Relatório Células Galvânicas
Por: Sara • 25/12/2018 • 1.537 Palavras (7 Páginas) • 423 Visualizações
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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
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