RELATÓRIO DE ELETROQUÍMICA COMPLETO

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Universidade Estadual do Sudoeste da Bahia – Campus Jequié
Departamento de Química e Exatas – DQE
Disciplina: Química Geral e Experimental II – Licenciatura em Química
Professor: Cleber Galvão
Alunos: Beatriz Pereira, Elias Ribeiro e Raquel Alcântara
Atividade: Aula Prática Data: 14.09.2015 
 
VERIFICAÇÃO EXPERIMENTAL DA EQUAÇÃO DE NERNST E CONSTRUÇÃO DE PILHAS DE LIMÃO E BATATA
Relatório de aula prática apresentado à disciplina de Química Geral e Experimentall II, ministrada pelo professor Cleber Galvão, como avaliação parcial do I semestre – 2015.
 
Jequié – Bahia
Setembro – 2015
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Verificação Experimental da Equação de Nernst
Quando se trata do potencial de redução de um sistema, é importante saber que o mesmo não depende somente de quais são suas formas oxidada e reduzida, mas também de suas concentrações. Dessa forma, o potencial de oxidação de um sistema varia em função das concentrações das formas oxidada e reduzida presentes nesse sistema [1]. 
A equação de Nernst, deduzida na Termodinâmica Química, a partir das relações com o ∆G (energia livre), correlaciona o potencial de oxidação de um sistema e as concentrações de suas formas oxidada e reduzida. Através de alguns ajustes e substituições cabíveis, como a conversão do logarítimo natural, e a combinação das constantes, obtém-se:
 
Após numerar três béqueres de 1 a 3, colocando-se em cada um deles as soluções de sulfato de zinco (0,1, 0,01 e 0,001 mol L-1), e também outros três béqueres de 4 a 6, cada um contendo as soluções de sulfato de cobre (0,1, 0,01 e 0,001 mol L-1), montou-se uma célula eletroquímica, contendo as soluções de sulfato de cobre (0,10 mol L-1) e sulfato de zinco (0,10 mol L-1). 
Uma célula eletroquímica consiste em um dispositivo onde ocorre um fluxo de elétrons por meio de um circuito, produzindo corrente elétrica por meio de uma reação espontânea. A célula eletroquímica montada no experimento (semelhante à representação na figura 1), constituiu-se por dois elétrodos: Zinco metálico e cobre metálico, que fazem contato com o conteúdo da célula, e dois eletrólitos usados como meio condutor iônico, dentro da célula: ZnSO4 (aq) e CuSO4 (aq). Nesta célula ocorre uma reação de oxirredução, sendo a oxidação em um elétrodo (anodo), e a redução em outro elétrodo (catodo). Neste dispositivo, usa-se também uma ponte salina, que é um tubo em forma de U, contendo uma solução de um sal, e tem por função unir os dois compartimentos de eletrodos, permitindo o fluxo de íons. O sal usado no experimento foi o NaCl [2,7].
Figura 1. Célula galvânica [3]
As reações que representam o processo ocorrido nesta célula eletroquímica são:
 Zn (s) → Zn2+(aq) + 2 e- Eº = - 0,76 V (Oxidação)
 Cu2+(aq) + 2 e- → Cu (s) Eº = + 0,34 V (Redução)
 Zn (s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) ∆Eº = +1,10 V (Reação Global)
 
Utilizando-se um multímetro mediu-se as tensões elétricas das pilhas construídas em função das concentrações de Zn2+ e de Cu2+, e anotou-se os resultados, que encontram-se dispostos na tabela 1:
Tabela 1. Combinação das soluções de ZnSO4 e de CuSo4 para a concentração de pilhas.
	Solução
	Combinação das soluções
	ZnSO4
	1
	1
	1
	2
	2
	2
	3
	3
	3
	CuSO4
	4
	5
	6
	4
	5
	6
	4
	5
	6
	∆E (V)
	1,01
	1,10
	1,01
	1,02
	0,99
	0,95
	0,99
	0,96
	0,93
	
	 Ao analisar a tabela 1, observa-se que o potencial da célula eletroquímica varia de acordo com a composição da célula. Observando-se o comportamento das pilhas que envolvem soluções 1, 2 e 3, (ZnSO4) , cada uma com suas respectivas combinações de concentrações das soluções, é possível perceber que a variação dos valores assumidos por ∆E, são consequências da mudança de concentração das soluções.
	A equação de Nernst possui uma relação direta com as leis de equilíbrio. O principio de Le Chatelier aplica-se ao potencial da célula, da mesma maneira que aplica-se ao rendimento de um sistema em equilíbrio [4]. Uma prova disso é o fato de que conforme os reagentes são consumidos em uma reação, e a concentração dos produtos varia, aumentando ou diminuindo, o valor de E diminui até atingir zero. O valor de ∆Gr também diminui até tornar-se igual a zero. Assim, se ∆G = 0, sabe-se de imediato que o sistema está em equilíbrio [2,3]. 
Diante desta explicação, pode-se afirmar que no experimento, se as concentrações fossem diminuídas (ou aumentadas) continuamente, em cada uma das reações, chegaria um momento em que o equilíbrio seria atingido, pois o ∆E seria igual a zero, assim como o ∆G.
Observando o comportamento das células compostas pela solução 1, combinada com soluções 4, 5 e 6, notou-se que a diminuição de concentração de CuSO4 gerou uma variação na diferença de potencial elétrico, porém, não como o esperado. O ∆E das pilhas contendo a solução 1, deveria decrescer regularmente à medida que reagisse com as soluções 4, 5 e 6. Em vez disso, o ∆E da pilha aumentou quando a solução 1 encontrava-se em combinação com a solução 5, e decresceu quando as soluções 1 e 6 foram combinadas. No entanto, sabe-se que o experimento não foi realizado sob condições padrão, encontrando-se suscetível a erros ocasionados nessa circunstância. Existem algumas outras possíveis fontes de erro que podem explicar o resultado inesperado para as pilhas em questão; Algumas soluções podem não apresentar as concentrações descritas no rótulo, desta maneira influenciando os resultados da prática. A ocorrência de um mau funcionamento do multímetro, ou simplesmente algum erro relacionado ao operador também podem ser fatores pelos quais as expectativas baseadas na literatura neste caso não foram atendidas. 
	Abaixo, pode-se observar uma tabela contendo os valores de ∆E (V) para cada combinação de concentração de Zn2+ e Cu2+. Valores estes, calculados a partir da equação de Nernst, e também valores encontrados no experimento, registrados pelo voltímetro para cada reação.
Tabela 2. Verificação da variação de Diferença de potencial através da equação de Nernst. 
	
Soluções
	1
	2
	3
	4
	5
	6
	7
	8
	9
	 [Zn2+] (mol L-1)
	
0,1
	
0,1 
	
0,1
	
0,01
	
0,01
	
0,01
	
0,001
	
0,001
	
0,001
	
[Cu2+] (mol L-1)
	
0,1
	
0,01
	
0,001
	
0,1
	
0,01
	
0,001
	
0,1
	
0,01
	
0,001
	∆E (V)
 Exp.
	
1,01
	
1,10
	
1,01
	
1,02
	
0,99
	
0,95
	
0,99
	
0,96
	
0,93
	∆E (V)
Tab.
	
1,10
	
1,07
	
1,04
	
1,13
	
1,10
	
1,07
	
1,16
	
1,13
	
1,10
Na tabela 2, Comparando-se os valores encontrados nos cálculos da diferença de potencial da célula (por meio da equação de Nernst), com os resultados obtidos experimentalmente, nota-se que há uma certa diferença entre ambos. No entanto, não se deve considerar esta diferença muito significativa, visto que, como já abordado anteriormente, o experimento não foi realizado sob condições padrão. Ainda assim, os cálculos por meio da equação de Nernst foram responsáveis por uma maior percepção e compreensão de que realmente as concentrações possuem grande influência quanto aos potenciais de redução de um sistema, e mais uma vez percebe-se a forma na qual o principio de Le Chatelier aplica-se ao potencial da célula. 
Como já foi discutido em relação à tabela 1, as diferenças de potencial elétrico para o comportamento da pilha contendo a combinação de concentrações da solução 1 com as concentrações das soluções 4, 5, e 6, respectivamente, não foram as mesmas que se esperavam com base em alguns conceitos obtidos na literatura (e abordados anteriormente nesta discussão). Entretanto, ao realizar os cálculos por meio da equação de Nernst, e ao compará-los entre si, foi notório que os valores obtidos estão de acordocom o fato de que à medida que os reagentes são consumidos em uma reação, e a concentração dos produtos aumenta ou diminui, o valor de E tende a diminuir até atingir o equilíbrio. [2]
2. Construção de pilhas de limão e batata
2.1. Montando a pilha de Daniell
A pilha de Daniell (ou célula de Daniell), criada em 1836, pelo químico britânico John Daniell é um dos exemplos mais conhecidos de célula galvânica. Na pilha de Daniell, os eletrodos consistem nos metais envolvidos na reação [2].
	Ao montar as duas células eletroquímicas, mediu-se a tensão elétrica das pilhas, com o resultado de 1,03 V e 1,01V. Pode-se medir a tensão pela transferência de elétrons do anodo para o catodo, que são necessários os componentes utilizados para que ocorra a reação. O dispositivo contém um par de eletrodos metálicos diferentes, como o de Zinco e de Cobre. Na pilha de Daniell ocorre a reação redox entre dois metais imersos em soluções aquosas: o Zn e Cu2+ ; o Zn metálico está colocado em contato com Zn2+(aq) e Cu metálico é colocado em contato com Cu2+(aq). Na reação, o eletrodo de Cu está sofrendo uma redução, assim, portanto ele é chamado de catodo, o eletrodo de Zn está sofrendo uma oxidação, assim, portanto é chamado de anodo. Assim mostrado nas semi-reações:
	Semi-reação de 	Redução: Cu2+(aq) + 2e- → Cu0(s) Catodo
 Semi-reação de Oxidação: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e- Anodo
	Como o Zn(s) é oxidado na célula, o eletrodo de zinco perde massa e a concentração de Zn2+ aumenta conforme a pilha funciona. Por outro lado, o eletrodo de Cu ganha massa, tornando a solução de Cu2+ menos concentrada à medida que Cu2+ é reduzido a Cu(s). Sendo assim, quando o zinco for totalmente consumido, significa que a reação chegou ao fim, e a fem da pilha cai para zero, fazendo com que a mesma deixe de funcionar [5]. Agora entra a utilidade do vaso poroso, pois é um meio que faz com que os íons migrem de uma solução para outra. Os ânions migram no sentido do anodo para balancear as cargas dos íons Zn2+ formados pela oxidação do elétrodo de zinco. Já os cátions deslocam-se no sentido do catodo, a fim de substituir as cargas dos íons Cu2+ que foram depositados como cobre metálico [2]. Ou seja, ela é uma célula voltaica, onde ocorre um processo químico espontâneo e os elétrons migram devido à diferença na energia potencial, espontaneamente por um circuito externo do anodo para o catodo [3]. 
	Associando agora as duas pilhas, pode-se notar uma soma das duas células, que conectadas em série obtiveram o resultado observado de 2,04 V.
2.2 Montando a pilha de limão
	A pilha de limão é parecida com a pilha de Daniell. No entanto, em vez de usar soluções iônicas, utilizou-se o limão. A pilha é um sistema espontâneo onde a energia química é transformada em energia elétrica. 
	A explicação para o limão ser uma pilha é a seguinte: A placa de zinco é atacada pelo ácido (cítrico) do limão. Com isso os átomos saem da placa de zinco, deixando um excesso de elétrons. A placa de cobre é menos atacada que a placa do zinco, ficando assim com potencial positivo em relação à placa de zinco. Desse modo, há uma diferença de potencial entre os dois metais e quando o circuito é fechado, a tendência dos elétrons é ir em direção à placa de cobre [8].
	Uma das observações feitas foi a utilização das pilhas de limão conectadas em série, pois colocou-se o catodo de uma, e ligou-se ao anodo da outra, e isso se fez para que se somasse as fems de cada uma das pilhas. No entanto, se colocasse o catodo de uma pilha em contato com o catodo da outra e o anodo de uma fosse colocado em contato com o anodo da outra, não teria possibilidade de somar as voltagens, pois não estariam em série, mas em paralelos e marcariam os mesmos valores.
Após montar 4 pilhas de limão, observou-se os potenciais elétricos apresentados pelo voltímetro, tanto das pilhas individuais como em série, como pode-se observar na tabela 3:
Tabela 3: Diferenças de potenciais elétricos, experimentais e teóricos, para pilhas de limão. 
	
	
Limão 1
	
Limão 2
	
Limão 3
	
Limão 4
	
L1 + L2
	
L1+L2 + L3
	
L1+L2+L4
	
L1+L2+L3+L4
	
Potencial Medido (V)
	
0,91
	
0,96
	
0,92
	
0,98
	
1,32
	
2,68
	
2,72
	
3,58
	
Potencial Teórico (V)
	
__
	
__
	
__
	
__
	
1,87
	
2,79
	
2,85
	
3,77
	
	Como consta na tabela 3, as diferenças de potenciais elétricos encontradas no experimento para as pilhas de limão conectadas em séries foram bem próximas dos valores relacionados aos potenciais teóricos. Isso é totalmente natural e compreensível, visto que existem alguns fatores que podem influenciar nos valores encontrados, tais como, o tamanho do limão e seu tipo, que consequentemente fazem diferença na quantidade dos componentes químicos presentes no mesmo, e que atuam na reação da pilha de limão.
 
 2.3 Montando a pilha de batata
	Ao fincar os dois metais diferentes colocados na batata, esta funcionou como um meio alcalino, que conduz cargas elétricas (transportadas por íons, no caso) assim formando uma pilha elétrica. Nos metais de zinco e cobre, que são, diferentes metais, aparecem cargas de polaridades opostas, manifestando-se uma diferença de potencial elétrico entre eles, a qual tem valor (tantos volts) que depende de suas naturezas, sendo que o cobre atrai mais elétrons que o zinco, assim, ao colocar-se essas placas em contato por meio do fio de cobre, uma elevada quantidade de elétrons do zinco é transferida para o cobre [9]. A figura 2 mostra um esquema da célula montada:
		
 Figura 2. Pilha de batata [6]
Com a célula montada, utilizou-se um mulltímetro, e obteve-se as diferenças de potenciais elétricos, disponíveis na tabela 4:
Tabela 4. Potenciais encontrados experimentalmente, e potenciais teóricos para pilha de batata.
	
	
Batata 1
	
Batata 2
	
Batata 3
	
B1 + B2
	
B1 + B3
	
B2+B3
	
B1+B2+B3
	Potencial Medido (V)
	
0,85
	
0,82
	
0,75
	
1,67
	
1,62
	
1,56
	
2,39
	Potencial Teórico (V)
	
__
	
__
	
__
	
1,67
	
1,60
	
1,57
	
2,42
 	Ao remover a tampa do alojamento da pilha de uma calculadora, colocou-se o fio que vem da placa de cobre da batata e colocou-se no polo positivo da calculadora, e o fio que vem do grampo de zinco da batata, colocou-se no polo negativo da calculadora, e como a voltagem necessária para funcionar a calculadora é de 1,5 V, teve-se a voltagem necessária para realizar o seu funcionamento.
3. CONCLUSÃO
	 Com a verificação experimental da equação de Nernst, foi possível compreender como a força eletromotriz de uma célula galvânica sofre influência das concentrações dos íons que fazem parte dos eletrodos de uma pilha. O experimento permitiu maior compreensão sobre relação do principio de Le Chatelier ao potencial da célula. 
	 Com relação ao experimento de construção de pilhas de limão e batata, também foi possível alcançar todos os objetivos, construindo-se diferentes pilhas e verificando-se a força eletromotriz das mesmas, tanto conectadas individualmente, como em série. Pôde-se compreender então as formas alternativas de se fazer uma pilha e utilizar essas pilhas em série como bateria, para funcionar um dispositivo, como por exemplo, uma calculadora. 
	 Enfim, tanto a Verificação experimental da equação de Nernst, como a construção de pilhas de limão e batata foram suficientes para ampliar o entendimento à cerca das reações de oxirredução e do estudo da eletroquímica, como um todo. 
4. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS:
1. ROZEMBERG, I. M. Química Geral/ Izrael M. Rozemberg; São Paulo: Blucher, 2002.
2. ATKINS, P.; JONES, L. CHEMISTRY Molecules, Malter, and Channge W. H. Freeman and Company, 3ª Edition, New York, 1997.
3. BROWN, T.; LEMAY. H. E.; BURSTEN, B.E.; Quimica A Ciência Central, Pearson Prentice Hall, São Paulo, 2005. 
4. ROSENBERG, J. L. Teoria e problemas de Química Geral / Jerome L.Rosenberg e Lawrence M. Epstein; Trad. Roberto Fernando de Souza – 8ª ed. – Porto Alegre: Bookman, 2003. 
5.http://unifia.edu.br/revista_eletronica/revistas/gestao_foco/artigos/ano2011/gestao_foco_Pilhas.pdf 
6. http://qnesc.sbq.org.br/online/qnesc11/v11a01.pdf 
7. Kotz, J. C. & Treichel, P. JR. (2009) Química e Reação Química, vol. II, LTC.
8. http://pontociencia.org.br/gerarpdf/index.php?experiencia=1088
9. http://www.feiradeciencias.com.br/sala12/12_23.asp
 
5. ANEXOS
Cálculos de Verificação da variação da Fem da célula eletroquímica, através da equação de Nernst:
Zn (s) + Cu2+(aq, 1 mol L-1) Zn2+(aq, 1 mol L-1 ) + Cu (s)
E°cel = E°(processo de redução) – E°(processo de oxidação)
E°cel = (+0,34 V) – ( - 0,76 V)
E°cel = 1,10 V
Solução 1 (ZnSO4 a 0,1 mol L-1) combinada com Solução 4 (CuSO4 a 0,1 mol L-1) :
Solução 1 (ZnSO4 a 0,1 mol L-1) combinada com Solução 5 (CuSO4 a 0,01 mol L-1) :
Solução 1 (ZnSO4 a 0,1 mol L-1) combinada com Solução 6 (CuSO4 a 0,001 mol L-1) :
Solução 2 (ZnSO4 a 0,01 mol L-1) combinada com Solução 4 (CuSO4 a 0,1 mol L-1) :
Solução 2 (ZnSO4 a 0,01 mol L-1) combinada com Solução 5 (CuSO4 a 0,01 mol L-1) :
Solução 2 (ZnSO4 a 0,01 mol L-1) combinada com Solução 6 (CuSO4 a 0,001 mol L-1) :
Solução 3 (ZnSO4 a 0,001 mol L-1) combinada com Solução 4 (CuSO4 a 0,1 mol L-1) :
Solução 3 (ZnSO4 a 0,001 mol L-1) combinada com Solução 5 (CuSO4 a 0,01 mol L-1) :
Solução 3 (ZnSO4 a 0,001 mol L-1) combinada com Solução 6 (CuSO4 a 0,001 mol L-1) :
Questionário
(Verificação Experimental da equação de Nernst)
1. Escreva as semi–reações de cada um dos eletrodos e a reação da pilha de Daniell.
Semi-reações:
Redução: Cu2+ (aq) + 2 e- Cu (s)
Oxidação: Zn (s) Zn2+ (aq) + 2 e-
Reação da pilha de Daniell:
Zn (s) + Cu2+ (aq) Zn2+ (aq) + Cu (s)
2. Observando as semi–reações, indique qual eletrodo é o ânodo e qual é o cátodo. Justifique.
O Zinco sólido doa dois elétrons ao Cobre aquoso, formando assim os íons Zn2+ e partindo para a solução. O zinco é, portanto, o anodo.
Os íons Cu2+(aq) recebem esses dois elétrons do zinco, se reduzem a Cu(s). Portanto, o cobre é o catodo.
3. Consulte uma tabela e anote os valores dos potenciais padrão de redução para as seguintes semi–equações:
Cu2+(aq) + 2e- Cuo(s)		 Eo = + 0,34 V
Zn2+ (aq) + 2e- Zno(s)		 Eo = - 0,76 V
4. Com base nestes dados, calcule a diferença de potencial elétrico da célula eletroquímica.
E°cel = (+0,34 V) – ( - 0,76 V)
E°cel = 1,10 V
5. Compare o valor calculado da diferença de potencial da célula com os valores observados experimentalmente. Calcule o erro percentual das medidas e justifique.
Erro experimental = 
Célula Eletroquímica com Soluções 1 e 4:
Erro percentual = = 8,18%
Célula Eletroquímica com Soluções 1 e 5:
Erro percentual = = 0%
Célula Eletroquímica com Soluções 1 e 6:
Erro percentual = = 8,18%
Célula Eletroquímica com Soluções 2 e 4:
Erro percentual = = 7,27%
Célula Eletroquímica com Soluções 2 e 5:
Erro percentual = = 10%
Célula Eletroquímica com Soluções 2 e 6:
Erro percentual = = 13,64%
Célula Eletroquímica com Soluções 3 e 4:
Erro percentual = = 10%
Célula Eletroquímica com Soluções 3 e 5:
Erro percentual = = 12,73%
Célula Eletroquímica com Soluções 3 e 6:
Erro percentual = = 15,45%
6. Qual a finalidade do material poroso e da ponte salina nas células eletroquímicas?
Uma ponte salina é geralmente constituída por um tubo de vidro em formato de "U" contendo um sal que é bastante solúvel. A ponte salina permite o contato entre as soluções, mantendo assim o equilíbrio das cargas. Os cátions migram para o catodo, e os ânions migram para o anodo. De forma similar é a utilidade do material poroso, que permite a migração dos íons na célula eletroquímica.
7. Relacione a diferença de potencial elétrico de uma célula eletroquímica com a espontaneidade da reação. Por que, na pilha do experimento, a redução do zinco e a oxidação do cobre não ocorrem espontaneamente? O que seria preciso para que esses processos ocorressem?
O potencial elétrico de uma de uma célula eletroquímica se relaciona com a espontaneidade da reação da seguinte forma: quando o valor do potencial é positivo, denomina-se a que a reação é espontânea. Quando este valor é negativo, diz-se que a reação não é espontânea. Como o valor do potencial elétrico está diretamente relacionado à energia livre de Gibbs, pode-se dizer que a reação é termodinamicamente favorável , no entanto ela não ocorre por conta do cobre e zinco apresentarem uma camada superficial oxidada. Para que o processo ocorra, é necessária a remoção desta camada de oxido.
		
8. Construa um gráfico de log [Zn2+]/[Cu2+] versus ∆E0, utilizando os dados da Tabela 1. Verifique a validade da Equação de Nernst.
Questionário 
(Construção de pilhas de limão e batata)
 O que é uma pilha?
Uma pilha é uma fonte de energia eletroquímica fechada e portátil, que contém uma ou mais células voltaicas. Elas são basadas em uma variedade de diferentes reações redox.
Qual é a diferença entre uma pilha primária e uma secundária?
 Pilha primaria é aquela que pode ser recarregada depois que sua fem chega a zero. Já a secundária não pode ser recarregada. Uma vez que as reações de oxirredução acabam, ali acaba também a vida útil da pilha.
Determinado dispositivo requer uma fonte elétrica portátil de 7,5 V. Será possível usar uma única pilha com base em uma única célula voltáica como a força elétrica? Explique.
Não, pois uma pilha comum possui uma voltagem de 1,5 V. Para realizar o funcionamento desse dispositivo, seria necessária a utilização de pilhas em série (um sistema de células voltaicas múltiplas), totalizando 7,5 V.
Panelas de alumínio são muito utilizadas no cozimento de alimentos. Os potenciais de redução (Eº) indicam ser possível a reação deste metal com água. A não ocorrência dessa reação é atribuída a presença de uma camada aderente e protetora de óxido de alumínio formada na reação do metal com o oxigênio do ar. 
Escreva a equação balanceada que representa a formação da camada protetora. 
4Al (s) + 3O2 (g) → 2Al2O3(s)
 Com os dados de Eº abaixo, explique como foi feita a previsão de que o alumínio pode reagir com água. 
Dados:
Al3+(aq) + 3e- Alo(s)		 	 Eo = - 1,66 V
2 H2O(l) + 2e- H2 + 2 OH-(aq)		 Eo = - 0,83 V
		Com base nos potenciais de redução, é possível prever que há uma tendência do alumínio reagir com a água, porque a reação acontece de forma espontânea, no sentido do valor positivo de ∆E°.