Relatorio - Potencial de Eletrodo

Prévia do material em texto

INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIENCIA E TCNOLOGIA DE SÃO PAULO 
CAMPUS PIRACICABA 
BACHERELADO EM ENGENHARIA ELÉTRICA 
 
 
POTENCIAL DE ELETRODO 
Relatório experimental 
 
 
Disciplina: Química 
Professor: Luis Nelson Prado Castilho 
Data do experimento: 22/11/2018 
 
NOMES: PRONTUARIOS: NOTA 
DENISON RODRIGO FERREIRA PC3001431 
GABRIEL SOUZA DA SILVA PC3001466 
MATHEUS DA NOBREGA PC3001717 
VITOR FERNANDES BARBOSA PC3002942 
 
 
PIRACICABA 
2018 
1 
 
Sumário 
 
1. OBJETIVO .......................................................................................................................... 2 
2. INTRODUÇÃO .................................................................................................................. 3 
3. PARTE EXPERIMENTAL ................................................................................................ 6 
3.1 MATERIAIS E REAGENTES .................................................................................... 6 
3.2 PROCEDIMENTOS .................................................................................................... 6 
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES .................................................................................... 11 
5. CONCLUSÃO .................................................................................................................. 15 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS .............................................................................. 16 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
2 
 
1. OBJETIVO 
 
Este experimento tem por objetivo estudar e determinar experimentalmente o potencial 
entre os eletrodos de zinco e cobre utilizando o eletrodo padrão de hidrogênio e usando o suco 
de laranja como referência para os potenciais. 
 
 
3 
 
2. INTRODUÇÃO 
 
A eletroquímica estuda os fenômenos envolvendo a produção e a utilização de corrente 
elétrica, esse fenômeno ocorre através da transferência de elétrons em uma reação de óxido-
redução que é uma reação na qual uma substância atua simultaneamente como um agente 
oxidante (recebe elétrons) e como um agente redutor (perde elétrons) (USBERCO, 1997). 
 
As células eletroquímicas são divididas em duas áreas: 
Células galvânicas ou voltaicas são dispositivos nos quais uma reação espontânea de 
óxido-redução produz corrente elétrica. (RUSSEL, p. 265) 
Célula Eletrolítica é o processo possível, por usar a energia elétrica para fazer com que 
reações redoxes não espontâneas ocorram. (BROWN, p. 754) 
Este experimento é baseado na célula galvânica. Utilizando a reação de oxirredução 
simples (Reação que ocorre quando uma espécie química perde elétrons, oxidando-se; 
enquanto a outra espécie ganha elétrons, reduzindo-se) entre o cobre e zinco que ocorre 
espontaneamente quando o zinco é mergulhado em uma solução aquosa de sulfato de cobre. 
 
A reação entre zinco e íons de cobre (II) é espontânea enquanto houver condições para a 
transferência de elétrons do Zn₍s₎ para o Cu²⁺₍aq₎, essa transferência irá acontecer; o zinco é 
oxidado e os íons de cobre são reduzidos: 
 
2e⁻ + Cu²⁺₍aq₎ → Cu₍s₎ (Redução) 
 Zn₍s₎ → Zn²⁺₍aq₎ + 2e⁻ (Oxidação) 
 
Zn₍s₎ + Cu²⁺₍aq₎ → Zn²⁺₍aq₎ + Cu₍s₎ (Reação Global) 
 
 
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 
4 
 
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 Cu²⁺ que receberão os elétrons vindos do zinco reduzirão. O eletrodo de 
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. 
 
2e⁻ + Cu²⁺₍aq₎ → Cu₍s₎ (Cátodo) 
Zn₍s₎ → Zn²⁺₍aq₎ +2e⁻ (Ânodo) 
 
Zn₍s₎ + Cu²⁺₍aq₎ → Zn²⁺₍aq₎ + Cu₍s₎ (Célula Galvânica) 
 
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, onde: E°' corresponde ao potencial de redução padrão do Cu e o 
E°''corresponde ao potencial de oxidação padrão do ânodo a 25ºC (RUSSEL,1994). 
 
2e⁻ + Cu²⁺₍aq₎ → Cu₍s₎ E° '= +0,342V 
 Zn₍s₎ → Zn²⁺₍aq₎ + 2e⁻ E°'' = +0,762V 
 
Zn₍s₎ + Cu²⁺₍aq₎ → Zn²⁺₍aq₎ + Cu₍s₎ E°= E°' + E°'' = +1,104V 
 
5 
 
As células galvânicas podem ser representadas a partir de uma notação simplificada, o 
diagrama de célula (RUSSEL,1994). O diagrama de célula da pilha exemplificada neste 
relatório é o seguinte: 
Zn₍s₎ | Zn²⁺₍aq₎ | Cu²⁺₍aq₎ | Cu₍s₎ 
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: 
Zn₍s₎ | Zn²⁺₍aq₎ || Cu²⁺₍aq₎ | Cu₍s₎ 
6 
 
3. PARTE EXPERIMENTAL 
 
3.1 MATERIAIS E REAGENTES 
Para a realização do experimento foram utilizados: 
 Becker de 400 ml; 
 Becker de 100 ml; 
 Voltímetro; 
 Balança digital; 
 Tubo em U; 
 Algodão; 
 Eletrodos: de grafita, de cobre e de zinco; 
 Suco de Laranja; 
 Cloreto de sódio 
 Água; 
 
3.2 PROCEDIMENTOS 
 
 Foi necessária a preparação de três soluções para o experimento, além do suco de 
laranja industrializado: uma de sulfato de cobre e duas de cloreto de sódio, sendo uma 
saturada e a outra não. 
 Solução de sulfato de cobre: Foi preparada em um Becker de 400 mL. Pesou-se, 
utilizando uma balança digital, 62,4g de sulfato de cobre (CuSO4) (equação 1)(Figura 
1), que posteriormente foi dissolvido em 150 mL de água, a uma concentração de 1,0 
mol/ L. Após a total dissolução do sulfato de cobre, completou-se o volume do Becker 
até a marca de 250 mL, de modo que a solução ficasse homogênea, como se observa 
na Figura 2. 
7 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 A solução de cloreto de sódio: Foi preparada em um Becker de 400 ml. Adicionamos à 
150 ml de água à uma massa de 14,6g de cloreto de sódio (NaCl)(equação 2), obtendo-
se uma solução de concentração igual à 1.0 mol/L. Assim que essa massa foi 
totalmente dissolvida, utilizando um bastão de vidro para mexer, completou-se o 
volume do Becker até a marca de 250 mL, homogeneizando a solução, como mostrado 
na Figura 3. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 A solução saturada de cloreto de sódio: Foi preparada em um Becker de 100 mL. 
Adicionou-se à 100 mL de água, massa suficiente de cloreto de sódio para que se 
formasse corpo de fundo – cerca de 40g de NaCl - na solução, isto é, até solução 
saturar-se. O corpo de fundo pode ser observado na Figura 4. 
Figura 1- Sulfato de cobre sendo pesado Figura 2- Solução de sulfato de cobre em água 
Figura 3- Solução de cloreto de sódio em água 
8 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 Utilizou-se 250 mL do suco de laranja industrializado (Figura 5), em um Becker de 
400 mL, como eletrodo de referência (Figura 6). 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Preparou-se, tambémo tubo em U, que faria o papel de ponte salina no experimento. 
Colocou-se algodão nas extremidades de escoamento do tubo, para que não fosse perdido 
líquido durante o procedimento. Assim, colocou-se a solução saturada de cloreto de sódio até 
a borda do tubo. Colocou-se uma quantidade suficiente de algodão nas extremidades abertas 
Figura 4- Solução saturada de cloreto de sódio em água 
Figura 5 - Suco industrializado utilizado como eletrodo de referência 
9 
 
do tubo para evitar que sua solução se misturasse com as soluções contidas nos Beckers. 
Além disso, foi necessário polir as placas de zinco e cobre, até ficarem sem sinais de 
oxidação. 
Preparadas as soluções que seriam utilizadas para o experimento e prontas as placas, 
iniciou-se o experimento. Primeiramente, colocou-se cada uma das extremidades do tubo em 
U em um Becker, cada um contendo uma solução. No primeiro caso, colocou-se suco de 
laranja em um Becker e a solução de cloreto de sódio em outro. 
Com o auxílio do voltímetro, inseriu-se uma ponta presa ao cilindro de grafita no 
eletrodo de referência (suco de laranja) e com a outra ponta do voltímetro, prendemos a placa 
de zinco e colocamos dentro da solução de cloreto de sódio (Figura 8). 
Encostando os fios do voltímetro nos fios negativos e positivos simultaneamente, 
obteve-se a diferença de potencial entre o eletrodo padrão de laranja e o eletrodo de zinco. 
Obteve-se -1,0642V para o zinco. Trocando a solução de cloreto de sódio pela solução de 
sulfato de cobre. Obteve-se 0,0445V para o eletrodo de cobre.P 
Figura 6 - Placas de cobre e de zinco 
Figura 7 - Potencial entre solução de zinco e o eletrodo e cobre e eletrodo 
10 
 
 
Por fim, colocamos as soluções de cobre e de zinco ligadas pelo tubo em U para 
determinas o potencial diretamente. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
Figura 8- Potencial entre a solução de cobre e de zinco 
11 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES 
 
 Seguindo a teoria que aborda o conceito de Eletroquímica descritos na introdução, a 
atividade realizada exibiu experimentalmente o conhecimento teórico específico de Potencial 
de Eletrodo, onde foi observado a Diferença de Potencial entre uma placa de Cobre e uma 
placa de Zinco. 
 A Tabela 1 abaixo, ressalta que foi utilizado 62,4 gramas de Sulfato de Cobre Penta 
Hidratado e 14,625 gramas de Cloreto de Sódio para realizar o experimento. Os valores das 
massas foram calculados através da Equação 1 que remete o cálculo para definir a massa 
necessária de Sulfato de Cobre Penta Hidratado e a concentração do mesmo, e através da 
Equação 2 que foi utilizada para definir a massa do Cloreto de Sódio e a quantidade de 
matéria desse reagente na solução. Ambas equações consistem na relação de massa com a 
quantidade de matéria presente na solução utilizada no experimento. 
1 ��� �� ����� ���� → 1000 �� �� á��� 
∴ 250 �� �� á��� → 0,25 ��� �� ����� ∙ ���� 
1 ��� �� ����� ���� → 249,6 ������ �� ����� ∙ ���� 
∴ 0,25 ��� �� ����� ∙ ���� → 62,4 ������ �� ����� ∙ ���� 
Equação 1-Massa do Sulfato de Cobre Penta Hidratado 
1 ��� �� ���� → 1000 �� �� á��� 
∴ 250 �� �� á��� → 0,25 ��� �� ���� 
1 ��� �� ���� → 58,5 ������ �� ���� 
∴ 0,25 ��� �� ���� → 14,625 ������ �� ���� 
Equação 2- Massa do Cloreto de Sódio 
 
 
Observação: em todos dos cálculos, foram utilizadas para as massas 
de todos os elementos químicos os valores aproximados descritos na 
Tabela Periódica dos Elementos Químicos sobre as definições da 
12 
 
União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC - 
International Union of Pure and Applied Chemistry) 
 
 Sulfato de Cobre Penta 
Hidratado 
Cloreto de Sódio 
Massas (g) 62,4 14,625 
Concentração (mol/litro) 0,25 0,25 
Tabela 1 Massa e Quantidade de Matéria 
 
A Tabela 2 abaixo ilustra a Diferença de Potencial obtida através dos testes 
experimentais entre a placa de Cobre e a solução de Eletrodo Padrão e a placa de Zinco com a 
solução de Eletrodo Padrão, que nesse experimento foi utilizado como sendo uma solução de 
suco de laranja em uma quantidade de 250 ml. 
 
 Cobre Zinco 
Diferença de Potencial (v) 0,0445 -1,0642 
Tabela 2 Diferença de Potencial Obtida 
 
Os dados obtidos reiteram a teoria apresentada, onde afirma que em uma reação de 
oxirredução, que é aquela onde uma redução e oxidação e uma reação de redução, ocorrem 
simultaneamente, existe o movimento de íons entre os eletrodos, através do material condutor 
entre eles, desta forma, compreendendo que a atividade consiste na experimentação da Pilha 
de Daniell, esse processo é definido como sendo um processo galvânico ou voltaico, onde as 
reações que ocorrem nos eletrodos tendem a prosseguir espontaneamente e produzir portanto, 
um fluxo de elétrons do ânodo (espécie oxidada) para o cátodo (espécie reduzida) através do 
condutor externo, que na atividade apresentada é a Ponte Salina. 
 Sob essa ótica, seguindo a literatura apresentada, a espécie reagente que irá perder 
elétrons, ficará com o valor numérico do Potencial Elétrico com sinal negativo e produzirá 
uma espécie química oxidada e conforme a Tabela 2 exalta, o Zinco foi o elemento químico 
que cedeu elétrons através da Ponte Salina, o Zinco portanto é a espécie oxidada da reação, 
13 
 
ocasionando em um movimento ordenado de elétrons por meio do material conduzido, 
proporcionando uma Diferença de Potencial entre as espécies químicas. A placa de Cobre 
portanto, é a espécie reagente que recebeu elétrons, se tornando então, a espécie reduzida no 
experimento proposto. 
Logo, para compreender o Potencial de Eletrodo deve ser realizado uma soma entre as 
Diferenças de Potenciais encontradas, entre os reagentes da reação. A Equação 3 abaixo 
define a variação de Energia Potencial do sistema experimental realizado na atividade 
proposta. 
∆� = ����� + ����� = 0,0445 + (−1,0642) = 1,1087 ����� 
Equação 3 Variação de Energia Potencial Obtida Experimentalmente 
 Os valores padrões dos potenciais de redução do Cobre e do Zinco são, no caso da 
pilha de Daniell, 0,337 e -0,763 respectivamente. Geralmente esses valores associados ao 
potencial de um elemento químico é chamado de série eletroquímica e representa o Potencial 
Padrão de Eletrodos. As semirreações de cada elemento químico e a reação global do sistema 
experimental estão representadas na Equação 4 abaixo. Logo, o valor da variação de Energia 
Potencial definida convencionalmente é 1,10 volts e pode ser calculada através da Equação 5. 
Cu�� + 2 �� ⇄ Cu 
Zn�� + 2 �� ⇄ Zn 
∴ �� + Cu�� → Zn�� + Cu 
Equação 4 Semirreações e Reação Global 
∆�° = ���′�� + ���′�� = 0,337 + (−0,763) = 1,10 ����� 
Equação 5 Variação de Energia Potencial Padrão 
 Portanto, é possível observar que os resultados obtidos experimentalmente se 
assemelham muito com os valores teóricos calculados e convencionados pela União 
Internacional de Química Pura e Aplicada. A diferença obtida no experimento em relação aos 
valores padronizados, ocorrem em razão de que existem fatores externos em ambientes 
laborais que influenciam diretamente no resultado final, além de que, o cálculo para definir a 
Energia Potencial Padrão é realizado sob as condições específicas de 25ºC e 1 atm., o mesmo 
não ocorreu na elaboração do experimento, o que interfere na diferença entre o resultado 
14 
 
experimental e o resultado calculado. A Tabela 3 abaixo exalta os valores obtidos na atividade 
apresentada e os valores padrões. 
Resultados Variação da Energia Potencial do Sistema (v) 
Experimental 1,1087 
Padrão 1,1000 
Tabela 3 Comparação entre as Variações de Energia Potencial 
 
De acordo com a análise obtida através da observação do experimento é possível 
inferir que conforme o tempo avança, a diferença de potencial entre a placa de Zinco e a 
solução de Eletrodo Padrão e a placa de Cobre com a solução de Eletrodo Padrão tendem a 
diminuir, uma vez que a reação global tende ao equilíbrio, visto que, conformeexiste uma 
corrente elétrica promovendo o movimento ordenado dos elétrons no sistema, os íons fluirão 
através da Ponte Salina e propiciará no equilíbrio da diferença de potencial do sistema. 
Quando ocorrer o equilíbrio não existirá mais uma diferença de potencial entre as especiais 
químicas, ambas semirreações ocorrem com a mesma velocidade e a medição através do 
multímetro apresentará um valor de Tensão Elétrica igual a zero. Quando acontecer o 
equilíbrio e não existir mais uma Diferença de Potencial, nesse instante, as concentrações dos 
íons dos elementos químicos presentes na reação, não proporcionarão mais o fluxo de elétrons 
pelo meio. 
Em uma pilha comum de Cobre e Zinco abaixo, aquela que possui placas interligadas 
através de um material condutivo, sendo uma placa de Cobre e outra de Zinco, conforme o 
tempo vai se passando, o fluxo de íons e a transferência de elétrons continuam ocorrendo, a 
diferença de potencial do sistema vai diminuindo assim como ocorreu nos testes 
experimentais realizados. Posto isso, como há uma reação de oxidação e uma reação de 
redução ocorrendo simultaneamente no interior de uma pilha, em um determinado momento, 
o reagente de redução irá entrar em equilíbrio com o reagente de oxidação, fazendo com que a 
Energia Potencial das cargas presentes em uma placa da pilha seja igual a Energia Potencial 
das cargas presente na outra placa dessa pilha, fazendo com que não haja mais nenhuma 
Diferença de Potencial Elétrico entre as placas, o que não ocasiona o movimento ordenado de 
elétrons, logo, não existirá mais a ddp nesse sistema e como é possível observar no cotidiano, 
a pilha não terá mais utilidade. 
 
15 
 
5. CONCLUSÃO 
 
 Portanto, foi possível concluir com o experimento de Potencial de Eletrodo, conceitos 
de Eletroquímica. Desta maneira, foi concebível observar que os dados obtidos 
experimentalmente se assemelham consideravelmente com o resultado padrão, logo, é 
necessário atentar a uma execução cuidadosa do experimento realizado, uma vez que a 
realização incorreta acarretará em resultados descoincidentes. 
 Sendo assim, foi constatado conformidade com os resultados obtidos em relação ao 
que era esperado e concordância entre a teoria estudada e a prática elaborada. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
16 
 
 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 
 
IUPAC - INTERNATIONAL UNION OF PURE AND APPLIED CHEMISTRY. Periodic 
Table Of Elements. Disponível em: https://iupac.org/what-we-do/periodic-table-of-elements/ 
Acesso em: 22/11/2018 
RUSSELL, J. B. Química Geral. Volume 2. 2. ed. São Paulo: Pearson Makron Books, 1994. 
USBERCO, J. U. Química Volume Único. Volume 1. 3. ed. São Paulo : Saraiva, 1997. 
BROWN, T. L. B. Química: a ciência central. Volume 3. 9 ed. São Paulo: Pearson, 2005. 
 
 
	1. OBJETIVO
	2. �INTRODUÇÃO
	3. �PARTE EXPERIMENTAL
	3.1 MATERIAIS E REAGENTES 
	3.2 PROCEDIMENTOS 
	4. RESULTADOS E DISCUSSÕES
	6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS