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Description
Mind Map by Bárbara Sampaio, updated more than 1 year ago
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Created by Bárbara Sampaio
over 6 years ago
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Construção de uma pilha com diferença de potencial determinada
- Objetivos
- Identificar os constituintes de uma pilha eletroquímica; concluir a função de uma ponte salina; identificar a relação entre a concentração
das soluções e prever a diferença de potencial de uma pilha eletroquímica conhecendo os elétrodos (condições padrão); identificar a
relação entre a diferença de potencial e o “quociente de reação”; “determinar” experimentalmente a equação de Nernst; concluir a
necessidade de utilização de dois metais diferentes (ou o mesmo metal mergulhado em soluções de concentração diferente). Mas mais
importante , responder à questão problema: Como construir uma pilha com uma determinada diferença de potencial elétrico?
- Introdução
- Uma pilha eletroquímica ou célula galvânica é um dispositivo capaz de produzir energia elétrica através de
uma reação de oxidação-redução espontânea, onde há a transferência parcial ou total de eletrões. A
movimentação dos eletrões origina corrente elétrica e este deslocam-se do ânodo (onde se dá a oxidação)
para o cátodo (onde se dá a redução). O fundamento de uma pilha eletroquímica é separar as semirreações
de oxidação e redução, de modo que os eletrões circulem externamente através de um fio condutor.
- Resumindo, as pilhas eletroquímicas são constituídas por dois elétrodos (lâminas metálicas), duas soluções condutores (soluções eletrolíticas),
um fio condutor que une exteriormente os dois elétrodos e uma ponte salina (um pequeno tubo de vidro com a forma de “U” cheio de uma
solução de cloreto de potássio, por exemplo. A ponte salina tem como objetivo fechar o circuito e manter a eletroneutralidade da pilha. Como
neste caso, os metais utilizados foram o zinco e o cobre, os aniões da ponte salina deslocam-se no sentido da solução de sulfato de cobre e os
aniões movem-se para o lado da solução de nitrato de zinco.
- Materiais
- Duas lâminas metálicas (elétrodos): uma cobre e outra de zinco; Dois
gobelés ; Cloreto de sódio (NaCl) ; Dois balões volumétricos de 50 ml ;
Voltímetro; Nitrato de zinco ; Sulfato de cobre ; Água destilada ;
Crocodilos E fios de ligação; Tubos em u ; Algodão ;Espátula ;Vareta,
Vidro de relógio
- Cuidados a ter
- Nunca misturar o elétrodo de zinco com a solução padrão de sulfato de cobre e nunca misturar o elétrodo de
cobre com a solução padrão de nitrato de zinco, verificar sempre a unidade de medida do voltímetro e ter em
atenção os polos de ligação e o tipo de corrente que o aparelho está a medir. Ter bastante cuidado nos processos
de manuseamento de produtos químicos (usar luvas, lavar as mãos e usar bata)
- Nunca misturar o elétrodo de zinco com a solução padrão de sulfato de cobre e nunca misturar o elétrodo de
cobre com a solução padrão de nitrato de zinco, verificar sempre a unidade de medida do voltímetro e ter em
atenção os polos de ligação e o tipo de corrente que o aparelho está a medir. Ter bastante cuidado nos processos
de manuseamento de produtos químicos (usar luvas, lavar as mãos e usar bata)
- Cuidados a ter
- Duas lâminas metálicas (elétrodos): uma cobre e outra de zinco; Dois
gobelés ; Cloreto de sódio (NaCl) ; Dois balões volumétricos de 50 ml ;
Voltímetro; Nitrato de zinco ; Sulfato de cobre ; Água destilada ;
Crocodilos E fios de ligação; Tubos em u ; Algodão ;Espátula ;Vareta,
Vidro de relógio
- Materiais
- Resumindo, as pilhas eletroquímicas são constituídas por dois elétrodos (lâminas metálicas), duas soluções condutores (soluções eletrolíticas),
um fio condutor que une exteriormente os dois elétrodos e uma ponte salina (um pequeno tubo de vidro com a forma de “U” cheio de uma
solução de cloreto de potássio, por exemplo. A ponte salina tem como objetivo fechar o circuito e manter a eletroneutralidade da pilha. Como
neste caso, os metais utilizados foram o zinco e o cobre, os aniões da ponte salina deslocam-se no sentido da solução de sulfato de cobre e os
aniões movem-se para o lado da solução de nitrato de zinco.
- Uma pilha eletroquímica ou célula galvânica é um dispositivo capaz de produzir energia elétrica através de
uma reação de oxidação-redução espontânea, onde há a transferência parcial ou total de eletrões. A
movimentação dos eletrões origina corrente elétrica e este deslocam-se do ânodo (onde se dá a oxidação)
para o cátodo (onde se dá a redução). O fundamento de uma pilha eletroquímica é separar as semirreações
de oxidação e redução, de modo que os eletrões circulem externamente através de um fio condutor.
- Introdução
- Identificar os constituintes de uma pilha eletroquímica; concluir a função de uma ponte salina; identificar a relação entre a concentração
das soluções e prever a diferença de potencial de uma pilha eletroquímica conhecendo os elétrodos (condições padrão); identificar a
relação entre a diferença de potencial e o “quociente de reação”; “determinar” experimentalmente a equação de Nernst; concluir a
necessidade de utilização de dois metais diferentes (ou o mesmo metal mergulhado em soluções de concentração diferente). Mas mais
importante , responder à questão problema: Como construir uma pilha com uma determinada diferença de potencial elétrico?
- Procedimento
- 1. Com o suporte de um vidro de relógio e uma espátula, pesar 0.80g de CuSO₄ (0.10 mol/dm^3) , numa balança digital ,
depois de feita a respetiva taragem devido à massa do vidro de relógio; 2. Transferir as 0.10 mol/dm^3 de CuSO₄ para um
gobelé, com o auxílio de uma vareta e do esguicho; 3. Dissolver com água destilada e mexer com uma vareta; 4.
Transferir a solução obtida para um balão volumétrico de 50mL, através de um funil e com a ajuda da vareta; 5. Encher,
com água destilada, o balão volumétrico até ao menisco; 6. Proceder de igual forma na preparação de uma solução de
Zn(NO₃)₂ (0.10 mol/dm^3) , com a pesagem da sua massa igual a 1.50g ;
- 7. Preparar uma solução de NaCl para ser utilizada na ponte salina; 8. Colocar, numa das extremidades de um tubo em
U, algodão; 9. Transferir a solução de NaCl, com um funil e através da extremidade livre, para o interior do tubo; 10.
Colocar algodão na outra extremidade;
- 11. Transferir a solução de sulfato de cobre (II) do balão volumétrico para um gobelé de 250mL; 12. Transferir a solução de
nitrato de zinco do balão volumétrico para um gobelé de 250mL; 13. Mergulhar o elétrodo de cobre na solução de sulfato
de cobre; 14. Mergulhar o elétrodo de zinco na solução de nitrato de zinco; 15. Ligar os elétrodos ao voltímetro através de
fios condutores com crocodilos ligados à lâmina de cobre e à lâmina de zinco;
- 16. Colocar a ponte salina entre as duas soluções; 17. Repetir todas as etapas do procedimento , mas desta vez com 0.01
mol/dm^3 de CuSO₄ e de Zn(NO₃)₂; 18. Registar a diferença de potencial da corrente elétrica gerida ( registando também a
diferença de potencial nos gobelés com concentrações diferentes , ou seja o gobelé de CuSO₄ com 0.10 mol/dm^3 e o gobelé de
Zn(NO₃)₂ com 0.01 mol/dm^3 e vice-versa).
- Registo dos resultados
- Registo dos resultados
- 16. Colocar a ponte salina entre as duas soluções; 17. Repetir todas as etapas do procedimento , mas desta vez com 0.01
mol/dm^3 de CuSO₄ e de Zn(NO₃)₂; 18. Registar a diferença de potencial da corrente elétrica gerida ( registando também a
diferença de potencial nos gobelés com concentrações diferentes , ou seja o gobelé de CuSO₄ com 0.10 mol/dm^3 e o gobelé de
Zn(NO₃)₂ com 0.01 mol/dm^3 e vice-versa).
- 11. Transferir a solução de sulfato de cobre (II) do balão volumétrico para um gobelé de 250mL; 12. Transferir a solução de
nitrato de zinco do balão volumétrico para um gobelé de 250mL; 13. Mergulhar o elétrodo de cobre na solução de sulfato
de cobre; 14. Mergulhar o elétrodo de zinco na solução de nitrato de zinco; 15. Ligar os elétrodos ao voltímetro através de
fios condutores com crocodilos ligados à lâmina de cobre e à lâmina de zinco;
- 7. Preparar uma solução de NaCl para ser utilizada na ponte salina; 8. Colocar, numa das extremidades de um tubo em
U, algodão; 9. Transferir a solução de NaCl, com um funil e através da extremidade livre, para o interior do tubo; 10.
Colocar algodão na outra extremidade;
- 1. Com o suporte de um vidro de relógio e uma espátula, pesar 0.80g de CuSO₄ (0.10 mol/dm^3) , numa balança digital ,
depois de feita a respetiva taragem devido à massa do vidro de relógio; 2. Transferir as 0.10 mol/dm^3 de CuSO₄ para um
gobelé, com o auxílio de uma vareta e do esguicho; 3. Dissolver com água destilada e mexer com uma vareta; 4.
Transferir a solução obtida para um balão volumétrico de 50mL, através de um funil e com a ajuda da vareta; 5. Encher,
com água destilada, o balão volumétrico até ao menisco; 6. Proceder de igual forma na preparação de uma solução de
Zn(NO₃)₂ (0.10 mol/dm^3) , com a pesagem da sua massa igual a 1.50g ;
- Tratamento de resultados
- Conclusão
- Com esta atividade laboratorial concluímos que os valores de diferença de potencial obtidos experimentalmente foram inferiores aos
valores calculados pela equação de Nerst. Esta diferença pode ser explicada por má utilização dos instrumentos assim como pelo
pouco tempo de espera necessário para que ocorra a reação antes de se ler o valor no voltímetro. Utilizamos dois metais diferentes
para que um faça o papel de oxidante e outro de redutor e para que seja possível ocorrer transferência de eletrões que vai originar a
reação de oxidação redução espontânea.
- Bibliografia
- Livro de Química "Novo Jogo de Partículas" 12º ano, Texto Editores
- Trabalho realizado por: Ana Catarina
Fernandes, nº1; Ana Catarina Coelho, nº 2;
Bárbara Sampaio, nº6
- Trabalho realizado por: Ana Catarina
Fernandes, nº1; Ana Catarina Coelho, nº 2;
Bárbara Sampaio, nº6
- Livro de Química "Novo Jogo de Partículas" 12º ano, Texto Editores
- Bibliografia
- Com esta atividade laboratorial concluímos que os valores de diferença de potencial obtidos experimentalmente foram inferiores aos
valores calculados pela equação de Nerst. Esta diferença pode ser explicada por má utilização dos instrumentos assim como pelo
pouco tempo de espera necessário para que ocorra a reação antes de se ler o valor no voltímetro. Utilizamos dois metais diferentes
para que um faça o papel de oxidante e outro de redutor e para que seja possível ocorrer transferência de eletrões que vai originar a
reação de oxidação redução espontânea.
- Conclusão
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