Relatório 6 Pilhas Quimica Prática

UNIVERSIDADE ESTADUAL DE FEIRA DE SANTANA

DEPARTAMENTO DE CIÊNCIAS EXATAS

ÁREA DE QUÍMICA

Br 116,Km 03,Campus Universitário,Feira de Santana – BACEP:44031-460

EXA 416 (Prática) – QUÍMICA APLICADA – 2014.1

Prof. Raildo Alves Fiuza Junior

CONSTRUÇÃO E OPERAÇÃO DE PILHAS EM LABORATÓRIO

Alunos: Ildelfonso Ramon Carneiro Lobo

Nelson Vinicius De Souza Silva

Junho de 2013

Feira de Santana – Bahia

1. OBJETIVOS

Montar e estudar pilhas, analisando polaridade e ddp.

2. INTRODUÇÃO

A tendência de perder ou doar elétrons das substâncias, visando o equilíbrio, gera um

tema de estudo na química, conhecido como Eletroquímica. Reações de oxi-redução tanto

podem gerar corrente elétrica, como serem iniciadas por uma corrente elétrica. Esta última

recebe o nome especial de eletrólise, e a primeira é responsável pelos dispositivos conhecidos

como pilhas, baterias e acumuladores.

A eletroquímica, segundo Peter Atkins, é o ramo da química que trata do uso das

reações químicas espontâneas para reduzir eletricidade e do uso da eletricidade para reações

químicas não-espontâneas acontecerem. Atkins ainda afirma que para se entender melhor a

eletroquímica é necessário estudar as reações de oxirredução, pois elas são importantes para o

tratamento de uso da eletricidade para formar reações químicas em soluções.

Reação de oxirredução, segundo Brown, é uma reação na qual elétrons são

transferidos entre reagentes. Brown nos traz como exemplo, a corrosão do ferro. Quando um

metal sofre corrosão, ele perde elétrons e forma cátions. Brown ainda afirma que quando, íon

ou molécula se torna mais positivamente carregado (isto é, quando ele perde elétrons),

dizemos que ele foi oxidado Quando um átomo, íon ou molécula se torna mais negativamente

carregado (ganha elétrons), dizemos que ele é reduzido, ou seja, o ganho de elétrons por uma

substância é chamado de redução.

A pilha é um dispositivo que ocorre uma reação espontânea de oxirredução gerando

corrente elétrica. Nas pilhas, os elétrons fluem do eletrodo onde ocorre oxidação (ânodo) para

o eletrodo onde ocorre a redução (cátodo), através do fio externo. Com um aparelho

denominado voltímetro, é possível medir a força eletromotriz (fem ou E) da pilha. O valor

indicado pelo voltímetro, em volts(V), corresponde a fem da pilha.

O ΔE de uma pilha depende das espécies envolvidas, das duas concentrações e da

temperatura. Por esse motivo, o ΔE é medido na chamada condição padrão que corresponde a

espécies com concentração 1 molar e possíveis gases envolvidos com pressão de 1 atmosfera

a 25 ºC.Nestas condições,a diferença de potencial de uma pilha será representada por ΔEº.

O ΔEº de uma pilha corresponde à diferença entre os potenciais de redução ou

oxidação das espécies envolvidas.

A fem é um caso particular da ddp, ela só existe no inicio do funcionamento da pilha,

que corresponde ao valor máximo da ddp.

http://pt.wikipedia.org/wiki/%CE%94




3. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

3.1 Materiais

Béqueres de 100ml

Lixa

Proveta volumétrica

Voltímetro

Vela de porcelana

Placa de Cobre

Placa de Zinco

Barbante

3.2 Reagentes

A Tabela 01 apresenta informação sobre os reagentes utilizados para a realização deste

relatório.

Tabela 01 - Reagentes utilizados na pratica de pilhas

Reagentes Formula Concentração mol/L

Sulfato de Cobre (II) CuSO4 1mol/L

Sulfato de Zinco ZnSO4 1mol/L

Cloreto de Sódio NaCl 1mol/L

Ácido Clorídrico HCl -----

Coca-Cola ----- -----

Vinagre ----- -----

4. PROCEDIMENTO

Experimento 01(Pilha Zn/Cu utilizando uma ponte salina)

1. Colocou-se cerca de 50ml de solução de CuSO4 1M em um béquer de 100ml

2. Em outro béquer de 100ml colocou-se cerca de 50ml de solução de ZnSO4 1M

3. Lixou-se as placas de zinco e cobre a serem usadas

4. Prendeu-se as placas aos respectivos fios do voltímetro

5. Umedeceu-se o barbante com a solução de NaCl

6. Colocou-se as placas de cobre e zinco nos béqueres que cotiam as soluções de cátions

correspondentes

7. Ligou-se o voltímetro já preso as placas

8. Observou-se os resultados e logo em seguida anotados.

Experimento 02 (Pilha Zn/Cu utilizando uma parede porosa)

1. Colocou-se 100ml da solução de ZnSO4 1M em um béquer de 400ml

2. Colocou-se solução de CuSO4 1M até a metade da vela de porcelana

3. Logo depositou-se a vela no meio do béquer que havia a solução de ZnSO4

4. Lixou-se as placas de zinco e cobre a serem usados

5. Colocou-se a placa de cobre na solução de CuSO4 1M e a placa de zinco na solução de

ZnSO4 1M

6. Ligou-se o voltímetro já preso as placas

7. Observou-se os resultado e logo em seguida anotados.

Experimento 03 (Pilha Zn/Cu usando como meio eletrolítico uma laranja)

1. Amaçou-se uma laranja para haver liberação de suco

2. Perfurou-se a laranja

3. Introduziu-se as placas alguns centímetros dentro da fruta

4. Ligou-se as placas de magnésio e cobre, logo após as placas de zinco e cobre, e

finalizando com alumínio e cobre

5. Observou-se os resultados e logo em seguida anotados.

Observação: O mesmo procedimento foi feito também com o limão.

Experimento 04 (Pilha Zn/Cu usando meios eletrolíticos em fase líquida)

1. Em um béquer foi posto uma certa quantidade de vinagre

2. Logo após depositou-se placas de magnésio e cobre

3. Ligou-se o voltímetro e anotado os resultados

4. Feito também com as placas de zinco e cobre, em seguida alumínio e cobre

5. Repetindo o mesmo processo do voltímetro em todas as placas

6. Observou-se os resultados e logo em seguida anotados

Observação: O mesmo foi feito com soluções de Coca-Cola e HCl 1M

5. RESULTADOS

Utilizando uma ponte salina

Com a ponte salina formada entre o cobre e o zinco foi obtido 0,55 volts bem abaixo do

esperado que estaria em torno de 1,10 volts.

Utilizando uma parede porosa

Com a ponte salina já pronta com a solução de zinco juntamente com a solução de cobre

depositada dentro da vela de porcelana colocada em meio ao sulfato de zinco, foi o obtido

0,440 volts.

Pilha usando como meio eletrônico uma fruta in natura

Após todo o processo feito com a laranja e o limão foi obtido os seguintes resultados

contidos na tabela 02 a baixo.

Tabela 02 – ddp da pilha usando uma furta in natura

Frutas Magnésio e cobre Zinco e cobre Alumínio e cobre

Laranja 1,625 volts 0,844 volts 0,466 volts

Limão 1,531 volts 0,891 volts 0,490 volts

Pilha usando meios eletrolíticos em fase liquida

Depois de feito o procedimento de pilhas usando meios eletrolíticos em fase liquida e

testado diversas soluções com as placas foi obtido os seguintes resultados contidos na tabela

03 a baixo.

Tabela 03 – ddp de uma pilha em meio eletrolitico

Soluções Magnésio e cobre Zinco e cobre Alumínio e cobre

Vinagre 1,75 volts 0,555 volts 0,556 volts

Coca-Cola 1,57 volts 0,807 volts 0,604 volts

HCl 1M 1,74 volts 0,658 volts 0,648 volts

6. DISCUSSÃO

Para melhor discussão sobre os resultados obtidos a parti das tensões obtidas com o

voltímetro, utilizaremos a tabela 04 com o potencial de oxidação e redução abaixo:

Tabela 04 - Potencial de redução e oxidação eletrodo-padrão

Experimento 01 (Pilha Zn/Cu utililizando uma ponte salina)

A tabela de potencial de oxi-redução acima nos mostra que o zinco tem um maior

potencial de oxidação enquanto o cobre tem um maior potencial de redução. Sendo assim na

pilha formada por esses dois metais o Zn é oxidado no ânado da pilha logo o zinco é o agente

redutor enquanto o Cu é reduzido no catado logo o cobre é o agente oxidante.

Representação da pilha:

Zn)/Zn+2 // Cu+2/ Cu

Semi-reação de Oxidação (Ânodo):

Zn(s) Zn+2(aq) + 2e-

Semi-reação Redução (Cátodo):

Cu+2(aq) + 2e Cu(s)

Equação:


Cu+2(aq) + 2e Cu(s)

Zn(s)+ Cu+2(aq) Zn+2(aq) + Cu(s)

Reação global da pilha: Zn(s) + Cu+2(aq) Zn+2(aq) + Cu(s)

A pilha montada gera uma corrente elétrica que pode ser medida pelo

voltímetro. O aparecimento dessa corrente pode ser explicado pelo conceito de pilha, pois a

pilha é um dispositivo que onde ocorre uma reação espontânea de oxirredução(transferência

de elétrons) gerando corrente elétrica. Essa transferência de elétrons acontece no sentido do

ânodo(placa de zinco) que é o polo negativo da pilha para o cátodo (placa de cobre) que é o

polo positivo da pilha.

No experimento 01, foi utilizado a ponte salina que tem como função permitir o

restabelecimento do equilíbrio das cargas nas soluções dos eletrodos através da migração de

íons.

O ΔEº de uma pilha corresponde à diferença entre os potenciais de redução e oxidação

de eletrodo-padrão das espécies envolvidas, logo o ΔE dessa pilha pode ser calculado abaixo:

Calculo do ∆ E0 da pilha Zn/Zn+2 // Cu+2/ Cu

EoZn = 0,76

E0Cu= -0,34

∆ E0=E0oxidante – E0

redutor

∆ E0= 0,76 - (- 0,34)

∆ E0= 0,76 + 0,34

∆ E0=1,10 V

O valor obtido na pratica (0,55 volts) foi menor do que o valor da ddp calculada, pois

os valores usados da espécies são de eletrodo-padrão. O potencial depende da pressão,

temperatura e concentração da solução.

Experimento 02 (Pilha Zn/Cu utilizando uma parede porosa)

A tabela de potencial de oxi-redução acima nos mostra que o zinco tem um maior

potencial de oxidação, enquanto o cobre tem um maio potencial de redução. Sendo assim na

pilha formada por esses dois metais o Zn é oxidado no ânado da pilha logo o zinco é o agente

redutor enquanto o Cu é reduzido no catado logo o cobre é o agente oxidante.








Cu+2(aq) + 2e Cu(s)

Equação:


Cu+2(aq) + 2e Cu(s)

Zn(s)+ Cu+2(aq) Zn+2(aq) + Cu(s)

Reação global da pilha: Zn(s) + Cu+2(aq) Zn+2(aq) + Cu(s)

A pilha montada gera uma corrente elétrica que pode ser medida pelo voltímetro. O

aparecimento dessa corrente pode ser explicado pelo conceito de pilha, pois a pilha é um

dispositivo que onde ocorre uma reação espontânea de oxirredução(transferência de elétrons)

gerando corrente elétrica. Essa transferência de elétrons acontece no sentido do ânodo(placa

de zinco) que é o polo negativo da pilha para o cátodo (placa de cobre) que é o polo positivo

da pilha.

No experimento 02, foi utilizado uma parede porosa que tem como função manter a

neutralidade elétrica da pilha através da separação da solução, dos eletrodos fornecidos pela

pilha e do fluxo de íons dentro das soluções.


de eletrodo-padrão das espécies envolvidas, logo o ΔE dessa pilha pode ser calculado abaixo:


EoZn = 0,76

E0Cu= -0,34


redutor

∆ E0= 0,76 - (- 0,34)

∆ E0= 0,76 + 0,34

∆ E0=1,10 V

O valor obtido na pratica (0,440 volts) foi menor do que o valor da ddp calculada, pois

os valores usados da espécies são de eletrodo-padrão. O potencial depende da pressão,

temperatura e concentração da solução.

Experimento 03 (Pilha usando como meio eletrolítico uma fruta)




Esta bateria é constituída de dois eletrodos inseridos num limão ou laranja, um de

zinco e outro de cobre. O limão e a laranja farão o papel de meio eletrolítico. Neste caso

particular, o meio será ácido, devido à grande concentração de ácido cítrico do limão e da

laranja. Essa solução condutora é constituída de íons positivos e negativos. No caso do limão

e da laranja, dentre esses íons há uma grande concentração de íons H+.

Os eletrodos são dois pedaços de metais, que reagem quimicamente com a solução.

Quando insere-se o eletrodo de cobre no limão, não há condições para uma reação química

entre a placa de cobre e a solução. Quando insere-se o eletrodo de zinco no limão, os átomos

de zinco da superfície têm uma forte tendência de se desligarem da placa e migrarem para o

limão.

Ao fechar-se o circuito elétrico, os elétrons livres na placa de zinco (polo negativo), se

dirigem pelo até a placa de cobre (que é o polo positivo, dado a diferença de potencial). Então

os átomos de zinco começam a migrar da placa para o suco, perdendo dois elétrons cada um.

Os elétrons migram para o eletrodo de cobre e o zinco vai para a solução como íon Zn+2.

Os átomos de cobre são neutros. Os elétrons migram para a placa de cobre a fim de

reduzir os íons positivos na superfície do eletrodo, que na sua maioria são íons H+. A redução

de 2 íons H+, dá origem a uma molécula H2 de gás hidrogênio.

A passagem de elétrons no sentido da placa de zinco para a placa de cobre é chamada

corrente elétrica. A intensidade desta corrente elétrica vai depender exclusivamente da

quantidade de íons do limão ou da laranja e da área superficial das placas. Quanto maior a

área da placa de zinco dentro do limão, mais íons de zinco se formarão e seus elétrons

migrarão para o limão. Na placa de cobre, quanto maior a área de superfície, mais íons H+

poderão receber elétrons.

A intensidade da corrente elétrica está diretamente ligada à área das placas.


2H+/H2 // Zn/Zn+2




2H++ 2e H2↑

Equação:


2H++ 2e H2↑

Zn(s) +2H+ Zn+2(aq) + H2↑

Reação global da pilha: Zn(s) +2H+ Zn+2(aq) + H2↑


dos eletrodos-padrão das espécies envolvidas, logo o ΔE dessa pilha pode ser calculado

abaixo:



redutor

∆ E0= 0,76 - (- 0,34)

∆ E0= 0,76 + 0,34

∆ E0=1,10 V

O valor acusado no voltímetro quando o meio eletrolítico é uma laranja é de 0,844

volts e quando troca-se o meio por um limão o voltímetro acusa 0,891. Esses valores são

menores que o valor da ddp teórica, pois os valores usados no calculo teórico da espécies são

de eletrodo-padrão. O potencial depende da pressão, temperatura e concentração da solução.

Estando a mesma pressão e temperatura durante o experimento e trocando-se apenas o meio

eletrolítico nos permite afirma que o limão tem uma concentração maior de íons.

Mg/Mg+2// Cu+2/ Cu


magnésio e outro de cobre. O limão e a laranja farão o papel de meio eletrolítico. Neste caso






entre a placa de cobre e a solução. Quando insere-se o eletrodo de magnésio no limão, os

átomos de magnésio da superfície têm uma forte tendência de se desligarem da placa e

migrarem para o limão.

Ao fechar-se o circuito elétrico, os elétrons livres na placa de magnésio (polo

negativo), se dirigem pelo até a placa de cobre (que é o polo positivo, dado a diferença de

potencial). Então os átomos de zinco começam a migrar da placa para o suco, perdendo dois

elétrons cada um. Os elétrons migram para o eletrodo de cobre e o magnésio vai para a

solução como íon Mg+2.






A passagem de elétrons no sentido da placa de magnésio para a placa de cobre é

chamada corrente elétrica. A intensidade desta corrente elétrica vai depender exclusivamente

da quantidade de íons do limão ou da laranja e da área superficial das placas. Quanto maior a

área da placa de magnésio dentro do meio, mais íons de magnésio se formarão e seus elétrons

migrarão para a solução. Na placa de cobre, quanto maior a área de superfície, mais íons H+




2H+/H2 // Mg/Mg+2


Mg (s) Mg+2 +2e-


2H++ 2e H2↑

Equação

2H++ 2e H2↑

Mg(s) Mg+2 +2e-

Mg(s) +2H+ Mg+2(aq) + H2↑

Equação global da pilha: Mg(s) +2H+ Mg+2(aq) + H2↑

Calculo do ∆ E0:


redutor

∆ E0= 2,37- (- 0,34)

∆ E0= 2,37 + 0,34

∆ E0=2,71 V



abaixo:

Calculo do ∆ E0 da pilha Mg/Mg+2 // Cu+2/ Cu


redutor



∆ E0= 2,37- (- 0,34)

∆ E0= 2,37 + 0,34

∆ E0=2,71 V





Al/Al+3 // Cu+2/ Cu


alumínio e outro de cobre. O limão e a laranja farão o papel de meio eletrolítico. Neste caso






entre a placa de cobre e a solução. Quando insere-se o eletrodo de alumínio no limão, os

átomos de magnésio da superfície têm uma forte tendência de se desligarem da placa e

migrarem para o limão.

Ao fechar-se o circuito elétrico, os elétrons livres na placa de alumínio (polo

negativo), se dirigem pelo até a placa de cobre (que é o polo positivo, dado a diferença de

potencial). Então os átomos de alumínio começam a migrar da placa para o suco, perdendo

três elétrons cada um. Os elétrons migram para o eletrodo de cobre e do alumínio vai para a

solução como íon Al+3.




A passagem de elétrons no sentido da placa de alumínio para a placa de cobre é

chamada corrente elétrica. A intensidade desta corrente elétrica vai depender exclusivamente

da quantidade de íons do limão ou da laranja e da área superficial das placas. Quanto maior a

área da placa de alumínio dentro do meio, mais íons de alumínio se formarão e seus elétrons

migrarão para a solução. Na placa de cobre, quanto maior a área de superfície, mais íons H+



Representação da pilha

2H+/H2 // Al/Al+3


Al(s) Al+3(aq) + 3e-


2H++ 2e H2↑

Equação

6H++ 6e 3H2↑

2 Al(s) 2Al+3(aq) + 6e-

2Al(s) +6H+ 2Al+3(aq) + 3H2↑

Equação global da pilha:

2Al(s) +6H+ 2Al+3(aq) + 3H2↑



abaixo:

Calculo do ∆ E0 Al/Cu:


redutor

∆ E0= 1,66- (- 0,34)

∆ E0= 1,66 + 0,34

∆ E0=2,00 V





Experimento 04 (Pilha Zn/Cu usando meios eletrolíticos em fase liquida)

Zn/Zn+2 //Cu+2/ Cu

O experimento 04 foi utilizado como meio eletrolítico uma coca cola e depois o acido

clorídrico. Onde os eletrodos foram fixados e o voltímetro determinou a voltagem (ddp) da

pilha.


2H+/H2 // Zn/Zn+2






2H++ 2e H2↑

Equação:


2H++ 2e H2↑

Zn(s) +2H+ Zn+2(aq) + H2↑

Equação global da pilha: Zn(s) +2H+ Zn+2(aq) + H2↑

Calculo do ∆ E0:


redutor

∆ E0= 0,76 - (- 0,34)

∆ E0= 0,76 + 0,34

∆ E0=1,10 V

O valor acusado no voltímetro quando o meio eletrolítico é uma coca-cola é de 0,807

volts e quando troca-se o meio pelo acido clorídrico o voltímetro acusa 0,658. Esses valores

são menores que o valor da ddp teórica, pois os valores usados no calculo teórico das espécies

são de eletrodo-padrão. O potencial depende da pressão, temperatura e concentração da

solução.

Al/Al+3 // Cu+2/ Cu



pilha.


2H+/H2 // Al/Al+3


Al(s) Al+3(aq) + 3e-


2H++ 2e H2↑

Equação:

6H++ 6e 3H2↑

2 Al(s) 2Al+3(aq) + 6e-

Mg(s) +2H+ Mg+2(aq) + H2↑

Equação global da pilha: 2Al(s)+6H+ 2Al+3(aq) + 3H2↑

Calculo do ∆ E0:


redutor

∆ E0= 1,66- (- 0,34)

∆ E0= 1,66 + 0,34

∆ E0=2,00 V





solução.

Mg/Mg+2// Cu+2/ Cu



pilha.


2H+/H2 // Mg/Mg+2


Mg Mg+2 +2e-


2H++ 2e H2↑

Equação:

2H++ 2e H2↑

Mg(s) Mg+2 +2e-

Mg(s) +2H+ Mg+2(aq) + H2↑

Equação global da pilha: Mg(s)+2H+ Mg+2(aq)

+ H2↑(g)

Calculo do ∆ E0:


redutor

∆ E0= 2,37- (- 0,34)

∆ E0= 2,37 + 0,34

∆ E0=2,71 V





solução.

5. CONCLUSÃO

Este relatório teve o intuito de demostrar vários procedimentos para a montagem de

uma pilha e o funcionamento da mesma.O funcionamento da pilha foi mostrado em diferentes

meios eletrolíticos e mostrando como esses meios influenciam na ddp de uma pilha.

6. REFERÊNCIAS

RUSSELL, John B. QUÍMICA GERAL. Vol 1. 2 ed. São Paulo. Pearson Makron Books,

1994.

RUSSELL, John B. QUÍMICA GERAL. Vol 2. 2 ed. São Paulo. Pearson Makron Books,

1994.

Disponível em:<http://www.infoescola.com › Química>

Disponível em: <http:// www.brasilescola.com ›... › Eletroquímica › Pilhas e Baterias>

Disponível em: <http://www.mundoeducacao.com/quimica/pilhas-ou-celulas-

eletroquimicas.htm>

<http://www.iped.com.br/colegio/fisica/natureza-da-corrente-eletrica>.

SINÉTICA QUIMICA. Disponível em:

<http://miriameronaldo.blogspot.com/2007/11/superfcie-de-contato.html>.

CIENCIA EM CASA. Disponível

em:<http://cienciaemcasa.cienciaviva.pt/conduti_agua.html>

http://www.google.com.br/url?sa=t&rct=j&q=&esrc=s&source=web&cd=3&ved=0CEEQ6QUoATAC&url=http%3A%2F%2Fwww.brasilescola.com%2Fquimica%2Fpilhas-baterias.htm&ei=MX2JUqbuCZCukAfzoYDYAQ&usg=AFQjCNEQu0VI7fiFqjiPd3a7BRzXm0_gGA

http://www.brasilescola.com/quimica/eletroquimica-.htm

http://www.infoescola.com/quimica/

Relatório 6 Pilhas Quimica Prática

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