As Pilhas Galvânicas e de Concentração

PONTIFÍCIA UNIVERSIDADE CATÓLICA DE MINAS GERAIS[pic 1]

Engenharia Civil – Laboratório de Química

Bruna Bonvechio, Mylena Santos de Castro

RELATÓRIO

Pilhas Galvânicas e de Concentração

Poços de Caldas

2017

1. INTRODUÇÃO

O terceiro experimento da disciplina química experimental, realizado aos 22 dias do mês de agosto de 2017, na Pontifícia Universidade Católica de Minas Gerais, situada na cidade de Poços de Caldas, terá como objeto exercitar a seguinte teoria:

De acordo com Brady^[1], a eletroquímica trata da conversão de energia elétrica em energia química nas células eletrolíticas, assim como da conversão de energia química em energia elétrica nas pilhas galvânicas ou voltaicas. Em uma célula eletrolítica, ocorre um processo chamado eletrolise, no qual a passagem de eletricidade através da solução fornece energia suficiente para promover, desse modo, uma reação não-espontânea de oxirredução. Uma pilha galvânica, porém, é uma fonte de eletricidade resultante de uma reação espontânea de oxirredução que ocorre em solução.

Segundo o LaMat (Laboratório de Materiais da Unioeste), a matéria é composta de partículas eletricamente carregadas, portanto não é surpreendente a possibilidade de converter energia elétrica em energia química e vice-versa. Embora a discussão sobre a natureza da energia elétrica pertença ao campo da Física, certos aspectos da produção e usos da mesma competem à Química e mais propriamente à Físico-Química. Assim, a Eletroquímica trata do estudo da participação de energia elétrica em transformações químicas nas células eletrolíticas, assim como da conversão de energia química em energia elétrica nas células galvânica (nas pilhas ou baterias).

Em 1836, o cientista John Frederic Daniell (1790-1845) construiu uma pilha formada por dois eletrodos separados em duas semicelas.Como se pode ver na representação abaixo, um dos eletrodos era formado por uma placa de zinco metálico (Zn(s)) mergulhada em uma solução que continha cátions zinco (Zn2+(aq)), como uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4(aq)).

Já o segundo eletrodo era formado por uma placa de cobre metálico (Cu(s)) mergulhada em uma solução que continha cátions cobre (Cu2+(aq)), como uma solução de sulfato de cobre (CuSO4(aq)). Esses dois eletrodos eram interligados por um circuito externo, com uma lâmpada, cujo acendimento indicaria a passagem de corrente elétrica.

[pic 2]

Figura 1.1- Esquema da pilha de Daniell

1. OBJETIVOS

Este experimento tem como objetivo analisar o funcionamento das pilhas galvânicas e de concentração, e as definições de cátodo e ânodo

1. MATERIAIS E MÉTODOS

1. Materiais utilizados

• Béquer de 100ml e de 250ml;
• Placa de Cobre (Cu);
• Placa de Ferro (Fe);
• Placa de Zinco (Zn);
• Tubo de vidro em U;
• Voltímetro.

1. Reagentes utilizados

• Sulfato de Cobre (CuSO4) 0,1mol/L;
• Sulfato de Cobre (CuSO4) 0,01mol/L;
• Sulfato de Ferro (FeSO4) 0,1mol/L;
• Sulfato de Ferro (FeSO4) 0,01mol/L;
• Cloreto de Potássio (KCl) 3mol/L;
• Sulfato de Zinco (ZnSO4) 0,1mol/L.

1. Métodos

Foram usados béquers de 100ml e 250ml, que foram preenchidos com os seguintes reagentes, ZnSO4(0,1mol/L) , CuSO4(0,1mol/L), FeSO4(0,1mol/L), FeSO4(0,01mol/L).

Na primeira parte do experimento, foram montadas as seguintes pilhas:

Pilha 1 - Zn(s)/ ZnSO4(0,1mol/L)  // CuSO4(0,1mol/L) / Cu(s);

Pilha 2 - Fe(s) / FeSO4(0,1mol/L) // CuSO4(0,1mol/L) /Cu(s);

Pilha 3 - Zn(s)/ ZnSO4(0,1mol/L)  // FeSO4(0,1mol/L) / Fe(s);

Pilha 4 - Fe(s) / FeSO4(0,01mol/L)  // CuSO4(0,1mol/L) /Cu(s);

Na segunda parte do experimento, foi montada a seguintes pilhas:

Pilha 1 – Fe(s) / FeSO4(0,01mol/L) // FeSO4(0,1mol/L) / Fe(s);

Fez-se a leitura no voltímetro, identificou-se o anodo e o catodo. Calculou-se a diferença de potencial com os dados da série eletroquímica e comparou-os com os valores obtidos experimentalmente. Calculou-se os erros experimentais, fez-se a ponte salina preenchendo o tubo de vidro em forma de U com solução de Cloreto de Potássio (KCl) e colocou-se um pedaço de algodão nas extremidades, afim de evitar a dispersão da solução de Cloreto de Potássio (KCl) nos reagentes (Evitou-se a formação de bolhas de ar na ponte salina e o tubo de vidro estava totalmente preenchido. Analisou-se qual metal oxida e qual reduz. Verificou-se o que acontece quando se retira a ponte salina da primeira pilha.

1. RESULTADOS E DISCUSSÕES

Identificou-se o anodo e o catodo de cada reação, sendo o anodo a substancia que possui menor potencial de redução e o catodo a substancia que possui maior potencial de redução. Através das informações obtidas foi possível calcular os erros do experimento.

Pilha 1:

Zn2+ + 2e- → Zn        E°= -0,76 V                        P(teórico) = P(maior) – P(menor)

Cu2+ + 2e-→ Cu        E°= +0,34 V                        P(teórico) = 0,34 - (-0,76) = +1,1 V

        

        Zn → Zn2+ + 2e-        Eº=+0,76 V

        Cu2+ + 2e-→ Cu        Eº=+0,34 V

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