A Pilha de Daniell

Universidade Tecnológica Federal do Paraná –[pic 1]

Campo Mourão

Departamento Acadêmico de Alimentos – DALIM

Curso: Engenharia de Alimentos

PILHA DE DANIELL - PRÁTICA 03

Disciplina: Química Experimental

Professora: Ailey Aparecida Coelho Tanamati

Data da Experiência: 24/11/2017                        Data da Entrega: 08/12/2017

Autores: Caio de Barros Garcia e Isabela Silvestrini

RESUMO

Para melhor compreensão sobre o funcionamento de uma pilha, bem como sua montagem, foi proposto a elaboração do experimento pilha de Daniell, onde, seguindo o roteiro pré-definido, foi possível alcançar êxito no entendimento do assunto, bem como, alcançar conclusões satisfatórias.

1. OBJETIVOS

O objetivo é a análise do funcionamento de uma pilha, medir o potencial de uma pilha de Daniell e a montagem desta.

1. INTRODUÇÃO

A pilha de Daniell representou um grande avanço tecnológico para a época, ela foi desenvolvida baseada nos princípios científicos da Eletroquímica. Michael Faraday Daniell, descobriu que a pilha seria mais eficiente se fossem usados dois eletrólitos ao invés de um só, os eletrodos são compostos por um metal imerso em uma solução de zinco e cobre, que fornece uma voltagem de aproximadamente 1,1V.

Se uma placa metálica de Zn (zinco) é inserida em uma solução contendo íons de cobre (CuSO4, por exemplo) é notável que após um tempo a placa de Zn sofre corrosão, ocorrendo a formação de um precipitado de cobre metálico e mudança na cor. Ocorre uma reação de oxirredução em que os elétrons de zinco fluem espontaneamente para os íons de cobre formando cobre metálico (s). O Zn metálico, após perder elétrons passa para a solução na forma de íons Zn2+.

Para se estabelecer a corrente elétrica é necessário um circuito fechado e de uma ponte salina, a pilha de Daniell cria as condições necessárias para que a reação de oxirredução entre o Zn e o Cu possa ocorrer mergulhando os eletrodos de zinco e cobre em soluções contendo seus respectivos íons, adicionado ao arranjo de uma ponte salina (fonte de íons) e um fio condutor ligado a um circuito externo, assim é construído o que é chamado de célula voltaica, nessas células há produção de corrente elétrica, que percorre os fios de ligação que unem os dois metais que constituem os eletrodos da célula que foram mergulhados nos respectivos eletrólitos.

Quando acontece a reação, os eletrodos e os respectivos eletrólitos vão se alterando de intensidade até que a corrente diminui e se anula, assim a reação atinge o equilíbrio e ambos eletrodos ficam com o mesmo potencial, ou seja, o polo negativo equilibra o positivo.

1. MATERIAIS E MÉTODOS

• 2 béqueres de 100 mL; 2 provetas de 50 mL; tubo de vidro em forma de U; 1 placa metálica de zinco; 1 placa metálica de cobre; 1 multímetro com garras; 1 pedaço de algodão; fio condutor; suporte universal; 2 argolas pequenas para funil; palha de aço.
• 30 ml de solução de 1 mol/L de sulfato de zinco (ZnSO4); 30 ml de solução de 1 mol/L de sulfato de cobre (CuSO4); 45g de sal de cozinha (NaCl)
• Foi colocado 50 mL de solução 1 mol/L de CuSO4 no béquer, e outros 50 mL de solução 1 mol/L de ZnSO4 em outro béquer. Feito isso, foi preparada a ponte de salina da seguinte forma: o tubo em formato de U, foi preenchido em sua totalidade com uma solução de NaCl, e nas pontas foram colocados dois pequenos pedaços de algodão, de modo a evitar vazamentos. Após isso, foram colocadas as pontas do tubo, dentro dos béqueres.
• As lâminas de zinco e cobre foram lixadas afim de remover as impurezas, feito isso, a lâmina de cobre foi colocada dentro do béquer de sulfato de cobre, e a lâmina de zinco, dentro da solução de sulfato de zinco.
• O multímetro foi ligado na posição 20V, o fio vermelho foi devidamente acoplado na lâmina de cobre, e o fio preto, ligado na lâmina de zinco. Com isso o multímetro indicou o potencial da pilha.

4. RESULTADOS E DISCUSSÕES

Tabela 1. Dados experimentais

Condições trabalhadas	Potencial observado	Potencial Calculado
1 mol/L	1,01	1,10
Diluídas	0,00	0,00
Potencial ao inverter os fios	0,68	-1,10
Potencial ao remover a ponte salina	0,00	0,00

1 mol/L +0,34 – (-0,76) = 1,10V