O documento descreve um experimento sobre eletroquímica realizado por alunos de engenharia mecânica. O experimento incluiu a construção de uma pilha de Daniell e uma pilha sanduíche para gerar eletricidade a partir de reações químicas. Os alunos também analisaram reações de oxidação e redução em diferentes materiais e observaram como variáveis como pH afetam o potencial da pilha.

1. UNIVERSIDADE FEDERAL DO VALE DO SÃO FRANCISCO
CURSO DE ENGENHARIA MECÂNICA
DISCIPLINA: QUÍMICA PRÁTICA
EXPERIMENTO 9
Aluno: Mônica Suelem, Jainy Carneiro, Laura Castro, Silvanildo Macário
Professor(a): Andréa Ferraz
Turma: 1° Período de Engenharia Mecânica
Data: 20 de Julho de 2014

2. EXPERIMENTO 9: ELETROQUÍMICA
INTRODUÇÃO:
Eletroquímica é o ramo da química que estuda o uso das reações químicas
associadas a eletricidade. De modo geral divide-se em : pilhas e eletrólise
Pilhas : reações espontâneas e geram eletricidade ;
Eletrólise : eletricidade utilizada para ocorrer a reação não- espontânea
A pilha ou célula eletroquímica é constituída de dois eletrodos no qual uma
espécie é oxidada e sede elétrons, ao passo que o outro se reduz e recebe esses elétrons.
Isso permite o fluxo de corrente elétrica através do circuito
A pilha de Daniell exemplifica uma pilha usando a reação entre cobre e zinco;
num béquer contendo uma barra de cobre mergulhada em solução de íons cu 2+, e no
outro a barra de zinco em solução de íons zn 2+; os mesmos estão ligados com o fio
condutor de elétrons ; além disso utiliza-se uma ponte salina entre os eletrodos para que
haja equilíbrio de carga.
A principal condição em uma reação de oxi-redução é transferência de elétrons do
agente condutor para o oxidante; assim estabeleceram-se potenciais relativos de oxidação
e redução para os elementos ,tomando como padrão o eletrodo padrão de hidrogênio.
É possível prever a espontaneidade de reações de oxi-redução por meio dos
valores de potencias relativos de oxidação redução dos elementos; quando o potencial
apresentar valor positivo a reação será espontânea, analogamente quando o potencial
apresentar valor negativo, o sistema sofrerá transformação por meio da indução de
corrente elétrica por uma fonte externa e portanto a reação será não espontânea .
Além disso, outro critério utilizado para prever a espontaneidade de uma reação
química é por meio da variação da energia livre de gibbs, assim quando delta G for
positivo o processo é não-espontâneo e quando delta G for o negativo o processo é
espontâneo.
A cela galvânica é usada pra converter energia química em energia elétrica quando
uma reação possui um valor positivo de variação de potencial e valor negativo de delta
G, e procede para atingir o equilíbrio.

3. OBJETIVO:
Aplicar conceitos de eletroquímica para preparar a pilha de Daniell e analisar o
processo de oxidação em diferentes materiais.
PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:
A- Reações de oxi-redução
1- Colocou-se um pedaço de fio de cobre, lixado, em um tubo contendo 3 mL de
FeSO4 0,1M;
2- Colocou-se um prego limpo em um tubo contendo 3 mL de CuSO4;
3- Colocou-se um pedaço de fio de cobre, lixado, em um tubo de ensaio contendo
AgNO3.
Em todos os 3 casos anotou-se as observações.
B- Construção da pilha de Daniell
1- Ponte salina: colocou-se KCl 1 M em um tubo em forma de U e tampou-se as
extremidades com algodão;
2- Eletrodos: lixou-se lâminas de Zn (s) e Cu (s), lavou-as com água destilada e
secou-as com algodão;
3- Meias-celas: transferiu-se para um béquer 70 mL de solução de ZnSO4 0,1 M e
para um outro béquer transferiu-se 70 mL de solução de CuSO4 0,1 M;
4- Montagem e operação: mergulhou-se a lâmina de Zn na solução de ZnSO4 e a
lâmina de Cu na solução de CuSO4. Colocou-se cuidadosamente a ponte salina
entre os béqueres de forma que ela ficou mergulhada em ambas as soluções.
Conectou-se os eletrodos com um voltímetro e leu-se o potencial. Retirou-se a
ponte salina e leu-se novamente. Recolocou-se a ponte salina e leu-se novamente;
5- Colocou-se 20 mL de NaOH 1,75 M ao béquer que continha CuSO4 0,1 M e leu-
se o potencial;
6- Adicionou-se 20 mL de sulfeto de sódio 1,0 M ao béquer contendo a solução de
ZnSO4 0,1 M e montou-se outra semi-cela Cu/Cu2+
e leu-se novamente o potencial
da cela.
C- Pilha sanduíche
1- Apanhou-se duas placas 2x3 de cobre e outras duas de zinco, que estavam lixadas;
2- Dobrou-se quatro folhas de papel de filtro ao meio e umedeceu-se duas em uma
solução de ZnSO4 0,1 M com o auxílio de uma placa de Petri e uma pinça.
3- Umedeceu-se as outras duas folhas em uma solução de CuSO4. Deixou-se os
papeis embebidos nas soluções por 3 minutos;
4- Sobre aplaca de zinco depositou-se um papel embebido em ZnSO4 0,1 M e sobre
a placa de cobre depositou-se um papel embebido em CuSO4;
5- Juntou-se as placas e mediu-se o potencial gerado.

4. RESULTADOS
A- Reações de oxi-redução
Tubo 1:
Semi-reações:
Cu(s)  Cu2+
(aq) + 2 e-
E°= 0,34 V
Fe2+
(aq) + 2 e-
 Fe (s) E°= -0,44 V
Nesse experimento não houve reação pois o metal, no qual seria oxidado, apresenta um
potencial de redução menor do que a solução, logo ela não ocorre.
Tubo 2:
Semi-reações:
Cu2+
(aq) + 2 e-
 Cu(s) E°= 0,34 V
Fe (s)  Fe2+
(aq) + 2 e-
E°= -044 V
Nesse experimento houve reação, pois o metal apresentava um potencial de redução maior
do que a solução, sendo assim:
Cu2+
(aq) + Fe (s)  Cu (s) + Fe2+
(aq)
Cu  E= 0,34 – (0,0592/2) log (1/0,1)
E= 0,3104 V
Fe  E= -044 – (0,0592/2) log (1/0,1)
E= - 0,4696 V
∆E = Ecátodo – Eânodo = 0,3104 – (- 0,4696) = 0,78 V
Tubo 3:
Semi-reações:
Cu(s)  Cu2+
(aq) + 2 e-
E°= 0,34 V
2 Ag+
(aq) + 2 e-
 2 Ag(s) E°= -0,44 V
Nesse experimento também houve reação, pois o metal apresentava um potencial redutor
maior do que a solução, sendo assim:
2 Ag+
(aq) + Cu (s)  Cu2+
(aq) + 2 Ag (s)
Cu  E= 0,34 – (0,0592/2) log (1/0,1)
E= 0,3104 V
Ag  E= 0,80 – (0,0592/2) log (1/0,1)
E= 0,7704 V
∆E = Ecátodo – Eânodo =0,7704 - 0,3104 = 0,46 V

5. B- Pilha de Daniell
Semi-reações:
Cu2+
(aq) + 2 e-
 Cu(s) E°= 0,34 V
Zn (s)  Zn2+
(aq) + 2 e-
E°= -0,76 V
Equação global:
Cu2+
(aq) + Zn (s)  Cu (s) + Zn2+
(aq)
Cálculo do potencial:
Cu  E= 0,34 – (0,0592/2) log (1/0,1)
E= 0,3104 V
Zn  E= -0,76 – (0,0592/2) log (1/0,1)
E= 0,7896 V
∆E = Ecátodo – Eânodo = 0,3104 – (-0,7896) = 1,1 V
OBS.: Efeito do hidróxido
Com o acréscimo de NaOH 1,75 M ao béquer contendo CuSO4 0,1 M, o valor do
potencial da pilha diminuiu, pois o Cu2+
em solução passou a reagir com a base e não
mais a oxidar.
CuSO4 (aq) + 2 NaOH (aq)  Na2SO4 (s) + Cu(OH)2 (s)

6. Quando adicionou-se o Na2S o potencial da pilha aumentou, isso devido ao fato
do Zn2+
na solução de diminuído, pois reagiu com o Na2S. Sendo o equilíbrio deslocou-
se no sentido ne produção do Zn2+
e por isso aumentou-se o potencial da pilha.
Na2S (aq) + ZnSO4 (aq)  ZnS (s) + Na2SO4 (aq)
C- Pilha sanduíche
Para a construção dessa pilha foram utilizados os mesmos materiais para os eletrodos
e as mesmas soluções, sendo assim o valor do potencial teórico foi o mesmo para a
pilha de Daniell.
Semi-reações:
Cu2+
(aq) + 2 e-
 Cu(s) E°= 0,34 V
Zn (s)  Zn2+
(aq) + 2 e-
E°= -0,76 V
Equação global:
Cu2+
(aq) + Zn (s)  Cu (s) + Zn2+
(aq)
Cálculo do potencial:
Cu  E= 0,34 – (0,0592/2) log (1/0,1)
E= 0,3104 V
Zn  E= -0,76 – (0,0592/2) log (1/0,1)
E= 0,7896 V
∆E = Ecátodo – Eânodo = 0,3104 – (-0,7896) = 1,1 V