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Guias e Dicas
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Eletroquímica, Notas de estudo de Química

Construir a Pilha de Daniell.

Tipologia: Notas de estudo

2010
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Compartilhado em 21/06/2010

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tairine-medrado-10 🇧🇷

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Baixe Eletroquímica e outras Notas de estudo em PDF para Química, somente na Docsity! INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA - IF CURSO DE LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA DISCIPLINA: TÓPICOS DE FÍSICO – QUÍMICA PROFESSORA: DÉBORA S. C. DOS ANJOS. RELATÓRIO DE EXPERIMENTO 03 ELETROQUÍMICA PETROLINA – PE MAIO. 2010 INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA – IF CURSO DE LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA Relatório de Experimento N o 03: Eletroquímica Alunos: Fernando Antônio; Rafaela Candido e Tairine Medrado Disciplina: Tópicos de Físico – Química. 1. APRESENTAÇÃO Este relatório descreve as atividades desenvolvidas pelos alunos Fernando Antônio, Rafaela Candido e Tairine Medrado, alunos do curso de Licenciatura Plena em Química, no âmbito da parte experimental da disciplina Tópicos de Físico - Química, durante o 1o semestre/2010. Serão descritos os objetivos, a parte experimental, os resultados, os cálculos, a discussão e as conclusões referentes ao experimento intitulado Eletroquímica. Petrolina, 24 de maio de 2010. __________________________________ Fernando Antônio Gomes S. Júnior __________________________________ Rafaela Alves Candido. __________________________________ Tairine Maria Medrado Santos. INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA – IF CURSO DE LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA Relatório de Experimento N o 03: Eletroquímica Alunos: Fernando Antônio; Rafaela Candido e Tairine Medrado Disciplina: Tópicos de Físico – Química. Células Eletrolíticas Atkins nos trás o conceito de célula eletrolítica. É uma célula eletroquímica na qual ocorre a eletrólise. O arranjo dos componentes das células eletrolíticas é diferente do arranjo da célula galvânica. Tipicamente, os dois eletrodos estão no mesmo compartimento, só existe um tipo de eletrólito, e as concentrações e pressões não estão próximas das concentrações padrão. Observe o exemplo nas equações abaixo: (eq. 1.3) No eletrodo de Cu ocorre a segunda reação: (eq. 1.4) Reação global: (eq. 1.5) A força Eletromotriz e Equação de Nernst: O fato de os elétrons se moverem de um eletrodo para outro indica a existência de uma diferença de potencial entre os dois eletrodos, chamada forca eletromotriz (f.e.m.). Quando todos os solutos estão em concentração 1 M e todos os gases a pressão de 1 atm, a diferença de potencial associada a uma reação de redução(oxidação) a ocorrer num eletrodo e designada por potencial de redução (oxidação) padrão. A f.e.m. da pilha será: INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA – IF CURSO DE LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA Relatório de Experimento N o 03: Eletroquímica Alunos: Fernando Antônio; Rafaela Candido e Tairine Medrado Disciplina: Tópicos de Físico – Química. Eocel = E o red (catodo) - E o red (anodo) (eq.1.6) Nestas condições, ΔGo = -n.F.Eo em que ΔGo e a variação da energia livre padrão, n e o numero de eletrons em jogo, F a constante de Faraday (96485 C mol-1) e Eo a f.e.m. padrão. De ΔG0 = -RT ln K com K, a constante de equilíbrio vem Eopilha = ln K Analogamente, de ΔG = ΔG0 + RT ln Q surge: E = Eo − = ln Q Equação de Nernst em que Q e o quociente da reação. Em geral, se as concentrações dos reagentes aumentam em relação às concentrações dos produtos, a fem aumenta. Contrariamente, se as concentrações dos produtos aumentam em relação aos reagentes, a fem diminui. À medida que a célula voltaica funciona, os reagentes são convertidos em produtos, o que aumenta o valor de Q e diminui a fem. Pilhas ou baterias É uma fonte de energia eletroquímica fechada e portátil que consiste em uma ou mais células voltaicas (figura 1.2). Por exemplo, as pilhas comuns de 1,5 V usadas para acender lanternas e muitos dispositivos eletrônicos consumidores são células voltaicas únicas. Voltagens maiores podem ser atingidas as se usarem células voltaicas múltiplas em uma única bateria, como no caso de baterias automotivas de12 V. Quando as pilhas são conectadas em séries (com catodo de uma ligada ao anodo), a pilha produz uma voltagem que é a soma das fems das pilhas individuais. INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA – IF CURSO DE LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA Relatório de Experimento N o 03: Eletroquímica Alunos: Fernando Antônio; Rafaela Candido e Tairine Medrado Disciplina: Tópicos de Físico – Química. Embora qualquer reação redox espontânea possa servir como base para uma célula voltaica, fabricar uma bateria comercial que tem características de desempenho específicas pode requerer considerável engenhosidade. As substâncias oxidadas no anodo e reduzidas no catodo determinam a fem de uma bateria, e a vida útil de uma bateria depende das quantidades dessas substâncias empacotadas na bateria. Algumas baterias são pilhas primárias, significando que elas não podem ser carregadas, ou seja não podem ser recicladas. Uma pilha secundária pode ser carregada a partir de uma fonte de energia externa depois que sua fem cair. Figura 1.2: As pilhas são células voltaicas que funcionam como fontes portáteis de eletricidade. 3. OBJETIVOS Construir a Pilha de Daniell. 3.1 OBJETIVOS ESPECÍFICOS:  Determinar o potencial da pilha em diferentes concentrações de (CuSO4), calculando o seu potencial teoricamente através da equação de nernst e comparando-o com o potencial adquirido experimentalmente;  Avaliar o efeito da ponte salina;  Avaliar o efeito do Hidróxido;  Avaliar o efeito de íons sulfeto. INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA – IF CURSO DE LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA Relatório de Experimento N o 03: Eletroquímica Alunos: Fernando Antônio; Rafaela Candido e Tairine Medrado Disciplina: Tópicos de Físico – Química. RELAÇÃO DA CONCENTRAÇÃO COM O POTENCIAL Montou-se 4 pilhas com concentrações variáveis CuSO4 (10 -1, 10-3, 10-5 e 10-7 mol.L-1)* e as concentrações fixas de ZnSO4 0,1 mol.L -1. Então leu-se o potencial e foram anotadas as observações. (*) Estas soluções foram preparadas pelos alunos. DADOS: ΔEO = 1,0 X 10 -1 para todos. Para calculo da solução estoque, utilizou-se a seguinte equação: M1V1 = M2V2 Solução estoque: M1V1 = M2V2 0,1 = m 10-1 . V1 = 10 -3 . 100 mL 0,5 . 159,5 V1 = 1 mL m = 7,9750 g CuSO4 = 63,5 500 mL 10-3 16 *4 500 mL 10-5 32 500 mL 10-7 159,9 Diluir para a molaridade 10-3 M1V1 = M2V2 10-1 . V1 = 10 -3 . 5,0 x 102 mL V1 = 5 . 10 -1 V1 = 5 mL 10-1 INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA – IF CURSO DE LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA Relatório de Experimento N o 03: Eletroquímica Alunos: Fernando Antônio; Rafaela Candido e Tairine Medrado Disciplina: Tópicos de Físico – Química. Diluir para a molaridade 10-5 M1V1 = M2V2 10-3 V1 = 10 -5 . 5,0 x 102 mL V1 = 5 . 10 -3 V1 = 5 mL 10-3 Diluir para a molaridade 10-7 M1V1 = M2V2 10-5 V1 = 10 -7 . 5,0 x 102 mL V1 = 5 . 10 -5 V1 = 5 mL 10-5  A partir da equação de Nernest calcularam-se os valores teóricos: E = Eo - RT ln Q nF Onde: F = 9,6485 . 104 (mol e-)-1 R = 8,314 J mol-1 K-1 T = Temperatura (K) n = Número de elétrons Eº = Potencial padrão Q = [ Produto ] [Reagente]  Equação de Nerts; Concentração de Sulfato de Cobre. Q = [ Zn2+ ] Não varia [Cu2+ ] Varia INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA – IF CURSO DE LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA Relatório de Experimento N o 03: Eletroquímica Alunos: Fernando Antônio; Rafaela Candido e Tairine Medrado Disciplina: Tópicos de Físico – Química. Q1 = 0,1 = 1 ln 1 = 0 0,1 Q2 = 0,1 = 100 ln 100 = 4,6052 10-3 Q3 = 0,1 = 104 ln 104 = 9,2103 10-5 Q4 = 0,1 = 106 ln 106 = 13,8155 10-7  Após encontrados os valores para Q, jogamos na equação de Nesnert: Para Q1 Eo = 1,1 - 8,314 . 298 ln 1 2 . 9,6485 . 104 Eo = 1,1 - 2477,57 0 192970 Eo = 1,1 - 0 Eo = 1,1 V Para Q2 Eo = 1,1 - 8,314 . 298 ln 100 2 . 9,6485 . 104 Eo = 1,1 - 2477,57 4,6052 192970 Eo = 1,1 - 0,059 Eo = 1,04 V INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA – IF CURSO DE LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA Relatório de Experimento N o 03: Eletroquímica Alunos: Fernando Antônio; Rafaela Candido e Tairine Medrado Disciplina: Tópicos de Físico – Química. cobre a cobre metálico formando uma crosta ao redor da barra de cobre, como mostra a figura acima. Ao se montar a referida pilha no laboratório o valor de tensão verificado pelo voltímetro foi de 1,05 V. Para calcular o erro experimental, temos: Erro relativo: | valor medido – valor real | .100 = Valor real Erro relativo: | 1,05 – 1,1 | .100 = 4,5 % 1,1 Esse erro provavelmente ocorreu devido a impurezas encontradas nas soluções, a inexatidão nas medidas, o uso da mesma solução de cloreto de potássio para a preparação da ponte salina ou, até mesmo, pela oxidação do metal exposto ao ar (por isso se fez necessário o lixamento do metal por um pequeno pedaço de bombril). Isso justifica o erro observado em todas as pilhas montadas. 5.2 Efeito do hidróxido Ao adicionar NaOH ao CuSO4, a solução ficou azul escuro e formou um precipitado azul, como mostra a figura: Figura 2: Efeito do Hidróxido INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA – IF CURSO DE LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA Relatório de Experimento N o 03: Eletroquímica Alunos: Fernando Antônio; Rafaela Candido e Tairine Medrado Disciplina: Tópicos de Físico – Química. Tendo como base, a seguinte reação: CuSO4 + NaOH → CuOH2 + Na2SO4 Após a adição do hidróxido (base insolúvel) a esta reação o potencial diminui para E = +0,83, isso ocorre porque a concentração de íons Cu2+ diminui na solução, formando precipitado, diminuindo assim a corrente elétrica como mostrado pelas setas nesta equação de Nernst: E = Eº - ln Quanto menor for o E0red (mais negativo), mais fácil será a oxidação e mais forte será o redutor. 5. 3 Efeito de íons sulfeto Ao adicionar Na2S, a solução formou um precipitado branco (Na2SO4), conforme as figuras abaixo: Figura 3: adição de Na2S ao ZnSO4 Figura 4: Efeito de íons sulfeto Tendo como equação global: ZnSO4 + Na2S → ZnS + Na2SO4 Houve maior liberação de zinco para a solução e conseqüentemente elétrons para o catodo (Cu) aumentando o potencial da pilha de 1,05 para 1,09, explicado pela equação de Nernst pelas setas: INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA – IF CURSO DE LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA Relatório de Experimento N o 03: Eletroquímica Alunos: Fernando Antônio; Rafaela Candido e Tairine Medrado Disciplina: Tópicos de Físico – Química. E = Eº - ln Quanto maior for o Eºred (mais positivo), mais fácil será a redução e mais forte será o oxidante. 5.3 Relação da concentração com o potencial Pilha de concentração Cu(s) / Cu2+ (1,0 x 10-3 mol/L) // Cu2+ (0,10mol/L) / Cu(s): Pilha de concentração Cu(s) / Cu2+ (1,0 x 10-5 mol/L) // Cu2+ (0,10mol/L) / Cu(s): Pilha de concentração Cu(s) / Cu2+ (1,0 x 10-7 mol/L) // Cu2+ (0,10mol/L) / Cu(s): Figura 5: Concentração de CuSO4 10 -3 Figura 6: Concentração de CuSO4 10 -5 Semi-equações: Cu2+(aq) + 2 e−  Cu 0 (s) E 0= 0,34V Equação global: Cu0(s) + Cu 2+ (aq) (1,0.10 -3 mol/L) Cu2+(aq) (0,10mol/L) + Cu 0 (s) A solução de cobre menos concentrada vai ser o anodo e a solução mais concentrada vai ser o catodo. Isso vai ocorrer porque a solução onde a concentração de íons cobre é menor vai ocorrer a oxidação da barra de metal fazendo com que a quantidade de íons aumente para atingir um equilíbrio com o eletrodo de solução concentrada. Essa solução de cobre a 1,0 .10-3 / 1,0 .10-5 / 1,0 .10-7 mol/L é incolor e a solução de cobre cuja concentração é de 0,10 mol/L era para possui coloração azulada. Mas devido a diluição, ou um má preparo da solução não foi possível ver a cor esperada, INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA – IF CURSO DE LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA Relatório de Experimento N o 03: Eletroquímica Alunos: Fernando Antônio; Rafaela Candido e Tairine Medrado Disciplina: Tópicos de Físico – Química. 2) Calcule a fem da célula Zn(s) | Zn +2 (aq, 1,50 mol L-1 ) || Fe+2 (aq,0,10 mol L-1 ) | Fe(s), a 25ºC. Zn(s) + Fe +2 (aq) → Zn +2 (aq) + Fe(s) E = E0 - ln Q  Q = Q = Q = 15 E = +0,32 – ln Q E = +0,32 – ln 15 E 0 = E 0 D - E 0 E E 0 = - 0,44 – (- 0,76) E = 0,32 – 0,01839156 X 2,708050201 E 0 = - 0,44 + 0,76 E 0 = 0,32 E = 0,32 – 0,034769078 E = 0,2852 V 3) Cite duas pilhas comerciais e suas características. Pilha é qualquer dispositivo no qual uma reação de oxirredução espontânea produz corrente elétrica. Cátodo é o eletrodo no qual há redução (ganho de elétrons). É o pólo positivo da pilha. Ânodo é o eletrodo no qual há oxidação (perda de elétrons). É o pólo negativo da pilha. INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA – IF CURSO DE LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA Relatório de Experimento N o 03: Eletroquímica Alunos: Fernando Antônio; Rafaela Candido e Tairine Medrado Disciplina: Tópicos de Físico – Química. Os elétrons saem do ânodo (pólo negativo) e entram no cátodo (pólo positivo) da pilha. Algumas Pilhas Comerciais Pilha seca comum (Leclanché) Pilha alcalina Pilha de mercúrio Pilhas recarregáveis Pilha seca (pilha de Leclanché) O recipiente é constituído de zinco, atuando como ânodo. Há um papelão poroso que separa o zinco dos demais materiais. O eletrodo central é de grafita, e atua como cátodo. Existe uma pasta úmida que fica entre os eletrodos que apresenta ZnCl2 e NH4Cl. O cátodo é envolvido por uma camada de MnO2. A voltagem fornecida por essa pilha é 1,5V. Ânodo , Cátodo Pilha alcalina INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA – IF CURSO DE LICENCIATURA PLENA EM QUÍMICA Relatório de Experimento N o 03: Eletroquímica Alunos: Fernando Antônio; Rafaela Candido e Tairine Medrado Disciplina: Tópicos de Físico – Química. É uma pilha seca de Zn e MnO2, a solução eletrolítica é base forte (KOH). Sua voltagem também é de 1,5V, porém sua duração é cinco vezes maior que a pilha seca de Leclanché. Ânodo Cátodo Pilha de mercúrio É um tipo de pilha alcalina que está contida num recipiente feito de aço. Formada por um ânodo de zinco e um cátodo de óxido de mercúrio II (HgO). A solução eletrolítica é uma pasta de KOH e Zn(OH)2. Ânodo Cátodo Equação Global Pilhas recarregáveis As pilhas não-recarregáveis, que são aquelas que são utilizadas uma vez e depois são descartadas, estas são chamadas de pilhas primárias. Nessas pilhas os materiais de oxidação e de redução não permanecem no ânodo e no cátodo, por isso é impossível reverter a situação.
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