A Eletroquímica das Células Galvânicas

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Equação 1[pic 2]

Diante do disposto este presente relatório tem por objetivo fazer um estudo acerca de células galvânicas, em específico testar o poder redutor de metais; elaboração da célula de Daniell; analisar os efeitos ocasionados ao adicionar uma solução básica nesta pilha; e por fim a construção de uma pilha sanduíche (Volta).

2. Metodologia

2.1. Teste do poder redutor de metais

- Com o auxílio de bombril de aço foram lixados dois pedaços de fios de cobre e um prego de ferro, posteriormente foram lavados com água destilada e enxugados com papel toalha;

- Em seguida, foram colocados três tubos de ensaios em uma estante apropriada. Estes tubos foram numerados de 1 a 3.

- No tubo de ensaio 1 foi adicionado 3,0 mL da solução aquosa de sulfato de ferro (FeSO4) 0,1 mol.L-1 e introduzido um dos fios de cobre;

- No tubo 2 adicionou-se 3,0 mL da solução de aquosa de nitrato de prata (AgNO3) 0,1 mol.L-1 e introduziu um fio de cobre;

- Adiante, no tubo 3 foi adicionado 3,0 mL da solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO4) 0,1 mol.L-1 e introduzido o prego de ferro;

- Foram deixados os três tubos em repouso e posteriormente foram anotados no caderno de laboratório as alterações que ocorreram.

2.2 Construção da pilha de Daniell

- Foram lixados, com o auxílio de bombril de aço, duas placas. Uma de cobre e outra de zinco. Em seguida, foram lavadas com água destilada e enxugadas com papel toalha;

- A próxima etapa foi adicionar 70 mL da solução aquosa de CuSO4 0,1 mol.L-1 em um béquer de 200 mL. E depois adicionar 70 mL da solução de ZnSO4 0,1 mol.L-1 em outro béquer de 100 mL. E respectivamente no primeiro béquer foi colocado em contato com a solução a placa de cobre e no outro a placa de zinco;

- A ponte salina foi feita com um pedaço de corda (material sintético), onde esta corda foi embebida em uma solução de KCl 1,0mol.L-1. Esta ponte salina foram introduzidos cada uma das extremidades dentro dos béqueres. Tomou-se o cuidado para que entrasse em contato com a solução dos béqueres;

- Realizou a leitura do potencial da célula com o auxílio de um multímetro. Posteriormente, retirou-se a ponte salina e fez a medida do potencial. Em seguida, introduziu a ponte salina novamente na célula e mediu o potencial. Os resultados obtidos foram anotados no caderno de laboratório.

2.3 Teste do efeito do OH- na pilha

- Foram adicionados 20 mL da solução de NaOH 1,75 mol.L-1 na solução contendo o eletrodo de cobre

- Em seguida, realizou-se a leitura do potencial da célula com o auxílio do multímetro. O resultado obtido foi anotado no caderno de laboratório.

2.4 Construção da pilha “sanduíche”

- Adicionou-se aproximadamente 10 mL da solução de CuSO4 0,1 mol.L-1 em uma placa de Petri. Posteriormente, foi adicionado aproximadamente 10 mL da solução ZnSO4 0,1 mol.L-1 em outra placa de Petri;

- Inseriu-se em cada uma das placas um papel filtro dobrado, de modo para que ficassem embebido na solução. Após 3 minutos foram removidos os papéis com o auxílio de uma pinça metálica;

- Em seguida, colocou-se o papel de filtro, que foi embebido na solução de sulfato de cobre, sobre uma placa de cobre metálico. O papel, que tinha sido embebido na solução ZnSO4, sobre uma placa de zinco metálico. Ambas as placas foram lixadas previamente, lavadas com água destila e enxugadas com papel filtro;

- Posteriormente, juntaram se as duas placas de modo que os papéis ficasse um em contanto com o outro. E mediu-se o potencial desta com o auxílio de um multímetro. O resultado obtido foi anotado no caderno de laboratório.

3. Resultados e Discussão

3.1. Teste do poder redutor de metais

No tubo de ensaio 1 onde foi colocado um fio de cobre em uma solução aquosa de FeSO4 pode-se ver que formou um deposito de óxido de cobre (CuO) sobre o fio. Os potências de redução padrão do ferro e do cobre são respectivamente de -0,44 e +0,34 V. Ou seja, a reação espontânea entre este dois metais seria de ferro reduzindo íons cobre (II) a cobre metálico e cobre oxidando ferro metálico a íons ferro (II)e não o processo inverso. Fato este que foi evidenciado visualmente nesta etapa do experimento porque a solução não mudou a cor característica de uma solução aquosa de sulfato de ferro (II).

Já no tubo 2 foi introduzido um fio de cobre dentro de uma solução de nitrato de prata (AgNO3), visualmente pode-se ver que formou um depósito de algum metal sobre a superfície do fio. Este metal é evidência de prata metálica, porque o potencial padrão de redução (Ag+/Ag) da prata é de + 0,80 V então como o cobre tem um potencial (+,034V) menor do que o da prata ele irá se oxidar formando íons Cu2+ e os íons de prata serão reduzidos a prata metálica. A Reação 4 mostra o processo global que ocorreu.

No tubo de ensaio 3 foi introduzido um prego de ferro dentro de uma solução de sulfato de cobre, e visualmente foi visto que a solução que antes era azul começou a ficar mais incolor, devido ao fato de íons Cu2+ serem reduzidos pelo ferro a cobre metálico e o cobre oxidou o ferro metálico a íons Fe2+. Fato este que foi evidenciado também pela formação de um depósito de cobre sobre o prego. A Reação 5 exemplifica este processo.

Cu(s) + AgNO3(aq) → Cu(NO3)(aq) + Ag(s) Reação 4

Fe(s) + CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu(s) Reação 5

3.2 Construção da pilha de Daniell

O resultado obtido para o potencial da célula de Daniell foi de 1,07 V no momento em que introduziu a ponte salina e de 0,00 V após retirar a ponte salina. Posteriormente, quando foi introduzido novamente a ponte o resultado foi o mesmo medido inicialmente. O valor obtido apresentou um erro relativo de apenas 2,8 %. A Figura 1 abaixo mostra um esquema da estrutura da pilha de Daniell. Pode-se ver através do esquema que os elétrons estão migrando do eletrodo de zinco para o de cobre ocasionando a redução dos íons cobre sobre o eletrodo. E que o eletrodo de zinco está sendo oxidado produzindo íons Zn2+ . Todos estes fatos foram