Actividade de Projecto - Relatório

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1 Actividade de Projecto - Relatório Construção de uma pilha QUÍMICA 12ºANO Henrique Fernandes, número 11 Ricardo Cunha, número 20 Jéssica Lopes, número 26 Professor Ângelo Fernandes Turma B 1ºPeríodo

2 Índice Objectivos 2 Introdução 2 Propostas para a realização da pilha 3 Pilha de Alumínio e Chumbo 3 Pilha de Prata e Ferro 4 Escolha da Pilha 6 Material 8 Reagentes 8 Procedimento com Esquema de Montagem 9 Resultados Experimentais 11 Conclusão 11 Bibliografia 13 Anexos 14 ANEXO I PILHA DE CHUMBO E ALUMÍNIO 14 ANEXO II PILHA DE FERRO E PRATA 14 ANEXO III TABELA DE POTENCIAIS DE ELECTRODO PADRÃO (25⁰C) 15 ANEXO IV MONTAGEM DA PILHA 16 1

3 Objectivos Identificar os constituintes de uma pilha electroquímica Prever a diferença de potencial de uma pilha electroquímica conhecendo os eléctrodos (condições- padrão) Identificar a relação entre a diferença de potencial e o quociente de reacção Concluir, a partir da observação, sobre a necessidade de utilização de dois metais diferentes (ou o mesmo metal mergulhado em soluções de concentração diferente) Introdução Nesta actividade projecto foi- nos proposta a realização de uma pilha electroquímica ou célula galvânica, por ser necessário compreender o que são e como funcionam, achamos relevante fazermos uma breve explicação introdutória. Uma pilha electroquímica é um sistema que converte energia química, produzida numa reacção de oxidação- redução espontânea, em energia eléctrica. As reacções de oxidação- redução são reacções em que há total ou parcial transferência de electrões, de uma espécie química para outra, englobando duas semi- reacções: semi- reacção de oxidação e semi- reacção de redução. A oxidação corresponde a uma perda de electrões, ou seja, um aumento do número de oxidação. Já a redução corresponde a um ganho de electrões, ou seja, uma diminuição do número de oxidação. Uma pilha electroquímica é constituída por dois eléctrodos: o ânodo (eléctrodo onde ocorre oxidação), pólo negativo da pilha, e o cátodo (eléctrodo onde ocorre a redução), pólo positivo da pilha. Nestas células galvânicas em que os reagentes são iões ou moléculas, é necessário utilizar eléctrodos sólidos e condutores, muitas das vezes os eléctrodos funcionam apenas como condutores e superfície de contacto com a solução, designados por eléctrodos inertes. Estes eléctrodos proporcionam uma superfície de contacto para a ocorrência de uma reacção de oxidação- redução. Para além disso, uma pilha é constituída por um electrólito (solução condutora), uma ponte salina que é um tubo em U que contém uma solução condutora que vai repor a electroneutralidade dos electrólitos, sendo que esta é alterada durante o período de funcionamento da pilha. Sabe- se que quando se fecha o circuito, os electrões deslocam- se, através do fio condutor, do ânodo para o cátodo. Resumindo, quando se constrói uma célula voltaica, em circuito fechado surge uma diferença de potencial ente os dois eléctrodos de metais diferentes, sendo que no circuito exterior há um fluxo de electrões do ânodo para o cátodo. Há também circulação de iões da ponte salina para os electrólitos e vice- versa; nos electrólitos há circulação de iões do eléctrodo para a solução ou desta para o eléctrodo. Ao longo do tempo a diferença de potencial vai diminuindo, assim como a intensidade da corrente, até que se anula. Quando a diferença de potencial se anula, não significa que as reacções de oxidação- redução cessaram, mas sim que ocorrem à mesma velocidade em ambos os sentidos, ou seja atingiram o equilíbrio químico. Após os conhecimentos base para a construção de uma pilha é necessário escolhermos quais os metais a utilizar para os eléctrodos, quais as soluções de iões e qual a ponte salina que vamos utilizar. Para escolhermos os metais é necessário recorre a uma tabela de potenciais- padrão de eléctrodo para calcularmos o potencial- padrão de um par conjugado de oxidação- redução, sendo que quanto maior for este valor mais facilidade terá em sofrer redução e em oxidar a outra espécie química. Uma vez que, pretendemos fazer uma pilha com uma diferença 2

4 potencial determinada (1,30 V) temos de recorrer à equação de Nernst para sabermos quais os melhores metais e as suas concentrações. A equação de Nernst relaciona a diferença de potencial debitada por uma pilha, quando esta não se encontra nas condições padrão 1. Sendo assim a diferença de potencial de uma pilha depende da diferença de potencial- padrão de eléctrodo, do número de moles de electrões envolvidas na reacção e da temperatura. Para a escolha das soluções é necessário ter em conta possíveis reacções paralelas que possam ocorrer entre os reagentes, bem como reacções com a luz ou outros factores do meio. Deste modo propomos 2 possibilidades para a construção de uma pilha capaz de debitar a d.d.p. pretendida (1,30 V): uma de alumínio e chumbo e outra de prata e ferro. Estas serão sustentadas por cálculos, apresentados no desenvolvimento do trabalho. A escolha da pilha terá ainda de ter em conta os reagentes existentes na escola, bem como aquela que oferecerá melhores resultados. Propostas para a realização da pilha Pilha de Alumínio e Chumbo Esquema de Montagem desta pilha (simplificado) em ANEXOS, ANEXO I Equação Global: Cátodo eléctrodo onde se realiza a redução. Ânodo eléctrodo onde se realiza a oxidação. 1 Condições Padrão Corresponde à temperatura de 0ºC, a uma pressão atmosfera de 1 atm e uma concentração dos electrólitos de 1M. 3

5 O quociente da reacção é dado pelo quociente entre o produto das concentrações das soluções nos produtos da reacção, elevados ao respectivo coeficiente estequiométrico e o produto das concentrações das soluções nos reagentes, elevados aos respectivos coeficientes estequiométricos. Deste modo tem- se que: 0,7500 mol dm ³, então:, considerou- se que a concentração de Pb²+ a utilizar seria de, por resolução matemática sabe- se qual o valor da concentração de Al³+ a utilizar. Determinam- se assim as concentrações de cada uma das soluções a utilizar. Portanto, ter- se- á de preparar duas soluções de dois sais que contenham os iões Al³+ e Pb²+. A determinação da massa do sal a utilizar depende deste. A escolha da ponte salina tem de ser cuidadosa, de modo a evitar reacções indesejáveis entre a ponte salina e os electrólitos e que possam interferir na d.d.p. a debitar pela pilha, ou mesmo impedir que esta funcione. No caso da pilha de alumínio e chumbo poderemos utilizar uma ponte salina de Cloreto de Sódio, visto que à partida as reacções que possam acontecer entre a ponte salina e os electrólitos não interferem nem dificultam o funcionamento da pilha. Pilha de Prata e Ferro Esquema de Montagem desta pilha (simplificado) em ANEXOS, ANEXO II Equação Global: Cátodo eléctrodo onde se realiza a redução. Ânodo eléctrodo onde se realiza a oxidação. 4

6 O quociente da reacção é dado pelo quociente entre o produto das concentrações das soluções nos produtos da reacção, elevados ao respectivo coeficiente estequiométrico e o produto das concentrações das soluções nos reagentes, elevados aos respectivos coeficientes estequiométricos. Deste modo 5,0000 mol dm ³, então:, considerou- se que a concentração de Ag+ a utilizar seria de concentração de Fe²+ a utilizar., por resolução matemática sabe- se qual o valor da Determinaram- se assim as concentrações de cada uma das soluções a utilizar, portanto ter- se- á de preparar duas soluções de dois sais que contenham os iões Ag+ e Fe²+. A determinação da massa do sal a utilizar depende deste. No caso da pilha de Prata e Ferro, não poderá ser utilizada a ponte salina de Cloreto de Sódio, visto que os iões de cloreto que irão migrar para o electrólito de prata irão reagir com os iões de prata, formando Cloreto de Prata Este, é muito pouco solúvel, levando à sua precipitação e à diminuição da concentração do ião de prata na solução. Como se pode prever esta alteração interfere no normal funcionamento da pilha. Deste modo, poder- se- á utilizar Nitrato de Amónia na ponte salina, pois permite a electroneutralidade dos eléctrodos garantindo as concentrações dos iões dos respectivos electrólitos. Existe outro factor a ter em linha de conta quanto à utilização de uma solução de prata, é o facto de esta, na presença de luz tornar- se negra. Deste modo, ter- se- á de revestir ou isolar da luz a célula que contém o electrólito de iões de prata. Escolha da Pilha 5

7 Após a ponderação entre as duas hipóteses para a realização da pilha, decidimos escolher a pilha de ferro e prata, devido à limitação dos reagentes existentes na escola. Procedemos assim ao recalcular de concentrações de modo a determinar as concentrações dos electrólitos pretendidas para que a que a pilha debitasse uma d.d.p. de 1,30V. Equação Global: Recorrendo à equação de Nernst, como foi utilizada anteriormente, sabe- se que para esta pilha,. Define- se então a concentração de um dos electrólitos, de modo a poder calcular a concentração do outro electrólito através do Q, permitindo assim o débito de d.d.p. pretendido. Considere- se a concentração de Ag+, Temos então a concentração dos electrólitos a utilizar, Preparando as soluções: Preparar uma solução de Sulfato de Ferro (II) e amónia hexa- hidratado: M [(NH4)2 [Fe(SO4)2] 6H2O]= 392,14 g mol ¹ V = 1000,0mL = 1,00 dm ³ Neste sal de Ferro (II) a cada 1mol de (NH4)2 [Fe(SO4)2] 6H2O, corresponde 1mol de catião Fe²+, então: 6

8 Preparar uma solução de Nitrato de Prata: M (AgNO₃) = 169,87 g mol ¹ V = 100,0mL = 0,10 dm ³ Neste sal de Prata (I) a cada 1mol de AgNO₃, corresponde 1mol de catião Ag+, então: Preparar uma solução de Nitrato de Sódio (ponte salina): A solução de Nitrato de Sódio preparada foi realizada por adição do sal Nitrato de Sódio até à saturação da solução. Esquema da pilha: Fe (s) Fe 2+ (aq), 9,397*10-5 mol.dm - 3 NaNO 3(aq) Ag + (aq), 0,10 mol.dm - 3 C (s) 7

9 Material Tubo de vidro em U Algodão Hidrófilo Gobelé 400mL Balão Volumétrico (100,0±0,1mL) Balão Volumétrico (1000,0±0,4mL) Balança semi- analítica (640,00±0,01g) Espátula Vidro de Relógio Garrafa de Esguicho Funil de Vidro Vareta de Vidro Fios Condutores Crocodilos Multímetro (Voltímetro: 2,000±0,001V) Reagentes Água desionizada Nitrato de Prata AgNO₃ M = 169,87 g mol ¹ Sulfato de Ferro (II) e Amónia hexahidratado (NH4)2 [Fe(SO4)2] 6H2O M = 392,14 g mol ¹ Nitrato de Sódio NaNO₃ 8

10 Procedimento com Esquema de Montagem 1. Preparação da solução de Sulfato de Ferro (II) 1 e Amónia hexahidratado. a. Medir 0,04g do sal na balança 2. b. Com a ajuda de um funil de vidro 4 e da garrafa de esguicho 3,transferir o sólido para o balão volumétrico 5 de 1000,0mL. c. Perfazer o volume do balão volumétrico com água desionizada. d. Tapar o balão volumétrico e homogeneizar a solução. e. Identificar a solução e respectiva concentração. 2. Preparação da solução de Nitrato de Prata. a. Medir 1,70g do sal na balança. b. Com a ajuda de um funil de vidro e da garrafa de esguicho, transferir o sólido para o balão volumétrico de 100,0mL. c. Repetir os procedimentos 1. (c.; d.; e.). 3. Preparação da solução de Nitrato de Sódio. a. Num gobelé adicionar aproximadamente 200mL de água desionizada. b. Adicionar o sal pouco a pouco e agitar com uma vareta de vidro. c. Continuar a adição até que não se consiga dissolver mais Nitrato de Sódio, solução saturada. d. Identificar a solução Transferir cada uma das soluções de electrólito para o respectivo gobelé. 5. a. Transferir aproximadamente 100mL da solução de Ferro (II) 5 para um gobelé 6. b. Transferir aproximadamente 100mL da solução de Prata para o outro gobelé Transferir a solução de Nitrato de Sódio 7 para o tubo de vidro em U 8, colocar nas extremidades do tubo algodão hidrófilo

11 7. Inverter a ponte salina, mergulhando as extremidades do tubo em U 8 nas soluções de electrólito. 8. Colocar o eléctrodo de Ferro 10 na solução de iões Ferro (II) 11 e o eléctrodo de grafite 12 na solução de iões Prata Fechar o circuito com fios condutores 14 onde se intercala um multímetro 15 de modo a medir a diferença de potencial debitada pela pilha Medir a diferença de potencial debitada pela pilha durante o seu funcionamento. 10

12 Resultados Experimentais Sal Massa (g) (NH4)2 [Fe(SO4)2] 6H2O 0,04 NaNO₃ 1,69 Tempo Início 0,865 Fim 0,989 d.d.p. (V) Conclusão Com a escolha da pilha de prata e ferro teve de se preparar as soluções para os electrólitos, recorrendo à dissolução dos sais dos respectivos catiões metálicos em água. Recorremos a sais cuja estequiometria permitisse uma simplificação de cálculos, pois para cada mol do sal utilizado dissociava- se uma mol de catiões metálicos pretendidos, segundo as seguintes reacções químicas: Teoricamente, pelos cálculos efectuados anteriormente, esperava- se uma diferença de potencial de 1,30V para as concentrações dos catiões metálicas utilizadas. No entanto, o valor obtido foi inicialmente de 0,865V e posteriormente de 0,989V, verificando- se depois uma diminuição da d.d.p.. Deste modo, constata- se que a d.d.p. obtida não foi a prevista teoricamente, devido a vários erros associados à realização da actividade. Logo de início, cometeu- se um erro, pois por cálculo pretendia- se uma massa de 0,037g, no entanto como a balança utilizada tinha apenas uma sensibilidade de 0,01g, só permitia medir uma massa de 0,04g, valor que mais se aproxima do pretendido. É óbvio que esta pequena variação é quase insignificante, visto que era para diluir em 1L. Como qualquer instrumento de medida, estão associados erros sistemáticos. Deste modo, todas as medições de massa estão afectadas do respectivo erro associado à balança. Durante a preparação da solução, mais uma vez estiveram associados erros de medição, tanto por parte do instrumento de medida (balão volumétrico) como por parte do operador. No entanto, todas as alterações mínimas de concentração não possuem um papel muito importante na d.d.p. debitada, ou seja, uma ligeira variação nas concentrações não pressupõe uma variação notável na d.d.p. debitada pela célula galvânica. Deste modo existem outros factores mais significativos para explicar o valor obtido. Nesta actividade utilizou- se um eléctrodo de ferro mergulhado na solução de catiões de ferro (II) e um eléctrodo de grafite, que funciona com eléctrodo inerte, na solução de prata (I). O que se verifica é que a prata tem maior potencial de redução, deste modo os catiões prata da solução irão sofrer redução a prata sólida. Deste modo, o eléctrodo mergulhado nesta solução não reage, daí o eléctrodo de prata que se poderia colocar nesta semi- célula poder ser 11

13 substituído por um eléctrodo de grafite, capaz de conduzir os electrões até à solução e permitir a troca electrónica com os catiões. No entanto, na semi- célula de oxidação não se poderia substituir o eléctrodo de ferro por um eléctrodo inerte, visto que este eléctrodo para além das funções acima mencionadas é também reagente, pois é o ferro sólido (reduzido) que sofre oxidação, passando à forma de catião ferro (II) que passa para a solução libertando 2 electrões que são conduzidos pelos fios condutores até à semi- célula de redução, onde são recebidos pelos catiões de prata (I) que sofrem redução. Deste modo, verifica- se que a pouco e pouco o eléctrodo de ferro é degradado. Aqui surge outra limitação que condiciona depois o funcionamento da pilha e a d.d.p. debitada, o facto do eléctrodo de ferro sofrer oxidação ao longo do funcionamento da pilha, os catiões de ferro acabam por reagir paralelamente com o oxigénio dando origem a óxido de ferro que cobre a superfície do eléctrodo de ferro. Ao recobrir o eléctrodo, diminui a área da superfície de contacto entre a solução e o eléctrodo, diminuindo assim a velocidade da reacção e consequentemente a d.d.p.. De facto, a utilização do ferro como reagente e não outro metal, também condiciona o funcionamento da célula galvânica e da d.d.p. debitada, pois o ferro não é um dos metais mais reactivos, comparados com os metais dos grupos 1 e 2 da tabela periódica que reagem muito facilmente, oxidando- se com maior facilidade do que o ferro, pois o seu potencial de redução é bastante inferior ao do ferro. Temos ainda o caso da extensão das reacções, que no caso da dissociação iónica dos sais utilizados, esta não é totalmente completa interferindo uma vez mais na quantidade de catiões metálicos existentes na solução. A ponte salina tem a função de manter a electroneutralidade da célula galvânica, pois com o decorrer da reacção os catiões de prata reduzem- se a prata sólida, diminuindo o número de cargas positivas no meio. Deste modo, para manter a positividade desse meio, os catiões do sal dissolvido na ponte salina migram para a semi- célula de redução. Na semi- célula oposta, onde ocorre a oxidação e o consequente aumento das cargas positivas é necessário anulá- la, para isso migram para a semi- célula de oxidação os aniões do sal da ponte salina. Para além disso, a ponte salina tem a função de fechar o circuito de modo a que haja a transição de electrões ao longo dos condutores. Inicialmente tinha- se proposto utilizar Nitrato de Potássio na ponte salina, no entanto acabou por se optar pelo Nitrato de Sódio, porque é um sal bastante solúvel, em que a constante de solubilidade é elevada, podendo ter uma grande quantidade de catiões sódio e aniões nitrato na solução, minimizando a probabilidade da pilha cessar o débito de potencial por esgotamento da ponte salina. Para além disso os iões não reagem paralelamente com os electrólitos formando precipitados, por exemplo, que diminuam a quantidade química de reagente e portanto esgotem e interfiram na d.d.p. debitada pela pilha. As conclusões estão limitadas pelo facto de só se ter realizado um ensaio em vez de pelo menos três, de modo a minimizar erros acidentais e a conferir maior credibilidade ao resultado obtido. A fim de minimizar os erros associados à actividade, poderíamos realizá- la novamente recorrendo a eléctrodos de maior área de superfície de contacto com a solução, aumentando assim a área para troca de electrões com as soluções e o eléctrodo e reciprocamente. Numa fase mais avançada, poder- se- ia proceder à substituição dos metais por outros mais reactivos capazes de reacções mais rápidas e extensas de oxidação- redução. 12

14 Bibliografia SIMÕES, Teresa, QUIRÓS, Maria Alexandra, SIMÕES, Maria Otilde, Química em Contexto 12, Volume 1, 1ª edição, Porto Editora, Porto, 2010 DANTAS, Maria da Conceição, RAMALHO, Marta Duarte, Jogo de Partículas, Caderno de exercícios e problemas, 1ª edição, Texto Editores, Lisboa,

15 Anexos ANEXO I PILHA DE CHUMBO E ALUMÍNIO C (s) Pb²+ (aq) 1,30V U Ponte Salina Al³+ (aq) Al (s) ANEXO II PILHA DE FERRO E PRATA Fe (s) Fe²+ (aq) 1,30V U Ponte Salina Ag+ (aq) C (s) 14

16 ANEXO III TABELA DE POTENCIAIS DE ELECTRODO PADRÃO (25⁰C) 15

17 Química 12ºAno ANEXO IV MONTAGEM DA PILHA Solução de AgNO3 Solução de (NH4)2 [Fe(SO4)2] 6H2O Eléctrodo de Grafite Eléctrodo de Ferro Ponte Salina Multímetro Fios Condutores 16