mol L-1 
-Soluções de ZnSO4 0,001 e 1,0 mol L-1 
-Solução de NaCl 1% 
- Hidróxido de sódio 5% 
 
 
2.2 MATERIAIS 
-Béquer de 50 mL 
-Pipeta de Pasteur 
-Tubo de vidro em U 
 
-Voltímetro 
-Placas metálicas de Cu, Fe e Zn 
-Lixas ou esponja de aço 
-Algodão 
 
2.3 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
2.3.1 Pilhas Galvânicas 
-Lixou-se as placas de metal passou-as por água destilada e secou-as. 
-Preparou-se a ponte salina enchendo a tubo em U com a solução de cloreto de sódio, 
tapou-se as extremidades com algodão e evitou-se a formação de bolhas de ar no 
seu interior ou utilizou-se uma ponte porosa de algodão para as extremidades. 
-Montou-se as pilhas galvânicas, e fez-se a leitura no voltímetro, identificou-se o 
ânodo e o cátodo. 
-Calculou-se a diferença de potencial das pilhas com os dados da série eletroquímica 
comparando-os com valores obtidos experimentalmente. 
 
2.3.2 Pilha eletroquímica de concentração iônica 
-Montou-se as pilhas de concentração. 
-Fez-se leitura em um voltímetro e verificou-se a polaridade em função das 
concentrações das cubas. 
-Posteriormente dilui-se a solução mais diluída com 50 mL de água destilada. 
-Fez-se a leitura do novo potencial. 
 
3. RESULTADOS E DISCUSSÃO 
 
 
 
4. CONCLUSÃO 
Os resultados obtidos para os potenciais das células galvânicas foram 
discrepantes em relação aos teóricos, o que pode indicar que as soluções poderiam 
estar contaminadas ou voltímetro não esteja trabalhando corretamente. Sobre a pilha 
de concentração, também houve discrepância nos potenciais das células entre os 
teóricos e experimentais. Sabendo que quanto mais diluída a solução maior deveria 
ser seu potencial, o que não ocorreu e pode ter ocorrido devido os erros citados 
anteriormente. 
 
 
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
AFONSO, Fernando. Físico Química Experimental II. UEG, Anápolis 2019. 
 
PERUZZO, Francisco M.; CANTO, Eduardo L. do. Eletroquímica: pilhas. Química 
sem segredos. Editora: Moderna. 2012.