Escola Secundária de Viriato Química 12º Ano

Ano lectivo 2010/2011

A.P. 1 – Construção de uma pilha com voltagem específica 1

Introdução Teórica

Num processo electroquímico ocorre a transferência de electrões de uma substância para outra, sendo denominado de reacção de oxidação-redução. O electrão perdido na oxidação de um elemento está associado ao ganho de um electrão na redução de outro elemento. Assim, ambas as reacções ocorrem simultaneamente.

No entanto, podemos pensar neste processo redox como sendo constituído por duas semi-equações: reacção de oxidação (perde electrões) e reacção de redução (ganha electrões).

Em condições normais, estas reacções ocorrem quando o agente oxidante está em contacto com o agente redutor (e há por conseguinte, a transferência de electrões do segundo para o primeiro).

Mas, contudo, esta reacção também pode ocorrer fisicamente separada, estabelecendo-se uma ligação através de um fio condutor, para a passagem de electrões (corrente eléctrica). Este dispositivo chama-se pilha galvânica ou electroquímica.

Neste tipo de pilha, a energia química é convertida em energia eléctrica, através de uma reacção redox espontânea entre um eléctrodo e uma solução. É constituída por dois eléctrodos: o eléctrodo onde ocorre a redução – cátodo - e o eléctrodo onde ocorre a oxidação - ânodo.

Os electrões fluem de um eléctrodo para o outro (do ânodo para o cátodo), o que indica a existência de diferença de potencial entre ambos, designada de força electromotriz padrão (f.e.m). A f.e.m depende do tipo de eléctrodos, da temperatura e da concentração.

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Materiais e reagentes utilizados

Materiais

- Balança (incerteza +/- 0.01g)

- Multímetro

- Fios de ligação

- Crocodilos

- Balão Volumétrico (50mL +/- 0.09mL)

- Goblé (capacidade máxima 150mL +/- 10 mL)

- Vareta

- Funis

- Vidros de relógio

- Conta-gotas

Reagentes

- Sulfato de Cobre (CuSO4)

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- Sulfato de Zinco (ZnSO4)

- Cloreto de Potássio (KCl)

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Procedimento

Preparação da solução de CuSO4:

1º. – Pesar aproximadamente 0,8g de sulfato de cobre – CuSO4

2º. – Colocar no gobelé;

3º. – Dissolver com água destilada;

4º. – Aferir para 50ml;

Preparação da solução de ZnSO4:

5º. – Pesar aproximadamente 0,8g de sulfato de zinco – ZnSO4

6º. – Colocar no gobelé;

7º. – Dissolver com água destilada;

8º. – Aferir para 50ml;

Construção da pilha:

9º. – Ligar as duas soluções com a ponte salina (que contém já KCl);

10º. – Na solução de CuSO4 mergulhar o eléctrodo de cobre (previamente lixado e limpo);

11º. – Na solução de ZnSO4 mergulhar o eléctrodo de zinco (previamente limpo);

12º. – Unir ambos os eléctrodos com fios condutores ao voltímetro;

13º. – Determinar a intensidade da corrente (com o multímetro);

14º. – Fazer novamente os processos da construção da pilha para massas e concentrações

diferentes.

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Esquema do processo

Sulfato de cobre (CuSO4) Sulfato de zinco (ZnSO4)

Cloreto de potássio (KCl)

Sulfato de cobre dissolvido

Sulfato de zinco dissolvido

Sulfato de cobre e

sulfato de zinco, ambos

dissolvidos

Colocação do cloreto de potássio, já dissolvido, na ponte salina

Início da montagem da pilha

Montagem final da pilha

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Representação esquemática da pilha:

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Observações

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Tratamento de dados

Cálculos

Cálculo das massa de cobre e zinco a utilizar na actividade:

Cobre

⁄

( ) ⁄

Zinco

⁄

( ) ⁄

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Cálculo do ΔE0Teórico

Cu2+ (aq) + 2e- → Cu (s) → Semi-equação de redução (Cátodo)

Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2e- → Semi-equação de oxidação (Ânodo)

Cu2+ (aq) + Zn (s) → Cu (s) + Zn2+ (aq) → Equação geral

Zn (s) |Zn2+ (aq) || Cu2+ (aq) | Cu (s) → Representação esquemática da pilha

Experiência 1 (Através da Equação de Nernst)

Zn (s) |Zn2+ (aq) (1,0 mol dm-3) || Cu2+ (aq) (1,0 mol dm-3) | Cu (s)

[ ]

[ ]

( )

( )

Zn (s) |Zn2+ (aq) (0,50 mol dm-3) || Cu2+ (aq) (0,50 mol dm-3) | Cu (s)

[ ]

[ ]

( )

( )

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Experiência 2

Zn (s) |Zn2+ (aq) (0,50 mol dm-3) || Cu2+ (aq) (1,00 mol dm-3) | Cu (s)

[ ]

[ ]

( )

( )

Zn (s) |Zn2+ (aq) (1,00 mol dm-3) || Cu2+ (aq) (0,50 mol dm-3) | Cu (s)

[ ]

[ ]

( )

( )

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Tabela de resultados (reais e teóricos)

*Cu2++

(mol/dm3)

*Zn2++

(mol/dm3) Q

ΔE0 (lido)

(V)

ΔE0 (teórico)

(V)

Exp

eri

ênci

a 1

1,00 1,00 1 1,06 1,10

0,50 0,50 1 1,03 1,10

Exp

eri

ên

cia

2 1,00 0,50 2 0,84 1,09

0,50 1,00 0,5 1,03 1,11

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Crítica/Conclusão

Críticas:

Estes valores baixos obtidos da f.e.m devem-se, talvez, à temperatura do trabalho

(quanto mais elevada for a temperatura, maior a condutividade eléctrica e consequentemente

maior potência máxima da pilha); à geometria (tamanho demasiado grande em relação à

quantidade de solução) e peso dos eléctrodos; à facilidade de armazenamento de energia na

pilha e à má ligação dos diversos componentes.

Processo correctos de manuseamento (cuidados):

Usar óculos de protecção, luvas apropriadas e bata;

Antes de se manusear qualquer substância, deve ler-se atentamente o rótulo, tomar

conhecimento dos riscos possíveis e cuidados a ter na sua utilização.

Ter cuidado no manuseamento dos fios eléctricos.

Conclusões:

Podemos concluir que, quanto menor o quociente (maior concentração dos reagentes

em relação aos produtos) da reacção, maior é o valor obtido na voltagem de uma pilha. Não se

faz notar muito o aumento da força electromotriz da pilha, pois só se nota as centésimas, não

sendo assim muito eficaz.

Concluímos também que, apesar da f.e.m obtida experimentalmente ser de 0,2 (da

primeira tentativa) – valor baixo em comparação ao que era pedido – a reacção ocorreu, pois

houve a formação de um depósito no eléctrodo de cobre, o que indica a sua redução.