Experimento-7

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Marcos Gabriel Lopes da Silva 
Departamento de Química Fundamental, Universidade Federal de Pernambuco, Recife, Brasil 
 
Data da prática: 06/08/2021; Data de entrega do relatório: 14/08/2021 
 
Palavras chaves: Pilha; reação;
Introdução 
A natureza da eletricidade era desconhecida 
até segunda metade do século XVIII, quando o 
cientista italiano Luigi Galvani descobriu que ao 
tocar os músculos de animais mortos, 
principalmente sapos, com cilindros de cargas 
elétricas, que eles reagiam. Ele acreditava que a 
eletricidade provinha dos músculos. No fim 
daquele século, porém, outro cientista italiano, 
Alessandro Volta, sugeriu que a eletricidade 
provinha do fato de que os músculos estavam 
entre dois metais diferentes, quando tocados 
pelos cilindros. Ele provou que a eletricidade 
provinha dos metais construindo uma torre de 
discos de diferentes metais alternados, separados 
por folhas de papel embebidas com uma solução 
de cloreto de sódio. Observe a figura abaixo.1 
 
Esta aparelhagem, uma “pilha voltaica”, foi o 
primeiro dispositivo de armazenamento de 
eletricidade, uma bateria simples, mas abriu a 
porta para uma nova compreensão da estrutura 
da matéria, ela surpreendia os cientistas e, até 
mesmo, os governantes da época. 1 
Essas observações iniciais levaram a um ramo 
da química chamo de eletroquímica. Ela trata do 
uso de reações químicas espontâneas para 
produzir eletricidade e do uso da eletricidade para 
forçar as reações químicas não espontâneas a 
acontecerem. A eletroquímica também fornece 
técnicas de monitoramento de reações químicas e 
de medidas de propriedades das soluções, 
inclusive o pH de um ácido e as características 
termodinâmicas das reações. A eletroquímica 
também permite monitorar a atividade de nosso 
cérebro e de nosso coração, o pH de nosso sangue 
e a presença de poluentes em fontes de água. 1 
Uma corrente elétrica é o fluxo de elétrons 
por um circuito. Quando a corrente é gerada 
quimicamente, os elétrons saem de uma região 
em que ocorre oxidação e viajam até uma região 
que ocorre redução. Como a oxidação e a redução 
estão envolvidas na geração de correntes 
elétricas, as reações redox estão no centro da 
discussão da eletroquímica. 1 
Uma célula eletroquímica é um dispositivo 
em que uma corrente elétrica- o fluxo de elétrons 
através de um circuito- é produzida por uma 
reação química espontânea ou usada para forçar 
reações não espontâneas. Já uma bateria é uma 
coleção de células galvânicas, associadas em série 
ou paralelo. 1 
Em 1836, o químico e meteorologista inglês 
John Frederic Daniell (1790-1845) construiu uma 
pilha diferente da até então conhecida na época: 
a pilha de Alessandro Volta. Nesta pilha 
ele interligou dois eletrodos, que eram sistemas 
2 
 
constituídos por um metal imerso em uma solução 
aquosa de um sal formado pelos cátions desses 
metais. 2 
Um dos eletrodos, o eletrodo de cobre, era 
constituído de uma placa de cobre mergulhada em 
uma solução de sulfato de cobre (CuSO4). O outro 
eletrodo era o de zinco, constituído de uma placa 
de zinco mergulhada em uma solução de sulfato 
de zinco (ZnSO4). 2 
Esses dois eletrodos foram interligados por 
um circuito elétrico que continha uma lâmpada, 
pois se ela acendesse, indicaria o surgimento de 
uma corrente elétrica. 2 
Além disso, havia uma ponte salina entre 
elas. Essa ponte era constituída de um tubo de 
vidro em U contendo uma solução aquosa 
concentrada de um sal bastante solúvel, como o 
cloreto de potássio (KCl(aq)),por exemplo. As 
extremidades do tubo são revestidas com um 
algodão ou com ágar-ágar. 2 
Com o circuito fechado, a lâmpada se acende 
e após, algum tempo, a placa de zinco é corroída e 
tem a sua massa diminuída, já na de cobre ocorre 
o contrário, sua massa aumenta (conforme a 
figura abaixo). Nota-se também que há um 
aumento da concentração em mol/L dos íons. 2 
 
 
Uma equação muito importante para estimar 
potenciais de células(pilhas) fora do padrão é a 
equação de Nernst. 
 
Fonte: slideshares 
vidrarias 
 FeSO4 0.1 M. 
 Um pedaço de fio de cobre 
 Um prego limpo 
 Solução CuSO4 0.1 M. 
 AgNO3 0.1 M. 
 Solução de KCl (~1M) 
 Cordão de algodão. 
 Zn(s) e Cu(s) 
 Solução de CuSO4 0.1 M. 
 Solução de ZnSO4 0.1 M; 
 Voltímetro 
 NaOH 1,75 M 
 Micropipeta de 1 Ml. 
 
Metodologia 
1) Coloque um pedaço de fio de cobre, 
previamente lixado, num tubo de ensaio 
contendo 3 mL de FeSO4 0.1 M 
2) Deixe repousar. 
3) Coloque um prego limpo num segundo 
tubo de ensaio contendo 3 mL de solução 
CuSO4 0.1 M 
4) Deixe repousar 
5) Coloque um pedaço de fio de cobre 
lixado num terceiro tubo de ensaio com 
3 mL de AgNO3 0.1 M 
6) Deixe em repouso. 
7) Observe periodicamente cada tubo de 
ensaio e anote as observações. 
8) Prepare a ponte salina colocando solução 
de KCl (~1M) num béquer e mergulhe o 
cordão de algodão. 
9) Transfira para um béquer 70 mL de 
solução de ZnSO4 0.1 M; 
10) Tome um segundo béquer e coloque 70 
mL da solução de CuSO4 0.1 M. 
11) Mergulhe a lâmina de Zn na solução de 
ZnSO4 e a lâmina de cobre na solução de 
CuSO4. 
12) Coloque cuidadosamente a ponte salina 
entre os béqueres de forma que esta 
mergulhe em ambas as soluções. 
3 
 
13) s. Conecte os eletrodos com um 
voltímetro e leia o potencial da célula. 
14) Retire a ponte salina e leia novamente o 
potencial da célula. 
15) Recoloque a ponte salina e volte a ler o 
potencial da célula. 
16) Adicione 20 mL de uma solução de NaOH 
1,75 M ao béquer contendo a solução de 
CuSO4 0,1 M. Leia o potencial da pilha. 
17) Monte 4 pilhas com concentrações 
variáveis CuSO4 (10-1 , 10-3 , 10-5 e 10-7 
M)* e concentrações fixas de ZnSO4 0,1 
M. 
Resultados e Discussão 
Parte I: Reações de Oxi-redução 
 
O prego é um material feito através de uma 
liga metálica, geralmente o aço. O aço geralmente 
possui muito ferro em sua composição. Então, 
quando colocamos o prego dentro da solução de 
cobre observamos a ocorrência de uma reação 
redox, onde o ferro presente no prego é oxidado e 
o cobre presente na solução em forma de 
íons(Cu2+) é reduzido, depositando-se sobre a 
superfície do prego. Observe a reação de 
oxidação, a reação de redução e a reação global 
abaixo. 
Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e- E0 (V)= -0,44 
Cu2+(aq) + SO42-+2e→ Cu(s) + SO42 E0 (V)= +0,36 
Fe(s) + Cu2+(aq) + SO42- Fe2+(aq) + Cu(s) + SO42 
 
Quando o fio de cobre é adicionado ao 
nitrato de prata ocorre uma reação análoga, o 
cobre que inicialmente está no estado sólido sofre 
oxidação e a prata que sem encontra na solução 
aquosa do nitrato de prata sofre redução, 
depositando-se sobre o fio. Observe a reação de 
oxidação, a reação de redução abaixo e a reação 
global abaixo. 
Cu0(s) → Cu2+(aq) + 2e- E0 (V)= + 0,34 
 2 Ag+(aq) + 2e-→ 2 Ag0(s) E0 (V)= + 0,80 
2 Ag+(aq)+ Cu0(s)→ 2 Ag0(s)+ Cu2+(aq) 
 
A reação de oxirredução entre o fio de cobre 
e o sulfato de ferro não ocorre, visto que o 
potencial padrão de redução do cobre (E0 (V)= 
+0,36) é maior que o potencial padrão de redução 
ferro(E0 (V)= -0,44). Logo concluímos que: o ferro 
aparece abaixo do cobre na série eletromotriz e 
não tem poder para oxida-lo, assim, nada 
observasse no tubo de ensaio contendo sulfato de 
ferro e o fio de cobre. 
Portanto, com os resultados teóricos e 
experimentais podemos afirmar que: 
E0 (V), Ag+> E0 (V), Cu 2+> E0 (V), Fe2+ 
 
Parte II: Construção da Pilha de Daniell 
 
Fonte:https://www.manualdaquimica.com/f
isico-quimica/pilha-daniell.htm 
 
E as reações: 
Zn( s) ↔ Zn2+(aq) + 2 e- E0 (V)= -0,76 
Cu2+(aq) -+2e  Cu(s) E0 (V)= +0,36 
Zn( s) + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s) E0 (V)= +1,10 
 
Na parte pratica obtivemos um valor muito 
próximo ao valor teórico, o valor obtido foi de 
+1,087V. Esta pequena diferençapode ter 
ocorrido devido a pequenas influencias, como, por 
exemplo: uma pequena variação nas soluções das 
concentrações influenciadas pela umidade, 
temperatura do ambiente, tempo dos reagentes 
utilizados, etc. 
Ao adicionarmos 20mL de NaOH 1,75 M no 
béquer que continha a solução de sulfato de 
cobre, observou-se uma queda no potencial da 
pilha. Vamos inicialmente equacionar a reação 
entre o hidróxido de sódio e o sulfato de cobre. 
2 NaOH (aq) + CuSO4 (aq) Na2SO4 (aq) + 
Cu(OH)2 (s) 
Como podemos perceber através da reação 
acima, a reação entre o hidróxido de sódio e o 
4 
 
sulfato de cobre é uma reação de dupla troca, que 
dar origem a um novo sal (sulfato de sódio) e s 
uma nova base, que por sinal é insolúvel em 
solução aquosa (hidróxido de cobre (precipitado 
formado)). 
Como temos a formação de um novo sal, 
precisamos observar o potencial padrão de 
redução do seu cátion para tentar entender o que 
aconteceu com o potencial padrão de redução da 
célula. Então: 
Na+ (aq) + e- → Na (s) E0 (V)= -2,71 
Observe que o potencial padrão de redução 
do sódio é absurdamente menor que o potencial 
padrão de redução do cobre. Sendo assim, o 
catodo da pilha passa a ser a parte que contém o 
zinco e o sulfato de zinco, e o anodo a parte que 
contém o sulfato de sódio e a placa de cobre. Com 
isto, fica explicada a redução no potencial da pilha. 
A tabela 1 mostra os potenciais padrão para 
cada concentração de sulfato de cobre. 
Tabela 1. Variação do potencial com a 
concentração. 
Concentração(M) Potencial aferido(V) 
1X10-1 1,10 
1X10-3 1,013 
1X10-5 0,981 
1X10-7 0,936 
Com isto, podemos afirmar que a 
concentração do sulfato de cobre influencia 
diretamente no potencial da pilha, de tal maneira 
que o se a concentração aumenta, o potencial 
aumenta, se a concentração diminui, o potencial 
diminui. Este resultado está ligeiramente ligado a 
equação de Nernst, visto que, quanto menores 
forem as concentrações de sulfato de cobre maior 
será o coeficiente de reação na equação de 
Nernst, consequentemente menor será o 
potencial fora das condições padrão. 
A massa pode ser determinada? 
1) Cálculo da massa de hidróxido de sódio. 
Primeiro calculamos o número de mols 
pela formula de concentração molar, 
depois dizemos que massa é número de 
mols vezes a massa molar. Então, 
obtemos que a massa de NaOH é: 14 g. 
2) Procedimento análogo para a massa do 
sulfato de cobre. Então, obtemos que a 
massa do sulfato de cobre é: 11,17 g. 
3) Portanto, a massa dos reagentes 
é:25,17g. 
4) Usando a lei da conservação das massas, 
a massa nos reagentes deve ser igual a 
massa nos produtos. E, com isto, não 
concluímos nada.. 
Conclusão 
No presente experimento pudemos observar 
que: 
1) As reações redox só ocorrem se o 
“metal” que se encontra na forma sólida 
tiver o potencial de redução menor do 
que o potencial de redução do cátion 
presente em solução aquosa. 
2) Numa pilha de Daniell os elétrons devem 
fluir do anodo para o cátodo. 
3) A adição de hidróxido de sódio leva a 
precipitação do hidróxido de cobre e isto 
inverte o catodo e a anodo na pilha. 
4) A variação nas concentrações das 
soluções de sulfato de cobre influencia 
diretamente no potencial da pilha, 
quanto menor a concentração, menor o 
potencial da pilha. 
Referências 
 [1] Atkins, P; Jones, L. – Princípio de Química, 
ed. LTD. 
[2] Jennifer Rocha Vargas. "Pilha de Daniell"; 
 
5 
 
Questões 
 
1) Consulte uma tabela de 
potenciais e calcule o () 
para cada equação química 
da parte I. Baseado nos 
valores destes potenciais 
qual é o metal com maior 
caráter redutor? 
 
Os cálculos já constam no relatório, é o metal 
com maior caráter redutor é o ferro, visto que é o 
metal que possui o maior potencial de redução. Já 
a prata é o melhor agente oxidante, pois seu 
potencial de redução é o maior. 
2) Suponha que você tenha um soldadinho 
de chumbo e que deseja protegê-lo da corrosão. 
Isto pode ser feito guardando-o numa solução 
adequada. Entre as soluções utilizadas na parte II 
qual (ou quais) você escolheria para proteger o 
brinquedo? 
 
Sulfato de zinco, visto que possui o potencial 
de redução muito menor que o do chumbo. 
Sendo assim, poderia ser uma espécie de 
metal de sacrifício.