Construção de uma célula galvânica - pilha

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m = MM.M.V m= ? , MM = 74,55 g/mol, M = 1M , V = 10 ml

m = 74,55 x 1 x 0,01 = 0,74 g

Em seguida com a solução pronta despejamos a solução em uma mangueira de silicone e fechamos as pontas com algodão e com a ponte pronta inserimos cada ponta com algodão em tubo de ensaio contendo as soluções anteriores a ponte salina é importante porque durante a transferência de elétrons fará com que as soluções fiquem com neutralidade elétrica, porque haverá excesso de íon, tornando-as instáveis e interrompendo precocemente o funcionamento da pilha a ponte faz migrar os íons de uma solução a outra, assim ela continua em equilíbrio e funcionando.

6.3 Medidas de potencial desenvolvido pela célula

Com a célula pronta podemos medir o seu potencial com um multímetro [1] já que existe um fluxo de elétrons migrando do anodo (Zn°) para o cátodo (Cu²) notamos que o zinco metálico foi corroído, isso porque durante o processo ZnSO4 foi reagindo com o zinco metálico fazendo com que o mesmo liberasse 2 elétrons, Zn(2+) e SO4(2-), ou seja, ao liberar esse Zn(2+) cada vez que fazia isso perdia uma parte de sua massa , o cátion Zn(2+) fica em meio a solução, enquanto os elétrons liberados transitam no fio, porem a solução de ZnSO4 ficou mais concentrada cada vez que a solução de ZnSO4 reagia com o zinco metálico, no entanto o fio de cobre teve a massa aumentada quando dois elétrons transitavam pelo fio e foram para a solução de CuSO4 , o Cu(2+) recebeu os dois elétrons e ao receber tornou-se mais sólido aderindo ao fio de cobre aumentando sua massa , porem a solução de CuSO4 ficou mais diluída e notamos que com o passar do tempo a voltagem da pilha foi diminuindo o que indica que a reação é reversível.

6.4 Uso da energia elétrica

Nesse processo ligamos a célula galvânica em uma calculadora, porem uma única “pilha” não gerava a voltagem a necessária para liga-la 1,5 V então construímos uma segunda pilha com as mesmas configurações da primeira e as colocamos em série como baterias em série podem ser descritas pela seguinte equação:

- Vt = V¹ + V² ( Vt = voltagem total , V¹ = Voltagem da pilha 1, V² Voltagem da pilha 2).

- Vt = ∑Vn ( Equação Geral , somatório de todas as voltagens).

Assim conseguimos ligar a pilha de maneira eficiente aproveitando o máximo o potencial de cada uma.

7.Conclusão

Esse trabalho teve por finalidade a construção de células galvânicas, conceituando eletrodos, aprendendo a medir o potencial das pilhas construídas em laboratório; teve-se contato mais uma vez com os conceitos de semi-reações, definição de agentes oxidantes e redutores, cátodo e ânodo. Discutiram-se também os componentes de uma pilha, o sentido do fluxo de elétrons; a polaridade dos eletrodos; o ânodo e o cátodo; semi-reações do ânodo e do cátodo; o fluxo de íons entre o cátodo e o ânodo.

7.1 Questionários

- Escreva as semi-reações envolvidas na célula construída e a reação global.

Ânodo Zn° → Zn² + 2e

Cátodo Cu² + 2e → Co°

Reação Global Zn° + Cu² → Zn² + Cu °

- Identifique o cátodo e ânodo da célula construída. Qual a função da ponte salina? Qual a direção do fluxo de elétrons?

Ânodo (Polo negativo) é o eletrodo onde saem os elétrons ocorre a reação de oxidação. Zn° → Zn² + 2e

Cátodo (Polo positivo) é o eletrodo para onde vão os elétrons ocorre a redução. Cu² + 2e → Cu°

Ponte salina = Em uma pilha há o ânodo de onde migram os elétrons em direção ao cátodo. O ânodo é o Zn° e o cátodo é o Cu². Com o passar do tempo essa transferência de elétrons fará com que as soluções percam a neutralidade elétrica, porque haverá excesso de íons, tornando-as instáveis e interrompendo precocemente o funcionamento da pilha. A ponte faz migrar os íons de uma solução a outra, assim ela continua em equilíbrio e funcionando.

O fluxo de elétrons vai do ânodo (Zn°) para o cátodo(Cu²).

- Escreva equações de Nernst para as semi-reações envolvidas.

E° = (0,0592 log K)/n

∆E° = 1,1 - (0,0592 log [Zn²/Cu°])/2

∆E° = 1,1 - (0,0592 log [0,1/0,1])/2

∆E° = 1,1V “ddp padrão”

- Qual o potencial gerado em cada célula? Explique as observações do item 5.4.

Cada célula possui um potencial medido durante a prática de 1,07V individualmente a célula não é capaz de ligar a calculadora, porem quando as células são disponibilizadas em série seu potencial aumenta gerando 1,69V podendo, dessa forma, ligar a calculadora.

- A célula construída é uma célula galvânica ou eletrolítica? Justifique.

É uma célula galvânica, pois transforma energia química em energia elétrica de forma espontânea possuindo um valor positivo de E° e negativo de ∆G (energia livre de gibbs).

7.Bibliografia

SILVA, Roberto Ribeiro da. Introdução à química experimental. 2ª ed. São Paulo: EdUFSCar. 408pg,

RUSSEL, John B. Química Geral Volume 2. 2ª ed. São Paulo: Makron Brooks, 662pg.

8. Anexos

[1] Medidas de potencial.