Relatório Células Galvânicas

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Na segunda etapa do experimento montaram-se dois sistemas de células eletroquímicas para a formação de pilhas de concentração. O sistema um estava constituído por uma placa de Cu e pela solução de CuSO4 0,1 mol/L compondo o ânodo e por uma placa de Cu e pela solução de CuSO4 1,0 mol/L compondo o cátodo. O sistema dois estava constituído por uma placa de Zn e pela solução de ZnSO4 0,1 mol/L compondo o ânodo e por uma placa de Zn e pela solução de ZnSO4 0,1 mol/L compondo o cátodo. Ao final da montagem de ambos os sistemas realizou-se a medição de diferença de potencial (DDP) com a utilização do multímetro e anotaram-se os resultados obtidos.

Na terceira etapa do experimento foram sobrepostas uma placa de Zn e uma de Cu e entre elas foi colocado um papel de filtro embebido com as soluções condutoras de CuSO4 e ZnSO4 1,0 mol/L. Com o auxílio de um multímetro mediu-se a DDP obtida.

- RESULTADOS E DISCUSSÃO

As diferenças de potencial de reações eletroquímicas podem ser previstas a partir de suas reações e energias potencial de redução padrão quando as molaridades das soluções são padrões (1,0 mol/L). Quando a concentração da solução não é a padrão, prevê-se tais resultados a partir da equação de Nernst, como foi explicitado na introdução deste relatório. Portanto, os resultados esperados calculados foram:

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

Zn2+ + 2e- → Zn ∆E°= -0,76V

Cu2+ + 2e- → Cu ∆E°= 0,34V

Como o potencial de redução do cobre é maior do que o do zinco, este reduz e atua como agente oxidante do sistema, oxidando o zinco. Sendo assim:

Zn → Zn2+ + 2e ∆E°= 0,76V

Cu2+ + 2e- → Cu ∆E°= 0,34V

Zn + Cu2+ → Cu + Zn2+ ∆E°= 1,10V

A energia livre de Gibbs teórica para essa pilha galvânica é dada por:

[pic 5]

[pic 6]

[pic 7]

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

Neste caso, a solução de sulfato de cobre não está com a molaridade padronizada, e por isso, deve-se aplicar a equação de Nernst.

[pic 8]

[pic 9]

[pic 10]

A partir desses dados procede-se como de costume.

Zn → Zn2+ + 2e ∆E°= 0,76V

Cu2+ + 2e- → Cu ∆E°= 0,3105V

Zn + Cu2+ → Cu + Zn2+ ∆E°= 1,0705V

A energia livre de Gibbs teórica para essa pilha galvânica é dada por:

[pic 11]

[pic 12]

[pic 13]

- Cu/CuSO4 (0,1 mol/L)//CuSO4 (1,0 mol/L)/Cu

(0,1 mol/L) Cu2+ + 2e- → Cu ∆E°= 0,3105V

(1,0 mol/L) Cu2+ + 2e- → Cu ∆E°= 0,34V

Como o potencial de redução da solução de cobre mais concentrada é maior do que a da menos concentrada, esta reduz e atua como agente oxidante do sistema. Sendo assim:

(0,1 mol/L) Cu → Cu2+ + 2e- ∆E°= -0,3105V

(1,0 mol/L) Cu2+ + 2e- → Cu ∆E°= 0,34V

Cu + Cu2+ → Cu + Cu2+ ∆E°= 0,0295V

- Zn/ZnSO4 (0,1 mol/L)//ZnSO4 (1,0 mol/L)/Zn

Neste caso, a solução de sulfato de zinco não está com a molaridade padronizada, e por isso, deve-se aplicar a equação de Nernst.

[pic 14]

[pic 15]

[pic 16]

A partir desses dados procede-se como de costume.

(0,1 mol/L) Zn2+ + 2e- → Zn ∆E°= -0,79V

(1,0 mol/L) Zn2+ + 2e- → Zn ∆E°= -0,76V

Como o potencial de redução da solução de zinco mais concentrada é maior do que a da menos concentrada, esta reduz e atua como agente oxidante do sistema. Sendo assim:

(0,1 mol/L) Zn → Zn2+ + 2e- ∆E°= +0,79V

(1,0 mol/L) Zn2+ + 2e- → Zn ∆E°= -0,76V

Zn + Zn2+ → Zn + Zn2+ ∆E°= 0,03V

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

Zn2+ + 2e- → Zn ∆E°= -0,76V

Cu2+ + 2e- → Cu ∆E°= 0,34V

Como o potencial de redução do cobre é maior do que o do zinco, este reduz e atua como agente oxidante do sistema, oxidando o zinco. Sendo assim:

Zn → Zn2+ + 2e ∆E°= 0,76V

Cu2+ + 2e- → Cu ∆E°= 0,34V

Zn + Cu2+ → Cu + Zn2+ ∆E°= 1,10V

Os resultados obtidos a partir dos processos realizados em laboratórios foram organizados na Tabela 1.

Tabela 1. Resultados obtidos durante todo o procedimento

Procedimento

Célula Eletroquímica

DDP

01

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

0,960 V

01

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

0,917 V

02

Cu/CuSO4 (0,1 mol/L)//CuSO4 (1,0 mol/L)/Cu

0,305 V