Construção de uma célula galvânica - pilha

1.Alunos: Gabriela Mendes da Silva (154102749).

Jhonathan Felipe Almeida Taborda (14205772).

Julia Lino D’agostin (14204687).

Tema: Prática 08  – Construção de uma célula galvânica - pilha

2.Resumo

Construir uma célula galvânica; Conceituar eletrodo; Medir o potencial de pilhas; Compreender o caráter intensivo do potencial; Produzir trabalho elétrico a partir de reação química espontânea; Conceituar oxidação e redução.

3.Introdução

A Célula de Daniell é um exemplo antigo de célula galvânica. Ela foi inventada pelo químico britânico Jonh Daniell em 1836, quando o avanço da telegrafia necessitou de uma fonte de energia. Na pilha de Daniell o eletrodo que sofre a oxidação é a placa de zinco, que é mergulhada em uma solução de ZnSO4 este eletrodo é chamado de ânodo, onde seu número de oxidação aumenta. Já o eletrodo que sofre redução é o eletrodo de cobre que é mergulhado em uma solução de CuSO4, este eletrodo é chamado de cátodo, onde seu número de oxidação diminui. O contato eletrolítico é feito através de uma ponte salina. A ponte salina é utilizada para interligar as semi-células, cotem um tipo de sal inerte e possibilita o fluxo de elétrons, formando assim um circuito fechado.

4.Material

• 4 tubos de ensaio;
• 2 béqueres de 250 ml;
• 2 balões volumétricos de 50ml;
• Mangueira de silicone de 10 cm;
• Algodão;
• 3 fios de cobre com garras tipo jacaré;
• 1 multímetro;
• 1 calculadora;
• Metal galvanizado (Zn);
• Fio de cobre (Cu);
• ZnSO4;
• CuSO4;
• KCl;

5.Procedimento Experimental

5.1 Preparo das soluções e montagem da pilha.

No inicio do processo pesamos as massas de ZnSO4 e CuSO4  e em cada uma preparamos a solução de 50 ml com a concentração de 0,1M em água destilada, dispusemos as soluções para tubos de ensaio preenchendo metade do tubo , no tubo contendo a solução de CuSO4 inserimos o fio de cobre, prendendo o mesmo com auxilio de uma garra de jacaré do fio de contato no outro tubo com a solução de ZnSO4, inserimos o material galvanizado, prendendo da mesma forma com a garra de jacaré.  

5.2 Preparo da ponte salina.

Pesamos uma massa de KCl e preparamos 10ml de uma solução com a concentração de 1M, inserimos uma massa de algodão em apenas uma extremidade da mangueira de silicone e na outra extremidade preenchemos com a solução de KCl, fechamos a mangueira inserido outra massa de algodão e inserimos a ponte no tubo de ensaio.

5.3 Medidas do potencial desenvolvido pela célula.

Conectamos o multímetro aos eletrodos e posicionamos o botão para medir o potencial e anotamos os valores o relatório [1].

5.4 Uso da energia elétrica.

Conectamos a célula galvânica nos terminais de uma calculadora e anotamos no relatório [2], em seguida montamos uma segunda célula galvânica com as mesmas configurações da primeira e as conectamos em série medimos o valor do potencial com o multímetro e anotamos no relatório [2] e logo depois conectamos as células em série com a calculadora e anotamos as observações no relatório [2].

6.Resultados e discussão

6.1 Preparo da solução e montagem da pilha.

Durante o preparo da solução de ZnSO4 e CuSO4 conseguimos as amostras dos mesmos na forma sólida o primeiro e o segundo estavam na forma hidratada  ZnSO4.7H2O  com 287,54g/mol  e CuSO4.5H2O com 249.48 g/mol , porem para descobrir o valor em massa (g) precisávamos do valor da concentração que era de 0,1M  e o volume a ser diluído de 50 ml obtendo esses dados usamos a seguinte formula:  

m = MM.M.V  onde   m = massa, MM= Massa Molar, V= volume

• m = 287,54 x 0,1 x 0,05 = 1,43g para o ZnSO4.7H2O
• m = 249,68 x 0.1x 0,05 = 1,24g  para  o CuSO4.5H2O

Em seguida transferimos essas respectivas soluções dos béqueres para os tubos de ensaio, individual cada solução, preenchemos até a metade do tubo no tubo que continha CuSO4 inserimos o fio de cobre e para segura-lo usamos uma garra de jacaré e o tubo contendo ZnSO4 inserimos o metal galvanizado prendendo-o da mesma maneira.

6.2 Preparo da ponte salina

Durante a confecção da ponte salina utilizamos o KCl em estado sólido, porem usamos a seguinte relação para descobrir sua massa a ser dissolvida.

m =  MM.M.V  m= ? , MM = 74,55 g/mol, M = 1M , V = 10 ml

m = 74,55 x 1 x 0,01 = 0,74 g

Em seguida com a solução pronta despejamos a solução em uma mangueira de silicone e fechamos as pontas com algodão e com a ponte pronta inserimos cada ponta com algodão em tubo de ensaio contendo as soluções anteriores a ponte salina é importante porque durante a transferência de elétrons fará com que as soluções fiquem com neutralidade elétrica, porque haverá excesso de íon, tornando-as instáveis e interrompendo precocemente o funcionamento da pilha a ponte faz migrar os íons de uma solução a outra, assim ela continua em equilíbrio e funcionando.

6.3 Medidas de potencial desenvolvido pela célula

Com a célula pronta podemos medir o seu potencial com um multímetro [1] já que existe um fluxo de elétrons migrando do anodo (Zn°)  para o cátodo (Cu²) notamos que o zinco metálico foi corroído, isso porque durante o processo ZnSO4 foi reagindo com o zinco metálico fazendo com que o mesmo liberasse 2 elétrons,  Zn(2+) e SO4(2-), ou seja, ao liberar esse Zn(2+) cada vez que fazia isso perdia uma parte de sua massa , o cátion Zn(2+) fica em meio a solução, enquanto os elétrons liberados transitam no fio, porem a solução de ZnSO4 ficou mais concentrada cada vez que a solução de ZnSO4 reagia com o zinco metálico, no entanto o fio de cobre teve a massa aumentada quando dois elétrons transitavam pelo fio e foram para a solução de CuSO4 , o Cu(2+) recebeu os dois elétrons e ao receber tornou-se mais sólido aderindo ao fio de cobre aumentando sua massa , porem a solução de CuSO4 ficou mais diluída e notamos que com o passar do tempo a voltagem da pilha foi diminuindo o que indica que a reação é reversível.