EFB501 – Química Exp. 16: Pilhas Lab.:49 Professor: Luiz José Mesquita Data: 22/10/2010 Nome: Fernando Longuini da Silva R.A.:10.00632-0 Nome: Murillo Luisi R.A.: 12.01912-7 Nome: Diego Fernandes R.A.: 13.00005-5 Figura 1 Representação da pilha padrão de Daniell Na figura 1, o Zn é o pólo negativo, pois o zinco metálico tem maior potencial de doação de elétrons (oxidação) do que o outro pólo de cobre, o positivo. Já o cobre possui maior potencial de redução do que o zinco, assim, os íons Cu 2+ recebem elétrons preferencialmente aos íons Zn 2+ . A semicélula onde ocorre oxidação chama-se anodo, enquanto aquela que ocorre redução é chamada catodo. Uma notação adequada para as pilhas é aquela em que se representa o eletrodo, a solução e sua concentração, a ponte salina por // e a outra semicélula com uma solução seguida do eletrodo. Assim para figura 1 temos: Zn 0 /Zn 2+ (1,0mol/L)//Cu 2+ (1,0mol/L)/Cu 0 1
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EFB501 – Química
Exp. 16: Pilhas
Lab.:49 Professor: Luiz José Mesquita
Data: 22/10/2010
Nome: Fernando Longuini da Silva R.A.:10.00632-0Nome: Murillo Luisi R.A.: 12.01912-7Nome: Diego Fernandes R.A.: 13.00005-5
Figura 1 Representação da pilha padrão de Daniell
Na figura 1, o Zn é o pólo negativo, pois o zincometálico tem maior potencial de doação de elétrons(oxidação) do que o outro pólo de cobre, o positivo. Já ocobre possui maior potencial de redução do que o zinco,assim, os íons Cu2+ recebem elétrons preferencialmente aosíons Zn2+.
A semicélula onde ocorre oxidação chama-se anodo,enquanto aquela que ocorre redução é chamada catodo.
Uma notação adequada para as pilhas é aquela em que serepresenta o eletrodo, a solução e sua concentração, aponte salina por // e a outra semicélula com uma soluçãoseguida do eletrodo. Assim para figura 1 temos:
Zn0/Zn2+(1,0mol/L)//Cu2+(1,0mol/L)/Cu0
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∆E=E0−RTnF
lnQ(I)
C1V1=C2V2
(II)
× Apresentação dos Dados e Resultados
Pilha padrão
Figura 2 Pilha padrão montada no laboratório
Para esta pilha temos que a semicélula de cobre é onegativo da pilha e a semicélula com zinco o positivo,assim os elétrons saem da semicélula com o zinco, uma vezque ela é quem sofre oxidação, passam pelo multímetro echegam na semicélula de cobre, porém o sentido da correnteé o oposto do fluxo dos elétrons, como a ligação está comos fios invertidos aparece um sinal de negativo nomultímetro. O valor da tensão lido é de (1,110 ±0,001) V.
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Pode-se calcular o potencial desta pilha utilizando assemi reações de redox, para isso temos que:
Semi Reação ∆E0
(V)Oxidaç
ãoZn0→Zn2+¿+2e−¿¿ ¿ 0,76
Redução
Cu2+¿+2e−¿→Cu0 ¿¿ 0,34
Global Cu2+¿+Zn0→Cu0+Zn2+¿¿ ¿ 1,10
A partir deste valor é possível calcular o erroexperimental obtido
%E=¿ VTeórico−VMedido∨¿
VTeóricox100⇒¿1,10−1,11∨ ¿
1,10x100∴%E=0,91% ¿¿
Como esta pilha está dentro das condições padrão, não é preciso fazer o cálculo pela equação de Nernst, além do que ln(1) é zero.
A pilha pode ser representada pela seguinte forma: Zn0/Zn2+(1,0mol/L)//Cu2+(1,0mol/L)/Cu0
Efeito da concentração das soluções
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Figura 3 Primeira pilha montada com a concentração alterada
Para esta pilha foi retirado 1,0 mL da solução de sulfatode cobre e adicionado em um balão volumétrico de 100mL ecompletado o restante com água. No multímetro foi lido o valorde (1,077±0,001)V
A concentração pode ser calculada pela equação (II),obtendo:
C2=C1V1
V2=1,0mol /L×1,0.10−3L
100.10−3L=0,01mol /L
Podemos representar essa pilha da seguinte forma: Zn0/Zn2+(1,0mol/L)//Cu2+(0,01mol/L)/Cu0
Agora através da equação de Nernst é possível determinar opotencial fora das condições padrão, para isso utiliza-se aequação II, obtendo:
∆E=1,10−8,314x2982x96485 ln [1,0 ]
[0,01 ]=1,041V
A partir deste valor o erro experimental é calculado pela equação abaixo:
%E=¿ VTeórico−VMedido∨¿
VTeóricox100⇒¿1,041−1,077∨ ¿
1,041x100∴%E=3,47% ¿¿
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Esse erro pode ser justificado principalmente pelatemperatura, pois no experimento erroneamente não foi feita amedida, assim para os cálculos foi adotado uma temperatura de25°C, porém caso fosse feita essa medida o valor do erro poderiaser muito mais próximo de zero.
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Figura 4 Segunda pilha com a concentração alterada
Para esta pilha foi retirado 10,0 mL da solução de sulfatode cobre já diluída e adicionado em um balão volumétrico de100mL e completado o restante com água. No multímetro foi lido ovalor de (1,040±0,001)V
A concentração pode ser calculada pela equação (II),obtendo:
C3=C1V1
V2=0,01mol /L×10,0.10−3L
100.10−3L=0,001mol /L
Podemos representar essa pilha da seguinte forma: Zn0/Zn2+(1,0mol/L)//Cu2+(0,001mol/L)/Cu0
Agora através da equação de Nernst é possível determinar opotencial fora das condições padrão, para isso utiliza-se aequação II, obtendo:
∆E=1,10−8,314x2982x96485 ln [1,0 ]
[0,001 ]=1,011V
A partir deste valor o erro experimental é calculado pela equação abaixo:
%E=¿ VTeórico−VMedido∨¿
VTeóricox100⇒¿1,011−1,040∨ ¿
1,011x100∴%E=2,87% ¿¿
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O valor deste erro pode ser justificado pelo menos erro dapilha anterior, como não foi feito a medida da temperatura issoimplicou em um erro muito grande no final do experimento, parater um valor mais preciso é necessário refazer o experimento,porém com o valor da temperatura mais preciso possível.
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Pilha de concentração
Figura 5 Quarta pilha montada no laboratório, porém está pilha somente a concentração está variando
Para montar esta pilha, foi utilizado a solução de 1,0mol/L de sulfato de cobre e a solução de 0,001mol/L também desulfato de cobre. No multímetro foi lido o valor de(0,064±0,001)V.
Primeiramente é preciso analisar qual das semi células é apositiva e qual é a negativa. A tendência é que o sistema entreem equilíbrio, assim a solução mais concentrada reduz, sendo opólo negativo, e a solução diluída oxida, pólo positivo. Pode-se verificar esses termos diretamente pelo multímetro, como foiapresentado um sinal positivo (diferente de todas as pilhasanteriores) significa que o fio vermelho está no cátodo, comoexplicado em aula.
Agora é possível calcular qual é o valor teórico para estapilha, assim temos:
∆E=0−8,314x2982x96485 ln [0,001 ]
[1,0 ]=0,0887V
A partir deste valor o erro experimental é calculado pela equação abaixo:
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%E=¿ VTeórico−VMedido∨¿
VTeóricox100⇒¿0,0887−0,064∨ ¿
0,0887x100∴%E=27,85% ¿¿
Ao realizar a medida da corrente da pilha de concentração ecolocar o multímetro em mV é possível ver a última casareduzindo, para evitar este erro foi realizado à medida em Vapresentando um valor aproximado do real, o que implica em umerro muito grande no final, além da temperatura que não foimedida, sendo um fator preponderante para o erro muito grande.
× Questões
1. Por que não podemos construir a pilha colocando a placa de cobre nasolução de zinco, e a placa de zinco na solução de cobre? Explique o que deveacontecer em cada caso.
Essa pilha não pode ser feita, pois com a troca doseletrodos, não teremos fluxo de elétrons através de um fio, ouseja, os elétrons que sairão do zinco, serão atraídosdiretamente para a solução de cobre, formando cobre metálico,que se depositará no eletrodo de zinco. Veremos assim a placade zinco sendo reduzida e uma camada de cobre se formando sobreela, além disso, teremos calor sendo liberado da reação. Já noeletrodo de cobre nada irá acontecer.
2. Com base na Tabela de potenciais-padrão, determine o ∆E0da seguinte pilha: Cr0/Cr3+(1,0mol/L)//Ag+(1,0mol/L)/Ag0
Pode-se calcular o potencial desta pilha utilizando assemi reações de redox, para isso temos que:
3. A partir do ∆E0calculado anteriormente, determine os potenciais dasseguintes pilhas:Cr0/Cr3+(0,001mol/L)//Ag+(0,500mol/L)/Ag0
e Cr0/Cr3+(0,005mol/L)//Ag+(0,100mol/L)/Ag0
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Para determinar esses valores vamos utilizar a equação (I)
Cr0/Cr3+(0,001mol/L)//Ag+(0,500mol/L)/Ag0
∆E=1,54−8,314x2983x96485 ln [0,001 ]
[0,500 ]3
∴∆E=1,58V
Cr0/Cr3+(0,005mol/L)//Ag+(0,100mol/L)/Ag0
∆E=1,54−8,314x2983x96485 ln [0,005 ]
¿¿ ¿
∴∆E=1,53V
4. Qual a concentração de íons Ag+ na solução, se o potencial medido contrauma semicélula Mg0/Mg2+ (0,500 mol/L) formando uma pilha com Ag+ (xmol/L)/Ag0 for igual a 3,14V?
