As Pilhas Galvânicas e de Concentração

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Pilha 3 - Zn(s)/ ZnSO4(0,1mol/L) // FeSO4(0,1mol/L) / Fe(s);

Pilha 4 - Fe(s) / FeSO4(0,01mol/L) // CuSO4(0,1mol/L) /Cu(s);

Na segunda parte do experimento, foi montada a seguintes pilhas:

Pilha 1 – Fe(s) / FeSO4(0,01mol/L) // FeSO4(0,1mol/L) / Fe(s);

Fez-se a leitura no voltímetro, identificou-se o anodo e o catodo. Calculou-se a diferença de potencial com os dados da série eletroquímica e comparou-os com os valores obtidos experimentalmente. Calculou-se os erros experimentais, fez-se a ponte salina preenchendo o tubo de vidro em forma de U com solução de Cloreto de Potássio (KCl) e colocou-se um pedaço de algodão nas extremidades, afim de evitar a dispersão da solução de Cloreto de Potássio (KCl) nos reagentes (Evitou-se a formação de bolhas de ar na ponte salina e o tubo de vidro estava totalmente preenchido. Analisou-se qual metal oxida e qual reduz. Verificou-se o que acontece quando se retira a ponte salina da primeira pilha.

- RESULTADOS E DISCUSSÕES

Identificou-se o anodo e o catodo de cada reação, sendo o anodo a substancia que possui menor potencial de redução e o catodo a substancia que possui maior potencial de redução. Através das informações obtidas foi possível calcular os erros do experimento.

Pilha 1:

Zn2+ + 2e- → Zn E°= -0,76 V P(teórico) = P(maior) – P(menor)

Cu2+ + 2e-→ Cu E°= +0,34 V P(teórico) = 0,34 - (-0,76) = +1,1 V

Zn → Zn2+ + 2e- Eº=+0,76 V

Cu2+ + 2e-→ Cu Eº=+0,34 V

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Zn + Cu2+→ Zn2+ + Cu ΔEº=1,1 V

Pilha 2:

Fe2+ + 2e-→ Fe Eº=-0,44 V P(teórico) = P(maior) – P(menor)

Cu2+ + 2e-→ Cu Eº=+0,34 V P(teórico) = 0,34 - (-0,44) = +0,78 V

Fe → Fe2+ + 2e- Eº=+0,44 V

Cu2+ + 2e-→ Cu Eº=+0,34 V

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Fe + Cu2+→ Fe2+ + Cu ΔEº=0,78 V

Pilha 3:

Zn2+ + 2e- → Zn E°= -0,76 V P(teórico) = P(maior) – P(menor)

Fe2+ + 2e-→ Fe E°= -0,44 V P(teórico) = 0,44 - (-0,76) = +0,32 V

Zn → Zn2+ + 2e- Eº=+0,76 V

Fe2+ + 2e-→ Fe Eº=-0,44 V

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Zn + Fe2+→ Zn2+ + Fe ΔEº=0,32 V

A pilha seguinte possui uma concentração molar diferente, por esse motivo deve-se utilizar a equação de Nernst para obter o valor correto da voltagem.

Pilha 4:

Fe2+ + 2e-→ Fe Eº=-0,44 V P(teórico) = P(maior) – P(menor)

Cu2+ + 2e-→ Cu Eº=+0,34 V P(teórico) = 0,34 - (-0,44) = +0,78 V

Fe → Fe2+ + 2e- Eº=+0,44 V

Cu2+ + 2e-→ Cu Eº=+0,34 V

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Fe + Cu2+→ Fe2+ + Cu ΔEº=0,78 V

[pic 3]

[pic 4]

[pic 5]

[pic 6]

Segunda parte do experimento

Pilha 1:

Fe2+ + 2e- →Fe E°= -0,44 V P(teórico) = P(maior) – P(menor)

Fe2+ + 2e-→ Fe E°= -0,44 V P(teórico) = 0,44 - 0,44 = 0 V

Fe→Fe2+ + 2e- Eº=+0,44 V

Fe2+ + 2e-→ Fe Eº=-0,44 V

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Fe+ Fe2+→ Fe2+ + Fe ΔEº=0 V

[pic 7]

[pic 8]

[pic 9]

[pic 10]

Após o cálculo do potencial teórico das pilhas, pudemos calcular os erros relativo.

Calculo do erro relativo percentual:

Pilha 1:

[pic 11]

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[pic 13]

Pilha 2:

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Pilha 3:

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[pic 18]

[pic 19]

Pilha 4:

[pic 20]

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[pic 22]

Segunda parte do experimento

Pilha 1:

[pic 23]

[pic 24]

[pic 25]

Foi observado, que ao se retirar a ponte salina do experimento o valor numérico no multímetro se torna zerado. Isso ocorre porque a ponte salina mantém o equilíbrio iônico fecha o circuito elétrico. Não se deve deixar de mencionar que a pilha de concentração possui o mesmo potencial de redução e diferentes concentrações.

Em algumas de nossas pilhas, foi possível observar um ∆Eº diferente do valor teórico isso se deve por diferentes motivos: As placas de Cobre, Zinco e de Ferro, não estavam em seu estado puro e sim ligas