1. Realizado por: Mariana Pinheiro Nº19 Matilde Trigo Nº20 Sofia Ferreira Nº25 Tiago Andrade Nº26
2. Bibliografia
2.1. DANTAS, Maria da Conceição; RAMALHO, Marta Duarte (2017) Novo Jogo de Partículas, Caderno de Atividades Laboratoriais Química - 12ºano, Porto: Texto Editores
2.2. DANTAS, Maria da Conceição; RAMALHO, Marta Duarte (2017) Novo Jogo de Partículas, Manual Química - 12ºano, Porto: Texto Editores
3. Objetivos
3.1. A atividade laboratorial tem como objetivo fundamental a construção de um célula galvânica, isto é, uma pilha. Complementarmente, é explorado o impacto da alteração das concentrações das soluções eletrolíticas na força eletromotriz média da pilha construída.
4. Introdução Teórica
4.1. A Pilha Eletroquímica
4.1.1. Uma pilha eletroquímica é um dispositivo capaz de produzir energia elétrica devido a uma reação de oxidação-redução espontânea - reação onde há transferência total ou parcial de eletrões. Assim, na pilha, os eletrões vão circular através de um fio condutor do ânodo (-), onde ocorre oxidação, para o cátodo (+), onde ocorre redução.
4.2. Força Eletromotriz Padrão
4.2.1. A força eletromotriz padrão (εº) corresponde á diferença de potencial entre os terminais de uma pilha em condições padrão: -Pressão dos gases = 1atm; -Temperatura = 25ºC; -Concentração das Soluções Eletrolíticas= 1,0 mol/dm3. O valor da Força Eletromotriz Padrão de uma pilha é dado pela expressão:
4.2.1.1. εºpilha = εº(cátodo) - εº(ânodo)
4.3. Força Eletromotriz Média
4.3.1. Equação de Nernst
4.3.1.1. A Equação de Nernst permite determinar a Força Eletromotriz de uma pilha quando esta não se encontra nas condições padrão referidas.
4.3.1.2. εpilha= εºpilha - (0,059/n)* log(Q)
4.3.1.2.1. Através desta equação é possivel verificar que a f.e.m. da pilha diminui à medida que a reação prossegue no sentido direto, pois à medida que o sistema evolui as concentrações dos produtos aumentam e as concentrações dos reagentes diminuem, aumentando Q (Q= [produtos]/[reagentes]).
4.4. A Pilha Zinco-Cobre
4.4.1. Ânodo e Cátodo
4.4.1.1. εºCu2+/Cu = +0,34 V εºZn2+/Zn = -0,76V Como εºCu2+/Cu > εºZn2+/Zn, então o elétrodo de cobre é o cátodo, ou seja, o elétrodo positivo (+) onde se dá a redução. Já o elétrodo de zinco, é o ânodo, ou seja, elétrodo negativo (-) onde se dá a oxidação. Deste modo, os eletrões movimentam-se do ânodo de zinco para o cátodo de cobre.
4.4.2. Representação Esquemática
4.4.2.1. Zn(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu(s)
4.4.3. Ponte Salina
4.4.3.1. A função da ponte salina é manter a eletroneutralidade das soluções eletrolíticas e fechar o circuito da pilha.
4.4.3.1.1. A ponte salina é um pequeno tubo de vidro em forma de "U", estando cada extremidade do tubo mergulhada numa das soluções eletrolíticas. No seu interior apresenta, neste caso, uma solução de cloreto de sódio (NaCl), um sal neutro. Assim, os aniões da ponte salina (Cl-) deslocam-se no sentido da solução de Nitrato de Zinco (Zn(NO3)2), colmatando o excesso de catiões metálicos em solução, e os catiões (Na+) deslocam-se no sentido da solução de Sulfato de Cobre (CuSO4), equilibrando a deficiência de catiões metálicos em solução.
4.4.4. Reação de Oxidação-Redução
4.4.4.1. Semiequações de Oxidação-Redução
4.4.4.1.1. Cu2+ (aq) + 2e- → Cu(s)
4.4.4.1.2. Zn(s) → Zn2+ (aq) + 2e-
4.4.4.2. Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)
4.4.4.2.1. O zinco é oxidado, funcionando assim como agente redutor. Já o cobre, funciona como agente oxidante ao ser reduzido. Verifica-se que: ∆n.o. (Cu) = -2 ∆n.o. (Zn) = +2 É a partir desta reação de oxidação-redução e do consequente movimento ordenado de eletrões que se origina a corrente elétrica.
5. Material Necessário
5.1. Dois elêtrodos metálicos (Zinco e Cobre)
5.2. Quatro soluções eletróliticas (2 para cada metal)
5.2.1. Solução A Solução Concentrada de Zn(NO)3
5.2.1.1. V= 100 mL
5.2.1.2. [Zn2+]= 0,1 mol/dm3
5.2.1.2.1. [Zn2+]real= 0,0992 mol/dm3
5.2.2. Solução B Solução Diluída de Zn(NO)3
5.2.2.1. V= 100 mL
5.2.2.2. [Zn2+]= 0,01 mol/dm3
5.2.2.2.1. [Zn2+]real= 0,00992 mol/dm3
5.2.3. Solução C Solução Concentrada de CuSO4
5.2.3.1. V= 100 mL
5.2.3.2. [Cu2+]= 0,1 mol/dm3
5.2.3.2.1. [Cu2+]real= 0,1017 mol/dm3
5.2.4. Solução D Solução Diluída a de CuSO4
5.2.4.1. V= 100 mL
5.2.4.2. [Cu2+]= 0,01 mol/dm3
5.2.4.2.1. [Cu2+]real= 0,01017 mol/dm3
5.3. Dois Gobelés
5.4. Ponte Salina
5.5. Algodão
5.6. Solução aquosa de NaCl
5.7. Fio Condutor
5.8. Voltímetro
6. Procedimento Experimental
6.1. Ensaio 1
6.1.1. Zn(s) | Zn2+(aq) (0,00992 mol/dm3) || Cu2+(aq) (0,01017 mol/dm3) | Cu(s)
6.1.1.1. εexperimentalpilha= 0,81V
6.2. Ensaio 2
6.2.1. Zn(s) | Zn2+(aq) (0,00992 mol/dm3) || Cu2+(aq) (0,1017 mol/dm3) | Cu(s)
6.2.1.1. εexperimentalpilha= 0,78V
6.3. Ensaio 3
6.3.1. Zn(s) | Zn2+(aq) (0,0992 mol/dm3) || Cu2+(aq) (0,1017 mol/dm3) | Cu(s)
6.3.1.1. εexperimentalpilha= 0,78V
6.4. Ensaio 4
6.4.1. Zn(s) | Zn2+(aq) (0,0992 mol/dm3) || Cu2+(aq) (0,01017 mol/dm3) | Cu(s)
6.4.1.1. εexperimentalpilha= 0,74V
7. Observações e Registo de Resultados
7.1. Cálculo do Erro Percentual
7.1.1. Er(%)= (|εteóricopilha- εexperimentalpilha| / (εteóricopilha)) *100
7.2. Ensaio 1
7.2.1. [Zn2+]= 0,00992 [Cu2+]= 0,01017
7.2.1.1. εteóricopilha= 1,10V
7.2.1.1.1. εexperimentalpilha= 0,81V
7.3. Ensaio 2
7.3.1. [Zn2+]= 0,00992 [Cu2+]= 0,1017
7.3.1.1. εteóricopilha= 1,13V
7.3.1.1.1. εexperimentalpilha= 0,78V
7.4. Ensaio 3
7.4.1. [Zn2+]= 0,0992 [Cu2+]= 0,1017
7.4.1.1. εteóricopilha= 1,10V
7.4.1.1.1. εexperimentalpilha= 0,78V
7.5. Ensaio 4
7.5.1. [Zn2+]= 0,0992 [Cu2+]= 0,01017
7.5.1.1. εteóricopilha= 1,07V
7.5.1.1.1. εexperimentalpilha= 0,74V
7.6. Cálculo do Erro Percentual Médio
7.6.1. Er(%)médio= (Er1+ Er2+ Er3+ Er4)/ 4
7.6.1.1. Er(%)médio= (26,4+ 31,0+ 29,1+ 30,8)/ 4
7.6.1.1.1. Er(%)médio= 29,3%
8. Cálculos
8.1. Diferença de Potencial da Pilha (teórica)
8.1.1. Cálculos Auxiliares
8.1.1.1. εpilha= εºpilha - (0,059/n)* log(Q)
8.1.1.1.1. εºpilha= εºcátodo - εºânodo εºpilha= εºCu2+/CU - εºZn2+/Zn εºpilha= 0,34- (-0,76) = 1,10V
8.1.1.2. Cu2+ (aq) + 2e- → Cu(s) Zn(s) → Zn2+ (aq) + 2e- _________________________________ Cu2+ (aq) + Zn(s) →Zn2+ (aq) + Cu(s)
8.1.1.2.1. n=2
8.1.1.2.2. Q= [Zn2+]/ [Cu2+]
8.1.2. Cálculos finais
8.1.2.1. Ensaio 1
8.1.2.1.1. εpilha= 1,10 - (0,059/2)* log((0,00992)/ (0,01017))
8.1.2.2. Ensaio 2
8.1.2.2.1. εpilha= 1,10 - (0,059/2)* log((0,00992)/ (0,1017))
8.1.2.3. Ensaio 3
8.1.2.3.1. εpilha= 1,10 - (0,059/2)* log((0,0992)/ (0,1017))
8.1.2.4. Ensaio 4
8.1.2.4.1. εpilha= 1,10 - (0,059/2)* log((0,0992)/ (0,01017))
9. Conclusões e Crítica
9.1. Após a realização desta atividade, concluímos que...
9.1.1. A alteração da concentração dos catiões metálicos nas soluções eletrolíticas induz uma variação da diferença de potencial de uma pilha, dado que esta deixa de estar em condições padrão.
9.1.2. Ao obter um Erro Percentual Médio de 29,3%, é possível inferir que os resultados obtidos foram muito pouco exatos. (Er(%)>>5%) Este valor poderá derivar de erros sistemáticos e aleatórios, tais como:
9.1.2.1. Presença de impurezas desconhecidas nas amostras de cobre e zinco utilizadas.
9.1.2.2. Má calibração da balança analítica
9.1.2.2.1. Induz erros na preparação das soluções eletrolíticas que apresentarão por isso uma concentração diferente da ditada teoricamente.
9.1.2.3. Má calibração do Voltímetro
9.1.2.3.1. O valor da diferença de potencial lido não corresponde ao valor real.
9.1.2.4. Erros de Paralaxe
9.1.2.4.1. Os volumes lidos durante a preparação das soluções eletrolíticas não correspondem aos volumes reais.