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Descrição
Mapa Mental por Carolina Carrola, atualizado more than 1 year ago
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Criado por Carolina Carrola
aproximadamente 7 anos atrás
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APL1-Construção de uma pilha
- Carolina Carrola (nº8) e
Filipa Pereira (nº11)-12ºE
16/11/2017
- Índice: Introdução;
Objetivos;
Material;
Reagentes e
Produtos;
Procedimentos;
Observações;
Equações
químicas;
Cálculos;
Conclusões
- Introdução: Uma pilha eletroquímica é capaz de gerar
energia elétrica a partir de uma reação de
oxidação-redução espontânea. Uma pilha eletroquímica
é composta por dois elétrodos, dois eletrólitos, um fio
condutor e uma ponte salina. Os eletrões deslocam-se
do ânodo para o cátodo, onde ocorre redução e
formação da corrente elétrica. A ponte salina mantém
a eletroneutralidade da solução. Na atividade por nós
realizada, a ponte salina é composta por uma solução
saturada de cloreto de sódio (sal marinho), e o cátodo é
o cobre, enquanto o ânodo é o magnésio.
- Material: Voltímetro; Tubo em U; Algodão; Balança;
4 balões volumétricos (50mL); 2 gobelés; Espátula;
Vidro de relógio; Pipeta; Vareta; Funil; Garrafa de
esguicho; Cobre; Magnésio; Sal
- Procedimentos: Medir, numa balança, 1,28g de nitrato de
magnésio, e transferir para um gobelé. Dissolver com água
destilada e transferir a solução obtida para um balão
volumétrico, colocando água destilada até atingir o menisco.
Repetir o processo para 0,128g da mesma substância e para
0,80g e 0,08g de sulfato de cobre. Preparar uma solução
saturada de cloreto de sódio e colocá-la no tubo em U, com
algodão em cada extremidade do tubo, para fazer a ponte
salina. Colocar os elétrodos de magnésio e cobre em gobelés
diferentes e ligá-los, em paralelo, a um voltímetro para medir
a diferença de potencial da pilha. De seguida, ligá-los em série.
Transferir uma solução de sulfato de cobre para o gobelé com
o respetivo elétrodo e uma solução de nitrato de magnésio
para o outro, colocar a ponte salina entre eles e medir a
diferença de potencial gerada.
- Este processo de medição da diferença de
potencial tem de ser feito entre as soluções de
maior concentração, entre as soluções de menor
concentração, e entre a solução de maior e
menor concentração de cada composto.
- Este processo de medição da diferença de
potencial tem de ser feito entre as soluções de
maior concentração, entre as soluções de menor
concentração, e entre a solução de maior e
menor concentração de cada composto.
- Objetivos: Identificar os constituintes de uma pilhas
eletroquímica; Concluir sobre a necessidade de uma ponte
salina; Relacionar a concentração das soluções (quociente de
reação); Prever a diferença de potencial da pilha conhecendo
os elétrodos, em condições padrão; Relacionar a diferença de
potencial e o quociente de reação; Determinar
experimentalmente a equação de Nernst; Concluir sobre a
necessidade de usar dois metais diferentes ou o mesmo
mergulhado em soluções com concentrações diferentes
- Equações químicas: Cu²⁺(aq)+ 2 e⁻→ Cu(s);
Mg(s)→Mg²⁺(aq)+2e⁻;
Cu²⁺(aq)+Mg(s)→Mg²⁺(aq)+Cu(s)
- Cálculos: n₁=0,1 mol/L*(50*10⁻³) L= 5*10⁻³ mol; n₂=0,01
mol/L*(50*10⁻³) L= 5*10⁻⁴ mol; M(Mg(NO₃)₂)=256,41
g/mol; M(CuSO₄)=159,60 g/mol;
- Magnésio: m₁=n₁*M(Mg(NO₃)₂)=5*10⁻³ mol*256,41 g/mol=1,282 g;
m₂=n₂*M(Mg(NO₃)₂)=5*10⁻⁴ mol*256,41 g/mol = 0,128 g
- Cobre: m₃=n₁*M(CuSO₄)=5*10⁻³ mol* 159,60 g/mol = 0,798 g;
m₄=n₂*M(CuSO₄)=5*10⁻⁴ mol*159,60 g/mol = 0,0798 g
- Reação 1 ([Mg] = 0,01 e [Cu] = 0,1): E = [0,34 – (-2,37)] - 0,0591 * log 0,01/0,1 = 2,73955 V
Reação 2 ([Mg] = 0,1 e [Cu] = 0,01): E = [0,34 – (-2,37)] - 0,0591 * log 0,1/0,01 = 2,68045 V
Reação 3 ([Mg] = 0,01 e [Cu] = 0,01) E = [0,34 – (-2,37)] - 0,0591 * log 0,01/0,01 = 2,71 V
Reação 4 ([Mg] = 0,1 e [Cu] = 0,1) E = (0,34 + 2,37) - 0,0591 * log 0,1/0,1 = 2,71 V
- Erros: Reação 1→│2,73955-0,46│/2,73955*100=83,21%;
Reação 2→│2,68045-0,51│/2,68045*100=80,97%;
Reação 3→│2,71-1,28│/2,71*100=52,77%; Reação
4→│2,71-1,26│/2,71*100=53,51%
- Erros: Reação 1→│2,73955-0,46│/2,73955*100=83,21%;
Reação 2→│2,68045-0,51│/2,68045*100=80,97%;
Reação 3→│2,71-1,28│/2,71*100=52,77%; Reação
4→│2,71-1,26│/2,71*100=53,51%
- Magnésio: m₁=n₁*M(Mg(NO₃)₂)=5*10⁻³ mol*256,41 g/mol=1,282 g;
m₂=n₂*M(Mg(NO₃)₂)=5*10⁻⁴ mol*256,41 g/mol = 0,128 g
- Conclusões/Observações: Dado que os erros relativos foram
elevados, concluímos que a atividade não teve sucesso. Estes erros
podem dever-se a pequenas diferenças na medição das massas e a
perdas de reagentes. A ponte salina é necessária, pois sem ela não
existem diferenças de potencial. Quanto maior for a extensão da
reação, maior é a constante de equilíbrio, pelo que se conclui que a
reação 1 é pouco extensas e as 2, 3 e 4 são extensas, pelo que estas
últimas terão mais força eletromotriz. Como esta constante é
superior a zero em todas as reações, todas elas são espontâneas.
Assim, no final desta atividade, concluímos que é necessário usar
dois metais diferentes ou mergulhar o metal em soluções de
concentrações diferentes, pois a sua diferença de potencial é
afetada por estes fatores.
- Reagentes e produtos:
Sulfato de cobre;
Nitrato de magnésio;
Água; Sal marinho;
Cobre sólido; Magnésio
sólido
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