DETERMINAÇÃO DA FEM DE UMA CÉLULA GALVÂNICA E ELETROQUÍMICA E GALVANOPLASTIA

Prévia do material em texto

DETERMINAÇÃO DA FEM DE UMA CÉLULA GALVÂNICA E ELETROQUÍMICA E 
GALVANOPLASTIA 
UNIVERSIDADE FEDERAL DE GOIÁS (UFG) 
INSTITUTO DE QUÍMICA (IQ) 
BELKSLAINE RAMALHO ESPÍNDOLA e DANIEL VIEIRA GONDIM 
23/08/2021 
 
Determinação da FEM de uma célula galvânica 
 
INTRODUÇÃO 
Uma célula eletroquímica é constituída por dois eletrodos que se trata de condutores 
metálicos em contato com um eletrólito, além disso há um condutor iônico que pode ser uma 
solução, um líquido ou um solido. Se os dois eletrólitos forem diferentes, no caso desse trabalho 
tem-se essa situação, os dois compartimentos podem ser unidos por uma ponte salina. Esta tem 
como característica o formato de um tubo contendo uma solução concentrada de eletrólito, 
geralmente cloreto de potássio num gel de ágar. Uma pilha galvânica é uma célula 
eletroquímica que gera eletricidade através de uma reação espontânea, enquanto em uma célula 
eletrolítica é uma célula eletroquímica na qual uma reação não espontânea é induzida por uma 
fonte de corrente externa.[1] 
Tendo como base esses conceitos o seguinte trabalho abordará sobre potencial-padrão, 
lei limite de Debye Huckel e, principalmente a equação de Nernst, tais ferramentas irão 
colaborar na comparação entre o potencial padrão da pilha com o seu potencial medido, na 
determinação do coeficiente de atividade em soluções diluídas e na relação entre o potencial 
da pilha à composição da mistura de reação, respectivamente.[2] 
 
OBJETIVO 
Parte 1 
Medir a força eletromotriz (diferença de potencial) de uma célula galvânica, a pilha de 
Daniell, no estado padrão, 25°C, 1atm, 1 mol kg-1 ZnSO4 e 1 mol kg
-1 CuSO4, em circuito 
aberto e calcular o coeficiente de atividade para as duas soluções. 
Parte 2 
Medir a fem da célula de concentração de soluções de sulfato de cobre e o coeficiente 
de atividade para cada concentração. 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Parte 1 
Os seguintes materiais foram empregados: dois béqueres de 50 mL, 100 mL de CuSO4 
1 mol kg-1, 100 mL de ZnSO4 1 mol kg
-1, um eletrodo de cobre, um eletrodo de zinco, uma 
ponte salina de cloreto de potássio saturado e um voltímetro (0 a 5 V). 
Para montar a célula galvânica de Daniell foram utilizados: um béquer de 50 mL com 
cerca de 40 mL CuSO4 1 mol kg
-1 e outro béquer de 50 mL com cerca de 40 mL de ZnSO4 1 
mol kg-1. Foi mergulhado o eletrodo de cobre na solução de CuSO4, e o eletrodo de zinco na 
solução de ZnSO4. Em seguida, inseriu-se a ponte salina entre os dois béqueres. 
Por fim, foram conectados os eletrodos aos terminais do voltímetro de alta impedância 
e mediu-se a fem, o mais rapidamente possível e anotou-se os valores. 
 
RESULTADOS E DISCUSSÕES 
Parte 1 
Seguindo o procedimento experimental foi montada a célula galvânica conforme 
ilustrado na figura 1. Dessa maneira, utilizando a nomenclatura da IUPAC, tem-se que essa 
célula corresponde a descrição abaixo: 
|𝑍𝑛|𝑍𝑛𝑆𝑂4(𝑎𝑞) ⋮⋮ 𝐶𝑢𝑆𝑂4(𝑎𝑞)|𝐶𝑢| 
As linhas verticais representam interfaces, sendo que duas linhas seguidas representam 
uma junção electrolítica. Por convenção, o ânodo representa-se do lado esquerdo do 
diagrama.[3] 
A célula foi montada de uma maneira que o objetivo era medir o cobre contra o zinco, 
para isso, foi colocado o voltímetro neutro (fio vermelho) no zinco o outro voltímetro (fio 
preto) no cobre. 
Figura 1 Pilha de Daniell, exemplo de célula galvanica. 
Fonte: BARBOSA, M. Determinação da FEM de uma Célula 
Galvânica. Aula de Físico-Química Experimental II 2021 
Seguindo para as análises sobre as reações que estavam ocorrendo nessa pilha, é 
importante citar a tabela de potencial padrão, esta foi obtida a partir de experimentos onde o 
eletrodo padrão era o de hidrogênio (SHE) [4] e seu potencial foi convencionado como 0V e o 
outro eletrodo seria a semi-célula em estudo, como cobre, zinco, etc. Logo os potenciais padrão 
medidos são atribuídos à redução semi-célula. 
Com posse disso, tem-se que as semi-reações que ocorrem na pilha são: 
Lado direito: 𝐶𝑢2+(𝑎𝑞) + 2𝑒
− → 𝐶𝑢0(𝑠) 𝜀° = +0,34𝑉 𝑣𝑠 𝑆𝐻𝐸 
Lado esquerdo: 𝑍𝑛0(𝑠) → 𝑍𝑛
2+
(𝑎𝑞) + 2𝑒
− 𝜀° = −0,76𝑉 𝑣𝑠 𝑆𝐻𝐸 
Equação global: 𝐶𝑢2+(𝑎𝑞) + 𝑍𝑛
0
(𝑠) → 𝑍𝑛
2+
(𝑎𝑞) + 𝐶𝑢
0
(𝑠) 
Potencial padrão: 𝜀° = 𝜀°𝐷 − 𝜀°𝐸 = 0,34 − (−0,76) = 1,1𝑉 
Portanto, o potencial padrão dessa pilha seria de 1,1V, atentando-se ao sinal positivo 
do potencial, isso significa que a reação é espontânea, se fosse em posições inversas a reação 
não ocorreria. Retornando ao resultado do potencial, chegou-se em um valor experimental que 
se difere do padrão, sendo ele igual a 1,095V, a uma temperatura de 24,95°C. Isso pode ter 
acontecido em virtude de impurezas presentes na solução, as quais afetariam o resultado o 
distanciando do padrão. 
Por fim, procurou-se determinar os coeficientes de atividades dessa reação, para isso, 
foi necessário utilizar a equação de Nernst. Esta tem como objetivo calcular a diferença de 
Figura 2 Tabela de Ponteciais padrão em 25°C.Fonte: BARBOSA, M. Determinação da FEM de uma Célula Galvânica. Aula de 
Físico-Química Experimental II 2021 
potencial existente entre um metal e uma solução aquosa de um de seus sais, logo, o potencial 
E do eletrodo. 
Equação de Nernst: 𝜀 = 𝜀° −
𝑅𝑇
2𝐹
ln
𝑎𝐴𝑟𝑒𝑑
𝑎𝐴𝑜𝑥
 
Nesta equação será deduzido que 𝑎 = 𝛾+𝑏+ e 𝛾± = 𝛾+(Macinnes – 1919), logo tem-se: 
𝜀 = 𝜀° −
0,0257
2
ln
𝑏𝑍𝑛2+
𝑏𝐶𝑢2+
∗
𝛾±𝑍𝑛𝑆𝑂4
𝛾±𝐶𝑢𝑆𝑂4
 
Substituindo os valores de potencial padrão e o medido, tem-se: 
1,095 = 1,1 −
0,0257
2
ln
1
1
∗
𝛾±𝑍𝑛𝑆𝑂4
𝛾±𝐶𝑢𝑆𝑂4
 
Porém, chegou-se em uma equação com duas incógnitas, será necessário a segunda 
parte do experimento para obter-se o resultado desses coeficientes de atividade. 
*Retornando após as determinações na parte 2, será possível então obter o coeficiente 
de atividade de ZnSO4: 
1,095 = 1,1 −
0,0257
2
ln
1
1
∗
𝛾±𝑍𝑛𝑆𝑂4
𝛾±𝐶𝑢𝑆𝑂4
 
1,095 = 1,1 − 0,01285 ∗ ln∗
𝛾±𝑍𝑛𝑆𝑂4
0,0406
 
−0,005 = −0,01285 ∗ (ln 𝛾±𝑍𝑛𝑆𝑂4
− ln 0,0406) 
ln 𝛾±𝑍𝑛𝑆𝑂4
=
−0,005
−0,01285
+ ln 0,0406 
ln 𝛾±𝑍𝑛𝑆𝑂4
= −2,8149 
𝛾±𝑍𝑛𝑆𝑂4
= 0,0599 
 
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
Parte 2 
Em uma célula de concentração apenas as concentrações das meias-células são 
diferentes. Manteve o béquer de 50 mL com cerca de 40 mL CuSO4 1 mol kg
-1 da Parte 1. 
Encheu outro béquer de 50 mL com cerca de 40 mL de outra solução de CuSO4 0,1 mol kg
-1. 
Mergulhou eletrodos de cobre em ambas as soluções, colocou a ponte salina entre os dois 
béqueres e conectou os eletrodos aos terminais do voltímetro de alta impedância. Por fim, 
mediu-se a fem, o mais rapidamente possível. Repetiu-se o procedimento para outras soluções 
de CuSO4 de 0,01 e 0,001 mol kg
-1. A fem medida é da célula onde cx são as diferentes 
concentrações. 
 
RESULTADOS E DISCUSSÕES 
Parte 2 
Conforme o procedimento experimental informa, a segunda parte trabalhou com uma 
célula galvânica igual a: Cu(s) | CuSO4 (cx) || CuSO4(1 mol L-1 ) | Cu(s). 
Os resultados obtidos no experimento estão atribuídos na tabela 1. 
Conforme a análise sobre as semi-reações feitas na parte 1 e, utilizando os dados da 
figura 2, tem-se: 
Lado direito: 𝐶𝑢2+(𝑎𝑞) + 2𝑒
− → 𝐶𝑢0(𝑠) 𝜀° = +0,34𝑉 𝑣𝑠 𝑆𝐻𝐸 
Lado esquerdo: 𝐶𝑢0(𝑠) → 𝐶𝑢
2+
(𝑎𝑞) + 2𝑒
− 𝜀° = +0,34𝑉 𝑣𝑠 𝑆𝐻𝐸 
Equação global: 𝐶𝑢2+(𝑎𝑞) + 𝐶𝑢(𝑠) → 𝐶𝑢
2+
(𝑎𝑞) + 𝐶𝑢
0
(𝑠) 
Potencial padrão: 𝜀° = 𝜀°𝐷 − 𝜀°𝐸 = 0,34 − (0,34) = 0𝑉 
Escrevendo a equação de Nernst para essa pilha, encontra-se: 
𝜀 = 0 − 0,013 ln
𝑏𝐸 𝐶𝑢2+
𝑏𝐷 𝐶𝑢2+
∗
𝛾±
𝐸
𝛾±
𝐷 
Nesse caso, será possível utiliza a teoria de Debye-Hückel (DH) para a solução do lado 
esquerde de 0,001 mol kg-1, isto porque ela pode ser consideração diluída. Portanto, utilizando 
essa teoria foi possível obter o coeficiente de atividade desse ponto a partir da molalidade do 
íon (b), os coeficientes estequiométricos do cátion e do anion (𝑧+𝑧−) e ovalor da constante de 
A igual a 0,509: 
log 𝛾± = −𝐴|𝑧+𝑧−|𝐼
1
2 
Onde I é: 
𝐼 =
1
2
∑ 𝑧2𝑖
𝑖
∗ (
𝑏
𝑏𝜃
) 
𝐼 =
1
2
[(0,001 ∗ 22) + (0,001 ∗ (−2)2)] = 0,5 ∗ (4 ∗ 10−3 + 4 ∗ 10−3) = 4,00 ∗ 10−3 
log 𝛾±
𝐸 = −0,509 ∗ |2 ∗ (−2)|(4,00 ∗ 10−3)
1
2 = −0,1288 
𝛾±
𝐸 = 10−0,1288 = 0,7434 
b CuSO4 (mol/kg) Esquerda b CuSO4 (mol/kg) Direita E experimental (V)
0,1 1 0,017
0,01 1 0,031
0,001 1 0,052
Temperatura = 298 K
Tabela 1 Concentração das soluções de CuSO4 utilizadas e resultado encontrado para a Fem 
Substituindo os valores na equação de Nernst: 
0,052 = −0,013 ln
0,001
1
∗
0,7434
𝛾±
𝐷 
0,052 = −0,013 ln
0,0007434
𝛾±
𝐷 
−4,0 = ln 0,0007434 − ln 𝛾±
𝐷 
ln 𝛾± = ln 0,0007434 + 4,0
𝐷 
ln 𝛾± = −3,204
𝐷 
𝛾±
𝐷 = 𝑒−3,204 = 0,0406 
Dessa maneira, tem-se que o 𝛾±
𝐷 = 0,0406, partindo dele, foi determinado os demais 
coeficientes de atividade, conforme tabela 2: 
Segundo os valores tabelados na literatura, atingiu-se resultados bem próximos do 
esperado quando analisado a solução mais diluido, isto é, para a concentração de 0,001 o 
esperado era de 0,74 e chegou em 0,74. Já para as soluções mais concentradas o valor foi se 
distanciando, logo, para a concentração de 0,01 o esperado era de 0,41 e obteve-se 0,37 e para 
a concentração de 0,1 era de 0,16 e obteve-se 0,11. 
 
CONCLUSÃO 
Foi possível com experimento relacionar diversos valores tabelados com os resultados 
experimentais, como o coeficiente de atividade e os potenciais das pilhas. Isso corrobora no 
entendimento mais aprofundado da matéria teórica. 
 
REFERÊNCIAS 
 
1. Atkins P.; de Paula J. Físico-Química V 1 (cap 6). 10ª Ed. Grupo GEN. 2017 
2. BARBOSA, M. Determinação da FEM de uma Célula Galvânica. Aula de Físico-
Química Experimental II 2021. 
3. ELECTROQUÍMICA E CORROSÃO – CÉLULAS GALVÂNICAS OU 
ELECTROQUÍMICAS, 2003. 
Tabela 2 Resultados de coeficiente de atividade de CuSO4 direita e esquerda 
Concentração 
esquerda
Concentração 
direita
Coeficiente de 
atividade esquerda
Coeficiente de 
atividade direita
E experimental (V)
0,1 1 0,110 0,0406 0,017
0,01 1 0,374 0,0406 0,031
0,001 1 0,743 0,0406 0,052
<http://www.docentes.ipt.pt/valentim/ensino/cel_galvanicas.pdf>. Acesso em: 23 
agosto 2021. 
4. EQUILÍBRIO DA OXIDAÇÃO E REDUÇÃO, 2002. 
<http://www.esalq.usp.br/lepse/imgs/conteudo_thumb/Equil-brio-da-oxida--o-e-
redu--o.pdf>. Acesso em: 23 agosto 2021. 
 
 
 
http://www.docentes.ipt.pt/valentim/ensino/cel_galvanicas.pdf