Cálculo do potencial de células

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SUMÁRIO

1          INTRODUÇÃO        3

2          OBJETIVOS        4

3          PARTE EXPERIMENTAL        5

4          MODIFICAÇÃO DA PARTE EXPERIMENTAL        8

5          RESULTADOS        9

6          DISCUSSÃO DOS RESULTADOS        11

7          CONCLUSÕES        12

8          BIBLIOGRAFIA        13

INTRODUÇÃO

A necessidade de produção de eletricidade levou os químicos a desenvolverem um dispositivo que fornecesse energia e, consequentemente, realizasse trabalho a partir de uma reação química espontânea, ao qual deram o nome de célula galvânica, ou célula voltaica. Esta funciona no princípio de que a oxidação no anodo e a redução no catodo ocorrem ao mesmo tempo, em locais separados, por meio de um condutor exterior. O catodo e o anodo recebem o nome de eletrodos e cada qual está submerso em uma solução.  Para completar o circuito elétrico há a ponte salina, contendo uma solução eletrolítica inerte, onde ocorre a movimentação de cátions e ânions de um compartimento a outro. Ou seja, os cátions se movem para neutralizar o excesso de íons negativos formados pela redução, enquanto, os ânions neutralizam o excesso de íons positivos formados pela oxidação. Dessa maneira, equilibra-se a carga nos eletrodos. Os elétrons fluem num circuito exterior pelo fio condutor do anodo ao catodo. A reação global da célula é a soma das semi-reações de oxidação e de redução.

A corrente elétrica é criada pela variação de potencial entre dois eletrodos (Eº), sendo calculada pela diferença do potencial patrão de redução do catodo pelo do anodo. E, experimentalmente, pode ser medida por um voltímetro, achando assim, a voltagem da célula. A espontaneidade da reação é determinada pelo sinal de Eº, o qual deve ser positivo. Já em relação à energia livre de Gibbs (Gº), que mede a energia usada na execução de um trabalho útil, o valor calculado deve ser negativo. A concentração dos reagentes e produtos de uma reação redox também influi na Eº da célula. Nessas condições, calcula-se a Eº a partir da Equação de Nernst.

Há ainda a célula de concentração, construída a partir de duas semicélulas constituídas do mesmo material, alterando-se apenas a concentração dos íons. Nesse caso, para o cálculo do potencial elétrico da célula, também se usa a Equação de Nersnt.

OBJETIVOS

• Montar uma pilha galvânica
• Aprimorar o cálculo do potencial das células eletrolíticas
• Montar uma pilha eletroquímica de concentração iônica
• Observar a formação de corrente elétrica por meio do voltímetro
• Observar a espontaneidade da reação por meio do voltímetro

PARTE EXPERIMENTAL

Experiência 1 - Pilhas Galvânicas

Materiais: 3 béqueres de 100ml                 Reagentes:  CuSO4  1,0 mol/L

      Pipeta de 10ml                                        FeSO4  1,0 mol/L

                  Tubo de vidro em U                                ZnSO4  1,0 mol/L

                 Algodão                                                NaCl 3% (ponte salina)

      Voltímetro

      Placas de Cu, Fe e Zn

      Lixas

      Água destilada

Procedimentos:

I) As placas de Cu e de Fe foram lixadas.

II) O tubo em U foi preenchido totalmente com a solução de NaCl 3% e em suas extremidades foram colocados pedaços de algodão. Foi verificado se havia a presença de bolhas dentro do tubo. Como ocorreu a formação delas, o tubo foi esvaziado e o preenchimento do mesmo foi realizado novamente, o que gerou a ponte salina.

III) As pilhas galvânicas foram montadas:

1. Zn(s) / ZnSO4 (1,0 mol/L) // CuSO4 (1,0 mol/L) / Cu(s)

Mediu-se 10ml de cada solução que foram colocadas em béqueres diferentes. O Zn(s) ficou em contato com a solução de ZnSO4 (1,0 mol/L) e o Cu(s) com a de CuSO4 (1,0 mol/L). Inseriu-se cada extremidade do tubo contendo a ponte salina em um béquer diferente.

1. Fe(s) / FeSO4 (1,0 mol/L) //  CuSO4 (1,0 mol/L) / Cu(s)

Mediu-se 10ml de cada solução que foram colocadas em béqueres diferentes. O Fe(s) ficou em contato com a solução de FeSO4 (1,0 mol/L)  e o Cu(s)com a de CuSO4 (1,0 mol/L). Inseriu-se cada extremidade do tubo contendo a ponte salina em um béquer diferente.

1. Zn(s) / ZnSO4 (1,0 mol/L) // FeSO4 ( 1,0 mol/L) / Fe(s)

Mediu-se 10ml de cada solução que foram colocadas em béqueres diferentes. O Zn(s) ficou em contato com a solução de ZnSO4 (1,0 mol/L) e o Fe(s) com a de FeSO4 (1,0 mol/L). Inseriu-se cada extremidade do tubo contendo a ponte salina em um béquer diferente.

IV) Foram feitas as leituras das pilhas no voltímetro.

V) Foi identificado o ânodo e o cátodo e, calculada a diferença de potencial de cada pilha montada com os dados fornecidos da série eletroquímica. Finalmente, comparou-se os resultados encontrados através desses cálculos com os valores encontrados experimentalmente lidos pelo voltímetro.

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