Relatório Células Galvânicas

UNIVERSIDADE FEDERAL DO ESPÍRITO SANTO - UFES

CENTRO DE CIENCIAS EXATAS – CCE

DEPARTAMENTO DE QUÍMICA – DQUI

AMANDA MARSOLI AZEVEDO FEU

ANNA GONÇALVES MIRANDA

CÉLULAS GALVÂNICAS

Trabalho apresentado à disciplina de Química Geral Experimental II do Curso Química da Universidade Federal do Espírito Santo, como requisito parcial para avaliação.

Orientador: Marcos Benedito José Geraldo de Freitas

VITÓRIA 
2017

1. INTRODUÇÃO

As células galvânicas, também conhecidas como pilhas, são dispositivos eletroquímicos que armazenam energia elétrica na forma de reações químicas de oxirredução. É constituída por um ânodo, um cátodo, um eletrólito e uma ponte de salina, como mostra a figura abaixo.

[pic 1]

Figura 1- Células Galvânicas

A eletroquímica em si estuda os processos que ocorrem com a transferência ou transporte de cargas durante as reações de oxirredução. As células galvânicas que já foram supracitadas estão diretamente relacionadas a energia livre de Gibbs, que se dá por ∆G = - W, onde W é o trabalho realizado e este pode ser mecânico (=P∆V), elétrico (=nF∆E), dentre outros. O trabalho mecânico se dá pela multiplicação dos valores de pressão e variação de volume. Já o trabalho elétrico representa o produto do número de elétrons envolvidos, pelo Faraday, constante obtida pelo produto da constate de Avogadro pela carga do elétron, e pela diferença de potencial de redução. Portanto, a energia livre de Gibbs passa a possuir a seguinte forma:

[pic 2]

Como não há variação de volume nesses processos, a fórmula se reduz a:

[pic 3]

Sendo sabido que para que uma reação ocorra de forma espontânea a energia livre de Gibbs deve ser menor do que zero, esse trabalho (nF∆E) deve ser positivo e, consequentemente, ∆E (diferença de potencial de redução) deve ser maior do que zero para que haja espontaneidade.

Os potenciais de redução padrão (∆E°) são tabelados com base no Hidrogênio e definem como uma substância irá se comportar em relação a outra, sendo que a que possuir maior potencial reduz e a outra oxida. Quando se define que a substância oxidará, é necessária a inversão de sinal do potencial de redução padrão, e a diferença de potencial de redução se dará pela soma de ambos os potenciais. Os valores padrão têm como requisito a concentração de 1,0 mol.L-1. Quando as concentrações fogem desse valor, utiliza-se a chamada Equação de Nernst, dada por:

[pic 4]

Assim, se calcula a diferença de potencial para soluções que não se enquadram na concentração padrão. A concentração de sólido formado na redução é sempre de 1,o moç.L-1.

Recobrando a constituição da pilha, chama-se de ânodo a região onde se encontra a substância que irá oxidar, ou seja, a que perderá os elétrons para o meio, que serão transferidos para o cátodo, região onde se encontra a substância que irá reduzir, ou seja, a que pegará os elétrons do meio, transferidos através da ponte de salina, um sistema no qual está presente um sal altamente ionizável, em geral utiliza-se o cloreto de sódio, para realizar a condução iônica.

Existe também as chamadas Pilhas de Concentração, formada por dois eletrodos idênticos onde se varia apenas suas concentrações. Neste caso, a solução diluída sempre se comporta como o anodo e a solução concentrada como o catodo. Essa é uma situação na qual também se aplica a equação de Nernst.

1. MATERIAIS E MÉTODOS

1.  MATERIAIS

Béquer 50 mL

Ponte de salina

ZnSO4 1,0 mol/L

ZnSO4 0,1 mol/L

CuSO4 1,0 mol/L  

CuSO4 0,1 mol/L

Placa de Zn

Placa de Cu

NaCl 1,0 mol/L

Algodão

Esponja de aço

Multímetro

Conta gotas

Papel de filtro

1. MÉTODOS

O experimento foi divido em três etapas. Na primeira delas montaram-se dois sistemas de células eletroquímicas para a formação de pilhas galvânicas. O sistema um estava constituído por uma placa de Zn e pela solução de ZnSO4 1,0 mol/L compondo o ânodo e por uma placa de Cu e pela solução de CuSO4 1,0 mol/L  compondo o cátodo. O sistema dois estava constituído por uma placa de Zn e pela solução de ZnSO4 1,0 mol/L compondo o ânodo e por uma placa de Cu e pela solução de CuSO4 0,1 mol/L  compondo o cátodo. Ao final da montagem de ambos os sistemas realizou-se a medição de diferença de potencial (DDP) com a utilização do multímetro e anotaram-se os resultados obtidos.

Na segunda etapa do experimento montaram-se dois sistemas de células eletroquímicas para a formação de pilhas de concentração. O sistema um estava constituído por uma placa de Cu e pela solução de CuSO4 0,1 mol/L compondo o ânodo e por uma placa de Cu e pela solução de CuSO4 1,0 mol/L  compondo o cátodo. O sistema dois estava constituído por uma placa de Zn e pela solução de ZnSO4 0,1 mol/L compondo o ânodo e por uma placa de Zn e pela solução de ZnSO4 0,1 mol/L  compondo o cátodo. Ao final da montagem de ambos os sistemas realizou-se a medição de diferença de potencial (DDP) com a utilização do multímetro e anotaram-se os resultados obtidos.

Na terceira etapa do experimento foram sobrepostas uma placa de Zn e uma de Cu e entre elas foi colocado um papel de filtro embebido com as soluções condutoras de CuSO4 e ZnSO4 1,0 mol/L. Com o auxílio de um multímetro mediu-se a DDP obtida.

1. RESULTADOS E DISCUSSÃO

As diferenças de potencial de reações eletroquímicas podem ser previstas a partir de suas reações e energias potencial de redução padrão quando as molaridades das soluções são padrões (1,0 mol/L). Quando a concentração da solução não é a padrão, prevê-se tais resultados a partir da equação de Nernst, como foi explicitado na introdução deste relatório. Portanto, os resultados esperados calculados foram: