How do you construct a lead-copper galvanic cell in the lab?

Prepare 0.05 M copper sulfate and 0.05 M lead nitrate solutions using volumetric flasks and deionized water. Polish copper and lead strips with emery paper, then place them in their respective solutions in a 6-well plate. Connect the electrodes to a multimeter using alligator clips, and use a potassium nitrate-soaked string as a salt bridge between the wells to complete the circuit and measure voltage.

What role does the salt bridge play in a galvanic cell?

The salt bridge, made from a potassium nitrate-soaked string or filter paper, connects the two half-cells and allows ions to flow between them, maintaining electrical neutrality. It prevents direct contact between electrodes while enabling ion migration, which is essential for the galvanic cell to generate and sustain a measurable voltage difference between the anode and cathode.

How do you identify which electrode is the anode and which is the cathode?

Determine the half-reactions by comparing reduction potentials; the reaction with the higher reduction potential undergoes reduction at the cathode, while the lower potential reaction undergoes oxidation at the anode. In a lead-copper cell, copper has the higher reduction potential, making the copper electrode the cathode and the lead electrode the anode where oxidation occurs.

What is a concentration cell and how does it differ from a standard galvanic cell?

A concentration cell uses identical electrodes but different solution concentrations in each half-cell. As oxidation occurs in the dilute cell, ions enter the solution, increasing concentration. Simultaneously, reduction in the concentrated cell deposits metal onto the electrode, decreasing concentration. This concentration difference drives a voltage until equilibrium is reached, unlike standard galvanic cells that use different electrode materials.

How can you use the Nernst equation to determine unknown electrode composition?

Measure the voltage difference between a known electrode (copper) and an unknown electrode using a multimeter. Apply the Nernst equation, which relates measured voltage to standard reduction potentials, to calculate the unknown electrode's reduction potential. Compare this calculated value to known reduction potentials to identify the unknown metal, such as zinc or other common electrode materials.

Why must electrodes be polished with emery paper before use?

Polishing with emery paper removes surface oxidation, corrosion, and contaminants that can interfere with electron transfer and reduce the accuracy of voltage measurements. Clean electrode surfaces ensure consistent contact with solutions and reliable redox reactions, allowing the multimeter to accurately measure the true voltage generated by the galvanic cell.

How do you calculate the concentration of copper ions in a dilute solution using galvanic cell data?

Construct a concentration cell with dilute and concentrated copper solutions, measure the voltage, and apply the Nernst equation with known values including temperature, Faraday's constant, and the concentrated solution's copper concentration. Since standard electrode potential is zero for identical electrodes, the measured voltage directly reflects the concentration difference, allowing you to solve for the unknown copper ion concentration.

Células Galvânicas

Conceitos Preparação do instrutor Protocolo do estudante

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Uma reação eletroquímica é um processo em que os elétrons são transferidos entre duas substâncias, com uma perdendo elétrons e a outra ganhando-os. Quando uma substância perde elétrons, dizemos que ela sofreu oxidação ou que foi oxidada. Quando ganha elétrons, dizemos que sofreu redução ou foi reduzido. Para ajudá-lo a distinguir entre os dois, lembre-se da frase 'plataforma de petróleo', que significa oxidação está perdendo, redução está ganhando. Algumas reações eletroquímicas ocorrem espontaneamente, que podemos estudar em uma célula galvânica.

A célula galvânica tem quatro partes principais. Primeiro, existem dois eletrodos de metal, cada um dos quais é imerso em uma solução eletrolítica diferente. As soluções consistem nos íons necessários para as semi-reações, seja a reação de oxidação ou redução, que ocorrem em cada eletrodo. As soluções são conectadas por uma ponte salina, que permite o fluxo de íons e mantém a neutralidade de carga das soluções. Os eletrodos são conectados por um circuito externo, pelo qual os elétrons viajam durante a reação.

O ânodo é o eletrodo que libera elétrons na reação ou é oxidado. O cátodo é o eletrodo que ganha elétrons e é reduzido. Para ajudá-lo a distinguir entre esses dois rótulos, lembre-se da frase 'gato vermelho', pois a redução ocorre no cátodo.

Então, como sabemos qual metal atua como ânodo e qual atua como cátodo? Podemos usar o potencial padrão do eletrodo do metal, que é uma medida da tendência do metal de perder elétrons. Um potencial de eletrodo mais negativo significa que o metal tem uma tendência maior a perder elétrons. Os elétrons sempre fluem do metal com o potencial padrão mais baixo para o metal com o maior potencial padrão.

Em uma célula galvânica, os elétrons fluem do ânodo para o cátodo, portanto, o ânodo é o metal com o potencial padrão mais baixo e o cátodo é o metal com o potencial padrão mais alto. À medida que os elétrons viajam entre os dois eletrodos, um potencial elétrico é medido. A magnitude da tensão produzida é igual ao potencial padrão do cátodo menos o potencial padrão do ânodo.

Assim, se dois metais com potenciais de eletrodo padrão semelhantes forem usados na célula galvânica, como chumbo e estanho, por exemplo, a magnitude da tensão produzida será baixa. Se os metais tiverem diferentes potenciais padrão, como prata e magnésio, a tensão produzida será alta.

Neste laboratório, você construirá uma célula galvânica usando dois eletrodos de metal e medirá o potencial produzido à medida que as reações de oxidação e redução ocorrem. Em seguida, você identificará eletrodos de metal desconhecidos usando potenciais padrão conhecidos e determinará a magnitude da tensão produzida.

Print Procedure Steps

$$\rightleftharpoonup{xx}$$ $$\longleftharp{xx}$$, $$\longrightharp{xx}$$,

Fonte: Smaa Koraym na Universidade Johns Hopkins, MD, EUA

Construindo uma célula galvânica de chumbo-cobre
Neste experimento, você construirá uma célula galvânica de chumbo-cobre e, em seguida, medirá a tensão gerada durante as reações redox que ocorrem no ânodo e no cátodo.
- Para começar, coloque o equipamento de proteção individual necessário, incluindo jaleco, luvas e óculos de proteção química.
- Prepare 100 mL de uma solução de sulfato de cobre 0,05 M. Primeiro, calcule a quantidade de sulfato de cobre que você precisará pesar usando a massa molar de sulfato de cobre pentahidratado.
- Meça a quantidade calculada e transfira-a para um balão volumétrico de 100 mL.
- Meça 50 mL de água deionizada, despeje a água no frasco e sele o frasco com filme de parafina. Agite o frasco quantas vezes forem necessárias até que o sulfato de cobre se dissolva.
- Meça mais 50 mL de água deionizada e encha o frasco até que a água atinja a linha de medição de 100 mL. Cobrir o balão com película de parafina, inverter e agitar o balão até que a solução pareça homogénea. Rotular o balão com a concentração exacta de sulfato de cobre criado.
- Prepare uma solução de 20 ml de nitrato de chumbo a 0,05 M. Calcule a quantidade de nitrato de chumbo necessária, pese-a e adicione-a a um balão volumétrico de 20 mL.
- Meça 10 mL de água deionizada e adicione-a ao nitrato de chumbo. Fechar o balão e misturar a solução até que o nitrato de chumbo esteja completamente dissolvido.
- Meça mais 10 mL de água e transfira-os para o balão até que o nível da solução atinja a linha de enchimento. Fechar o balão e homogeneizar bem a solução. Rotular a solução com a concentração exata preparada.
- Agora, configure a célula galvânica. Primeiro, recupere dois pedaços de folha de cobre, uma tira de chumbo e um pedaço de lixa.
- Pegue sua placa de reação de 6 poços e despeje um pouco da solução de sulfato de cobre em um poço, enchendo-o até 3/4. Encha um poço adjacente com solução de nitrato de chumbo. Certifique-se de rotular os dois poços.
- Rotule seu béquer de 600 mL como 'resíduo'.
- Use lixa para polir as tiras de cobre e chumbo. Enxágue cada tira com água deionizada após o polimento.
- Pegue seu multímetro e conecte os fios vermelho e preto às conexões de mais e menos apropriadas. Use garras jacaré para conectar a tira de cobre a um fio e a tira de chumbo (Pb) ao outro fio.
- Coloque a tira de cobre dentro da solução de sulfato de cobre e coloque a tira de chumbo (Pb) dentro da solução de nitrato de chumbo. Ajuste os dois eletrodos para que metade do eletrodo fique na solução, dobrando-os se necessário para mantê-los no lugar.
- Obtenha um barbante que foi embebido na solução de nitrato de potássio.
- Use uma pinça para colocar uma extremidade do fio no sulfato de cobre e a outra extremidade no nitrato de chumbo, certificando-se de que não entre em contato com nenhum dos eletrodos. Isso funcionará como a ponte de sal.
- Ligue o multímetro para a configuração de tensão e verifique a leitura. Se for negativo, você precisa inverter os fios presos aos eletrodos. Registre a leitura de tensão em seu caderno de laboratório.
  Tabela 1: Célula Galvânica de Chumbo-Cobre
  
  ΔE medido (volts)
  ânodo
  catodo
  Clique aqui para baixar a Tabela 1
- Use um termômetro de vidro para medir a temperatura de um dos poços e registre-a em seu caderno de laboratório.
- Quando terminar, remova os eletrodos dos poços, despeje as soluções no copo de resíduos e jogue a ponte de sal no lixo. Enxágue as tiras de cobre e chumbo com água deionizada e seque-as com uma toalha de papel.

Célula Galvânica com Eletrodos Desconhecidos

Nesta parte do experimento, você construirá uma célula galvânica com um eletrodo desconhecido e sua solução correspondente. Em seguida, você usará o potencial de redução para identificar o material do eletrodo. Seu instrutor lhe atribuirá o desconhecido que você testará.

Selecione o eletrodo desconhecido correspondente e use seu cilindro graduado de 10 mL para recuperar 8 mL da solução desconhecida.
Despeje a solução desconhecida em um dos poços não utilizados. Rotule o poço que contém a solução desconhecida e despeje sua solução de sulfato de cobre no poço adjacente.
Remova a faixa de chumbo (Pb) da conexão do multímetro e substitua-a por sua faixa desconhecida.
Deixe a tira de cobre conectada. Coloque os eletrodos em seus poços correspondentes, dobrando-os se necessário para mantê-los no lugar.
Recupere outra ponte de sal e coloque uma extremidade em cada poço como antes, certificando-se de que ela não esteja tocando em nenhum dos eletrodos.

Ligue o multímetro e registre a leitura de tensão.

Tabela 2: Células galvânicas desconhecidas

Metal 1	Solução 1	Metal 2	Solução 2	ΔE medido (volts)	Eº copper (volts)	Eº unknown (volts)	ΔEº standard conditions (volts)	Temperature (K)	n	[Red] (M)	[Ox] (M)
	Copper sulfato	Unknown #1	Unknown #1
	Copper sulfato	Unknown #2	Unknown #2

Clique aqui para baixar a Tabela 2

Meça a temperatura do poço desconhecido usando o termômetro de vidro e registre o valor.
Quando terminar, remova os eletrodos dos poços e enxágue-os com água. Seque-os com uma toalha de papel e reserve.
Despeje as soluções no recipiente de resíduos. Se o instrutor lhe atribuiu um segundo desconhecido, execute o experimento novamente exatamente da mesma maneira.

Criando uma célula de concentração
No próximo experimento, você construirá uma célula de concentração de cobre. Uma célula de concentração é uma célula galvânica onde os dois eletrodos são do mesmo material. Uma meia célula contém uma solução concentrada, enquanto a outra contém uma solução diluída. À medida que a oxidação ocorre na célula diluída, os íons do eletrodo entram na solução, tornando-a mais concentrada.

A redução ocorre na célula concentrada à medida que os íons metálicos são reduzidos e revestidos no eletrodo, diminuindo assim a concentração da solução. As duas semi-reações conduzem uma diferença de voltagem entre os dois eletrodos até que o equilíbrio seja alcançado.

Você construirá uma célula de concentração usando eletrodos de cobre, sulfato de cobre concentrado e oxalato de cobre diluído. Você medirá a diferença de tensão entre as duas células causada pela diferença na concentração de cobre. Como o oxalato de cobre é apenas ligeiramente solúvel, você usará a medição de tensão para determinar a verdadeira concentração de cobre na solução de oxalato de cobre.
- Para começar, faça oxalato de cobre. Obtenha ácido oxálico 0,1 M do seu instrutor e, em seguida, rotule um béquer de 100 mL com a fórmula química do oxalato de cobre.
- Meça 50 ml de ácido oxálico e deite-o no copo. Use a pipeta volumétrica para medir 2 mL da solução de sulfato de cobre 0,05 M e dispense-a no ácido oxálico.
- Use uma vareta de agitação de vidro para mexer a solução por cerca de 5 min. Isso dá à reação tempo suficiente para atingir o equilíbrio.
- Agora, rotule um béquer limpo de 100 mL como 'sulfato de cobre' e despeje a solução de 0,05 M nele. Colocar o copo de sulfato de cobre e o copo de oxalato de cobre próximos.
- Obtenha nitrato de potássio 0,1 M em um béquer de 100 mL rotulado e mergulhe um pedaço de papel de filtro pré-cortado nele, deixando-o de molho por 20 s. Este papel de filtro embebido em sal atuará como uma ponte de sal.
- Coloque o papel de filtro nos copos de modo que ele conecte as duas meias células.
- Meça a temperatura da solução em um dos béqueres e registre-a em seu notebook.
- Use a lixa para polir suas duas tiras de cobre. Enxágue os dois com água após o polimento.
- Conecte as tiras de cobre aos fios do multímetro e coloque um eletrodo em cada béquer.
- Ligue o multímetro e meça a tensão. Registre esse valor em seu bloco de anotações de laboratório.
  Tabela 3: Célula de concentração de cobre
  
  ΔE medido (volts)
  Temperatura (K)
  [²⁺] (M)
  R (J/mol·K) 8.314
  F (C/mol) 96.485
  Clique aqui para baixar a Tabela 3
- Quando terminar, retire os eléctrodos do copo e deite fora o papel de filtro. Desconecte os eletrodos e lave-os com água deionizada. Em seguida, seque-os com uma toalha de papel.
- Por fim, despeje as soluções em seu copo de resíduos. Neutralize os resíduos líquidos com bicarbonato de sódio, agitando a solução e adicionando mais bicarbonato de sódio até que a solução pare de borbulhar. Despeje o líquido neutralizado no recipiente de resíduos de metal pesado fornecido pelo seu instrutor.
- Enxágue todos os copos com água e devolva todos os equipamentos, incluindo os eletrodos, ao seu instrutor.
Results
- Primeiro, determine as meias-reações que acontecem em cada eletrodo. Como as reações de oxidação e redução nas células galvânicas são espontâneas, a reação com maior potencial de redução será a reação de redução. No caso da célula de chumbo-cobre, a semi-reação de cobre tem o maior potencial de redução; assim, o cobre é reduzido em nossa célula galvânica.
- Por sua vez, a oxidação ocorre no eletrodo de chumbo. Assim, a semi-reação que ocorre no eletrodo de chumbo é uma reação de oxidação. A oxidação sempre ocorre no ânodo; portanto, o eletrodo de chumbo é o ânodo. A redução sempre ocorre no cátodo; assim, o eletrodo de cobre é o cátodo. A leitura do multímetro deve ser igual à diferença de tensão entre as duas semi-reações, 0,463 volts.
- Determine a direção do fluxo de elétrons. Como os elétrons sempre fluem do ânodo para o cátodo, os elétrons fluirão do eletrodo de chumbo para o eletrodo de cobre.
- Em seguida, olhe para sua primeira célula galvânica desconhecida. Lembre-se de que o multímetro mediu a diferença de potenciais entre as duas semi-reações, que corresponde à tensão que você mediu.
- Sabemos que um eletrodo é de cobre. Portanto, se nossa diferença de tensão for de 1,057 volts, o potencial de redução da outra reação é de menos 0,720 volts. Isso corresponde à semi-reação do zinco. Portanto, o eletrodo desconhecido é o zinco e a solução desconhecida é o sulfato de zinco. O potencial de redução do cobre é maior do que o do zinco, então a célula de cobre é a célula de redução e a célula de zinco é a célula de oxidação.
- Calcular a concentração da solução de sulfato de zinco utilizando a equação de Nernst. A equação de Nernst relaciona a tensão medida, E, com o potencial de redução esperado em condições padrão, E nada. R é a constante universal do gás, T é a temperatura, F é a constante de Faraday, n é o número de elétrons transferidos na semi-reação e Q_h é o quociente de reação.
- O quociente de reação é igual à concentração da espécie química que está sendo oxidada dividida pela concentração da espécie que está sendo reduzida. Para nossa célula galvânica, o sulfato de cobre é reduzido e o sulfato de zinco é oxidado. Como sabemos a concentração de sulfato de cobre, 0,05 M, podemos calcular a concentração da célula de oxidação, que era sulfato de zinco em nosso experimento.
- Finalmente, observe a célula de concentração de cobre. Aqui criamos uma célula galvânica com meia célula contendo oxalato de cobre diluído e a outra contendo sulfato de cobre. Como a concentração de cobre na meia célula diluída muda à medida que o experimento prossegue, podemos calcular a concentração de íons de cobre dissolvidos usando a equação de Nernst.
- Os dois eletrodos são iguais em uma célula de concentração, então o potencial padrão do eletrodo é 0. A diferença de potencial é a tensão que medimos e se deve à diferença na concentração de cobre entre as duas células. Depois de inserir os valores conhecidos, podemos resolver a concentração do íon de cobre na célula diluída. Aqui, a concentração de íons de cobre foi de 7,9 x ^10-7 M.