Relatorio Pilhas Daniell

ELETROQUÍMICA: PILHA DE DANIELL

• Antônio Carlos Nascimento Barbosa^[1], GENG 1033, 03  
• Alessandro da Silva Crespo ^[2], GENG 1033, 02  
• Gabriel Brasileiro Baliero ^[3], GENG 1033, Número da pauta  
• Hellinton de Genari Leal Junior ^[4], GENG 1033, 10  

1 INTRODUÇÃO 

A eletroquímica abrange todos os processos químicos que envolvem transferência de elétrons. Quando um processo químico ocorre, produzindo transferência de elétrons, é chamado de pilha ou bateria, mas quando o processo químico é provocado por uma corrente elétrica (variação da quantidade de elétrons no temo), este processo é denominado de eletrólise. (BROWN, et al. 2007)

A célula eletroquímica é um dispositivo constituído de dois eletrodos, geralmente metálicos, cada um em contato com uma solução de um eletrólito adequado. Catodo é o eletrodo positivo que é onde ocorre à redução, ocorre ganho de elétrons, já o ânodo é o eletrólito negativo, eletrólito onde ocorre oxidação, ocorre perda de elétrons. As células eletroquímicas podem ser células galvânicas ou células eletrolíticas. (DUFFEY, 1965)

A pilha de Daniell é construída usando-se um eletrodo de zinco metálico, que é embebido numa solução de sulfato de zinco, e um eletrodo de cobre metálico, que é então embebido numa solução de sulfato cúprico. As duas soluções são postas em contato através de uma superfície porosa, de modo que não se misturem, mas íons possam atravessá-la. Alternativamente, uma ponte salina, que pode ser um tubo contendo em seu interior uma solução salina, tipo NaCl, fechado por material poroso, interligando as soluções de sulfato cúprico e de zinco. (BRETT, 1996)

A parede (de porcelana, por exemplo) tem por função manter constante a concentração de íons positivos e negativos, durante o funcionamento da pilha. Ela permite a passagem de cátions em excesso em direção ao cátodo e também à passagem de ânions em direção ao ânodo. Atravessando a parede porosa, os íons em constante migração estabelecem o circuito interno da pilha. (ATKINS, 2001)

2 OBJETIVOS

Montar uma pilha galvânica e medir a diferença de potencial a partir das reações de oxirredução.

3 METODOLOGIA

3.1 Materiais Utilizados - 2 béqueres de 100 mL - 1 proveta - 1 voltímetro - 1 placa de cobre - 1 placa de zinco - 1 pedaço de fio de cobre ou tubo em U (Ponte Salina)

Reagentes Utilizados: - Sulfato de Zinco (0,1 mol/L) - Sulfato de Cobre (0,1 mol/L) - Cloreto de potássio

3.3. Procedimento Experimental: Montagem e determinação do potencial da Pilha de Daniell:

Montou-se uma pilha com a seguinte configuração: Zn(s) / Zn2+(aq) // Cu2+(aq) / Cu(s)  

-Em primeiro lugar, preparou-se a ponte salina, preenchendo-se um tubo em forma de "U" com uma solução saturada de cloreto de potássio (ou cloreto de amônio). Tamparam-se as extremidades do tubo com pedaços de algodão embebidos na mesma solução. Tomou-se o devido cuidado para que não se formem bolhas de ar no interior do tubo.  

-Mediu-se um volume de 30,0 mL de solução de ZnSO4 (0,1 mol/L) e de CuSO4 (0,1 mol/L) e transferiu-se para 2 béqueres separadamente e devidamente identificados.  

Usou-se o voltímetro para unir os metais.

Ligou-se o eletrodo de zinco ao terminal negativo e o eletrodo de cobre ao terminal positivo do voltímetro. Mergulharam-se os eletrodos Cu(s) e Zn(s) em soluções 0,1 mol/L de Cu2+ e Zn2+, respectivamente.  

Inseriu-se o tubo em U (ponte salina) no sistema.

 

Ligou-se o voltímetro e efetuou-se a leitura da diferença de potencial (d.d.p.) do processo experimental em triplicata.  

Comparou-se o valor teórico e o valor experimental referente à diferença de potencial (d.d.p) e calculou-se o Erro Relativo.  

1. RESULTADOS E DISCUSSÕES

Efetuou-se a leitura de diferença de potencial (d.d.p) e anotaram-se os resultados obtidos conforme a tabela 1.

Tabela 01:

Leitura	1	2	3	Valor Médio
d.d.p	1,0	1,0	1,1	1,03

4.1 Calculou-se á Diferença de Potencial Teórico:

A diferença de potencial (d.d.p.) que se estabelecem entre os dois eletrodos da pilha em condições padrão basta somar o potencial padrão do ânodo (potencial de oxidação) ao potencial padrão do cátodo (potencial de redução). Portanto:

Cu+2(aq) + 2e- ↔ Cuo(s)     E0 = +0,340

Zn+2(aq) + 2e-  ↔ Zno(s)     E0 = - 0,763

∆E0 = E0cat – E0ano

∆E0= +0,34 – (-0,76)

∆E0= + 1,10v (Valor Teórico)

4.2 Calculou-se o Erro Relativo:

Método que se permitiu determinar uma proximidade dos valores exatos em formas de porcentagem conforme a formula abaixo, se calculou o erro relativo:

[pic 1]

Onde:

VT: Valor Teórico

VE: Valor Experimental

ER%: Erro Porcentual

ER% = +1,10 – 1,03 x100

+1,10

ER% = 0,07 x 100

+1,10

ER% = 0,063 x 100

ER% = 6,36%

4.3 Equação Balanceada: