IntroduçãoAs experiências realizadas a seguir visam o maior entendimento do aluno em

relação a pilhas e eletrólise, que muitas vezes, por falta de um conhecimento e estudo maior, pensa que os dois fenômenos não apresentam grandes diferenças, o que não é uma realidade.

A principal diferença entre a pilha e a eletrólise é que a primeira transforma energia química em elétrica (a partir de reações espontâneas) e a segunda transforma energia elétrica em química (a partir de reações não-espontâneas)

Pilhas Galvânicas ou Eletrolíticas.

As pilhas galvânicas se constituem de dois eletrodos, o ânodo, onde ocorre a oxidação e é o pólo negativo da pilha, pois dele saem os elétrons; e o cátodo, onde o corre a redução e é o pólo positivo da pilha, pois é para onde migram os elétrons envolvidos na reação espontânea que envolve a transformação. A reação espontânea se caracteriza por seguir as condições da fila de positividade (reatividade dos metais), ou seja, a fila de vontade de doar elétrons.

Cs>Li>K>BA>Sr>Ca>Na>Mg>Al>Mn>Be>Zn>Cr>Fe>Co>Ni>Sn>Pb>H>Bi>As>Cu>Hg>Ag>Pt>Au

Doa elétrons, o contrário na ocorre na pilha, pois a reação na seria espontânea Ou por seguir a fila de eletronegatividade (reatividade dos ametais), vontade de receber elétrons:

F > O > N > Cl > Br > I > S > C > P > HDa mesma forma como nos metais, o contrário não ocorre de forma espontânea

Montagem de uma pilha:

1º método: a partir de uma parede porosa.A pilha é montada em uma “cuba” na qual é colocada uma parede porosa no centro.Em um dos lados da parede é colocada um metal que vai ser o ânodo da reação mergulhado em uma solução que contenha um sal do metal utilizado. Do outro lado da parede é colocado um metal que será o cátodo da reação mergulhado também em um sal do metal utilizado. A parede impede que as duas soluções se misturem, no entanto permite a passagem dos íons, impedindo assim que uma solução fique mais “positiva” ou mais “negativa” que a outra.

2º método: ponte salina.

Aqui a pilha será montada em dois béqueres distintos interligados por uma ponte salina. A ponte que liga as duas partes é constituída por um tubo em U contendo uma solução que no geral é constituída pelos sais: KCl, KNO3, K2SO4 e oNH4NO3. As extremidades do tubo são fechadas com um tampão poroso que pode ser lã de vidro para impedir o contato e mistura direta das soluções.

Semi-reação da pilha:

Quando observa-se o que ocorre em uma pilha esta é dividida em duas semi-reações: a do ânodo e a do cátodo.A primeira ocorre quando há a doação de elétrons: A0 Ax + x elétronsA segunda ocorre com a capitação desses elétrons: Bx + x elétrons B0

A junção das duas semi-reações resulta na reação da pilha: A0 + Bx Ax + B0

Diagramas da pilha

Diagramas de célula são anotações simplificadas para células galvânicas.As pilhas possuem a seguinte notação: (reação no ânodo) | | (reação no cátodo)Do lado esquerdo da célula encontra-se a representação da semi-reação de oxidação. Do lado direito da célula encontra-se a representação da semi-reação de redução.

Voltagem de uma pilha

A corrente de elétrons formada entre o ânodo e o cátodo da pilha que flui no sistema compõe a diferença de potencial (ddp) da pilha, ou seja, há uma força eletromotriz sendo criada.A voltagem da pilha depende da concentração dos íons, da temperatura e da pressão parcial dos gases envolvidos na reação. Quando todas as concentrações são 1 mol/L, as pressões parciais dos gases, 1 atm, e a temperatura é de 25 oC ou 298K, temos:

Quando a concentração dos elementos da reação não são 1 mol/L usa-se a equação de Nerst:

Como é impossível descobrir a ddp de cada semi-reação da pilha e só consegue-se descobrir a ddp da pilha através de um voltímetro, foi adotado o eletrodo de hidrogênio como padrão e sua voltagem= 0,00V.

Epilha = Eox + Ered

Através da voltagem de cada semi- reação (ou semi-pilha) podemos descobrir se tal elemento é um bom oxidante (> Eox ou < Ered) ou um bom redutor ( > Ered ou < Eox ).

A pilha

Para exemplificar o que ocorre em uma pilha, o melhor é mostrar com a pilha de Daniell, na qual há um eletrodo de zinco mergulhado em uma solução de ZnSO4 e um eletrodo de cobre mergulhado em uma solução de CuSO4.(Note que o método de montagem utilizado foi uma ponte salina)

Nesta pilha temos uma barra (eletrodo) de zinco mergulhada em uma solução de ZnSO 4, representando o ânodo (-) e uma barra (eletrodo) de cobre mergulhada em uma solução de CuSO4, representando o cátodo (+). Obs: a reação ocorre com o sal dos elementos, mas como o SO4

-2 (ou qualquer outro ânion que forme um sal) não faz parte da reação, ele também não aparece na equação.

Reação no ânodo: Zn (s) Zn+2(aq) + 2 e –

Reação no cátodo: Cu+2(aq) + 2 e – Cu (s)

O diagrama da pilha de Daniell é dado da seguinte forma:

Zn / Zn+2 Cu+2 / Cu

Se cada semi-pilha desta pudesse ser ligada a um voltímetro este marcaria:

Para a semi-reação do ânodo: +0, 76VPara a semi-reação do cátodo: + 0, 34VTotalizando uma voltagem de 1,10V para a pilha de Daniell, quando esta é medida por um voltímetro.

Eletrólise

A eletrólise se constitui pelo contrário da pilha, ou seja: As reações são não-espontâneas O pólo positivo é o ânodo e o pólo negativo é o cátodo A energia elétrica de uma bateria é transformada em química na forma de

descarregamento de íons.

Na eletrólise (que ocorre a partir de uma célula eletrolítica) tem-se que os ânions perdem elétrons para o ânodo enquanto uma bateria bombeia essa corrente para o cátodo onde os cátions receberão os elétrons, ou seja, na eletrólise todos os íons tendem a ficar neutros.

Filas de reatividade.

Na eletrólise, ao contrário da pilha na qual lidamos com os elementos na forma neutra, aqui lidaremos com seus íons, tendo assim filas contrárias às vistas anteriormente.

Au+3, Pt+2..., Cu+2..., Zn+2..., H+, H2O, alcalinoterrosos+2, alcalinos+

Aumenta a tendência para receber elétrons

Ânions não oxigenados, OH – , H2O, ânions oxigenados, F –

Aumenta a tendência a ceder elétrons

Eletrólise ígnea.

Ocorre quando o material a ser trabalhado está fundido, ou seja, sem a presença de água.Assim os elétrons têm liberdade de movimento. Passando corrente elétrica contínua através da célula eletrolítica.

Eletrólise em solução aquosa.

Neste tipo de eletrólise a água primeiramente provoca a dissociação dos compostos iônicose ionização de compostos polares, como ácidos.

Eletrodos InertesSão eletrodos que não participarão da reação, pois possuem muita resistência ao fato de ganhar ou perder elétrons, ou seja, quem participa da reação são os componentes

da solução aquosa ou fundida. Os eletrodos mais utilizados com tal fim são os de platina (Pt) e os de grafita (C)

A reação

A eletrólise ocorre de maneira bastante parecida com o acontecido com a pilha, ou seja, segue as filas de positividade e eletronegatividade (mas no casa da eletrólise é ao contrário.).Em relação à reação na eletrólise a maior diferença com a anterior é que tanto o soluto como o solvente (no caso a água) podem participar da reação, ou seja, para se descobrir qual o elemento que está fazendo parte da transformação é necessário as filas de reatividade.Para que ocorra a reação a bateria deve fornecer uma energia elétrica maior do que a voltagem oferecida se a reação a ser feita fosse uma pilha.

A eletrólise

Um exemplo de eletrólise é a de solução aquosa diluída de HCl, com eletrodos de cobre.

Dissociação do HCl: HCl H+ + Cl –

Cátodo: 2 H+ + 2 e– H2 Ânodo: Cu(s) Cu+2 + 2 e–

(note que poderia ser a água a ir para o ânodo, porém o Cu tem mais vontade de ganhar elétrons).

Equação global: 2 HCl + Cu CuCl2 + H2

O cloreto de cobre II fica dissolvido na água.

Objetivos:

Um dos objetivos é identificar parâmetros elétricos simples, como tensão, corrente e associá-los a fenômenos de conversão de energia. Também tem a intenção de conhecer algumas reações eletroquímicas espontâneas utilizando materiais obtidos de uma pilha comum, e estudar os fenômenos de eletrólise através da eletrodeposição de cobre em aço.

Parte experimental:

Material e reagentes:- 1 pilha comum e 1 bateria de 9V- Luvas descartáveis- Alicate, tesoura e espátula, todos de ponta fina- Faca de serra- 4 Béqueres de 50 mL- 1 Béquer de 25 mL- Bastão de vidro- Bacia e escova- Funil pequeno- Papel de filtro qualitativo- Ácido clorídrico (1,0 molar)- 2 Limões- 1 Multímetro- 1 Pisseta com água destilada- 1 Placa (cerca de 2 cm x 5 cm) de cobre e um prego de aço- Papel alumínio- Calculadora que funcione com uma pilha AA- Balança analítica- Cronômetro- Vidro de Relógio

Realização:Na Parte A do experimento, lixamos o prego de aço e a placa de cobre para que

o depósito de óxido existente na superfície dos materiais pudesse ser eliminado corretamente. Depois disso, utilizamos uma balança analítica, pra verificarmos as suas massas. Com o multímetro, verificamos a tensão da fonte (bateria 9V) que apresentou um número menor que o esperado, pois certamente a bateria já fora utilizada anteriormente. Conseguimos identificar também os pólos positivo e negativo da bateria.

Para a construção da célula eletrolítica, preenchemos um béquer de 50 mL com 25mL de ácido clorídrico, cuidadosamente, e utilizando luvas descartáveis e óculos de segurança. Conectamos o prego de aço, com o auxílio de um “jacaré”, no pólo negativo

da bateria e o mergulhamos no béquer com ácido clorídrico, tomando cuidado para que o “jacaré” não entre em contato com o ácido. Posteriormente, conectamos a placa de cobre no pólo COM do multímetro, também utilizando um “jacaré” e o mergulhamos no béquer, tomando sempre o mesmo cuidado com o “jacaré”. Deixamos o prego e a placa afastados para que não ocorra curto circuito.

Já com o multímetro na posição de “corrente direta”, trocamos a posição do seu cabo vermelho para o pólo A do mesmo. Conectamos o cabo vermelho no pólo positivo da bateria ao mesmo tempo em que disparamos um cronômetro. Marcamos a corrente inicial e a cada 15s, fazíamos o mesmo. Após o primeiro minuto, passamos a marcar, somente a cada 30s. Seguimos com este procedimento durante 15 minutos, sempre acompanhando o que acontecia com os eletrodos e ácido clorídrico. Passados 15 minutos, desconectamos o cabo do pólo positivo da bateria.

Retiramos o prego e a placa de cobre (eletrodos na experiência) e os colocamos em um vidro de relógio para serem levados à secagem, na estufa. Depois de secos, medimos as suas novas massas, utilizando novamente a balança analítica.

Já na parte B do experimento, com o intuito de aproveitarmos os materiais existentes em uma pilha, utilizamos luvas descartáveis e óculos de segurança. Primeiramente, com o auxílio de um alicate, retiramos sua capa metálica e uma camada de papel. Posteriormente, verificamos que sua carcaça tinha um formato cilíndrico e era formada por zinco metálico. Retiramos os contatos de metal da pilha com facilidade e com o alicate puxamos do seu interior um bastão de grafite. Limpamos o seu interior, recolhendo uma pasta escura, a qual funcionava como eletrólito da pilha, e a colocamos em um béquer. Adicionamos 10mL de água destilada a um béquer de 40 mL e misturamos tudo com um bastão de vidro, pra solubilizar o cloreto de amônio existente na pasta.

Recolhemos a solução e a filtramos, utilizando um funil, um papel de filtro e um béquer. A solução filtrada e o sólido, formado por uma mistura de óxidos de manganês, foram separados e guardados. Lavamos o cilindro oco de zinco metálico com água

destilada e uma escova. Abrimos o cilindro usando um alicate e o deixamos com um formato retangular.

Na parte C do experimento, aproveitamos os materiais obtidos na parte B para a construção de seis diferentes pilhas galvânicas.

Para a primeira pilha, utilizamos um pedaço de papel alumínio e o deixamos com um formato retangular (1x4cm). Amassamos um pouco o limão, para que o seu suco fosse liberado em seu interior e fizemos dois cortes pequenos no mesmo. Em um dos cortes colocamos o bastão de grafite e no outro o papel de alumínio. Conectamos cada um dos eletrodos (bastão e alumínio) no multímetro e medimos a tensão existente no sistema. Depois disso, tentamos ligar uma calculadora, o que conseguimos realizar com sucesso.

Para a segunda pilha, diluímos a 40 mL a solução filtrada de cloreto de amônio e mergulhamos nela o bastão de grafite e o papel alumínio, depois de lavados com água destilada. Verificamos sua tensão, conectando o sistema a um multímetro. Logo depois, tentamos novamente ligar a calculadora e, felizmente, ela ligou.

Para a terceira pilha, utilizamos, no lugar da solução de cloreto de amônio, 40 mL de ácido clorídrico. Mergulhamos novamente os eletrodos nesse béquer e conectamos a pilha no multímetro, verificando a sua tensão. Testamos uma calculadora e, novamente, tudo deu certo.

Para a quarta, quinta e sexta pilha, trocamos o papel alumínio pelo metal de zinco (obtido da pilha na parte B da experiência). Efetuamos os mesmos procedimentos, verificando a tensão e obtendo sucesso ao tentarmos ligar a calculadora com todas elas.

Depois de tudo pronto, utilizamos as pilhas feitas por outro grupo, e juntamos com as nossas, construindo um Sistema em Série e também em Paralelo, verificando sempre as tensões existentes em todos os sistemas construídos.

Resultados e Discussão

Célula Eletrolítica

No processo de eletrólise em solução aquosa, apenas um dos cátions seria atraído primeiramente para o cátodo. E enquanto ele estiver presente na solução, nenhum outro cátion seria atraído também; o mesmo aconteceria com os ânions, com relação o ânodo. Mas, durante a experiência, percebemos que mais de uma reação ocorreu ao mesmo tempo. Chegamos à conclusão de que isso aconteceu devido à alta tensão a que o sistema foi submetido, pois a partir do fornecimento de 7,9V, uma quantidade elevada de tensão (comparado com os potenciais de oxidação e redução dos materiais), diversas reações químicas puderam ser realizadas nos eletrodos, ao contrário do que esperávamos.

Tais reações são:

Cátodo (-): prego de aço

Cu²+(aq) + 2e- Cu(s)

(redução e acúmulo de cobre)

2H+(aq) + 2e- H2(g)

(redução e formação de bolhas)

Ânodo (+): placa de cobre

Cu 2e- + Cu2+

(oxidação e corrosão do cobre)

2OH- ½ O2 + H2O + 2e-

(oxidação e formação de bolhas)

Prego de aço

A massa do prego, encontrada antes do funcionamento da célula eletrolítica, demonstrou-se menor que a encontrada depois. Pois no experimento, o prego de aço, conectado o pólo negativo da bateria, funcionou como cátodo, local onde ocorreu a redução do Cobre e, consequentemente, sua deposição, causando o aumento da massa do prego de 0,5%. Além desse fenômeno, ocorreu também a formação de bolhas

mprego o = 1,6797g mprego f = 1,6886g

Placa de cobre

A massa da placa de cobre, conectada ao pólo positivo da bateria, ao contrário do que aconteceu com o prego, demonstrou-se menor depois do funcionamento da célula eletrolítica. Pois a placa de cobre funcionou como ânodo, local onde ocorreu a

oxidação do Cobre e, portanto, a corrosão da própria placa, causando a diminuição de sua massa de 2,6%. Além disso, formaram-se também bolhas.

mCu o = 0,8733gmCu f = 0,8509g

Bateria 9V

U(ddp) = 7,9V

Tal diferença entre a tensão determinada pela embalagem e a verificada pelo multímetro, no momento da experiência, se dá porque a bateria, provavelmente, já fora usada anteriormente, em outro experimento.

Multímetro e Cronômetro (15 min – parte A – célula eletrolítica)

Medição da corrente (A) durante o primeiro minuto – a cada 15s00:00:00s – 0,553A00:00:15s – 0,318A00:00:30s – 0,275A00:00:45s – 0,206A00:00:60s – 0,144A

A partir do segundo minuto – a cada 30s00:01:30min – 0,094A00:02:00min – 0,090A00:02:30min – 0,058A00:03:00min – 0,050A00:03:30min – 0,046A00:04:00min – 0,043A00:04:30min – 0,041A00:05:00min – 0,039A00:05:30min – 0,037A00:06:00min – 0,036A00:06:30min – 0,035A00:07:00min – 0,034A00:07:30min – 0,034A00:08:00min – 0,033A

00:08:30min – 0,032A00:09:00min – 0,032A 00:09:30min – 0,032A00:10:00min – 0,031A00:10:30min – 0,031A00:11:00min – 0,031A00:11:30min – 0,030A00:12:00min – 0,030A00:12:30min – 0,029A00:13:00min – 0,029A00:13:30min – 0,030A00:14:00min – 0,028A00:14:30min – 0,028A00:15:00min – 0,028A

Cálculo da Carga Elétrica Total da célula eletrolítica (Lei de Faraday)

Utilizando as fórmulas:I) Q=nzF

II) n=m/M

Com:Q= carga elétrica total; n= n° de mols; z= nox; F=constante de Faraday;m= massa; M=massa molar

Como:Mcu= 63,55g/molm= 0,8737g – 0,8509= 0,0224g F=96480C/mol ≈ 96500C/molnCu=2

Q=0,0224.2.96500 63,55

Q=68,03C

E também:I)Se a corrente(i) for constante, com o passar do tempo: Utiliza-se Q=it; ou calcula-se a área do gráfico , pois ela corresponderá numericamente ao Q(C)

II) Mas se a corrente (A) variasse com o tempo:

É necessário o cálculo da Integral da área sobre a curva. 

Pilha

Tensão das seis pilhas produzidas:

(I) Pilha de Limão: alumínio (ânodo) e grafite com MnO2(cátodo)

TI = 1,292V

A calculadora conseguiu ser ligada quando o grafite foi conectado ao seu pólo positivo e o alumínio, ao seu pólo negativo.

Cátodo (+): grafite com MnO2

(redução)

Ânodo (-): alumínio

Al(s) 3e- + Al3+(aq)

(oxidação)

(II) Pilha de solução de NH4Cl: alumínio (ânodo) e grafite com MnO2(cátodo)

TII = 0,931V

A calculadora também só conseguiu ser ligada quando conectamos o grafite ao pólo positivo e o alumínio ao pólo negativo da calculadora.

Cátodo (+): grafite com MnO2

(redução)

Ânodo (-): alumínio

Al(s) 3e- + Al3+(aq)

(oxidação)

(III) Pilha de solução de HCl: alumínio (ânodo) e grafite com MnO2(cátodo)

TIII = 1,732V

A calculadora, novamente, ligou quando conectamos o grafite em seu pólo positivo e o alumínio em seu pólo negativo.

Cátodo (+): grafite com MnO2

(redução)

Ânodo (-): alumínio

Al(s) 3e- + Al3+(aq)

(oxidação)

(IV) Pilha de Limão: zinco (ânodo) e grafite com MnO2 (cátodo)

TIV = 1,633V

Quando conectamos o zinco no pólo positivo e o alumínio no pólo negativo da calculadora, conseguimos ligá-la.

Cátodo (+): grafite com MnO2

(redução)

Ânodo (-): zinco

Zn(s) 2e- + Zn2+(aq)

(oxidação)

(V) Pilha de solução de NH4C : zinco (ânodo) e grafite com MnO2(cátodo)

TV = 1,731V

Quando o zinco foi conectado novamente ao pólo positivo da calculadora e o alumínio no pólo negativo, a calculadora voltou a ligar.

Cátodo (+): grafite com MnO2

(redução)

Ânodo (-): zinco

Zn(s) 2e- + Zn2+(aq)

(oxidação)

(VI) Pilha de solução de HCl: zinco(ânodo) e grafite com MnO2 (cátodo)

TVI = 1,995V

Da mesma forma, a calculadora voltou a ligar quando conectamos o alumínio no seu pólo negativo e o zinco no pólo positivo da mesma.

Cátodo (+): grafite com MnO2

(redução)

Ânodo (-): zinco

Zn(s) 2e- + Zn2+(aq)

(oxidação)

*Pilhas em série de Limão:

Os valores das tensões foram:

TSérie (limão + zinco + alumínio) = 1,640V

TParalelo (limão +zinco + alumínio) = 1,588V

*Pilhas em série de NH4Cl:

Os valores das tensões foram:

TSérie (NH4Cl + zinco + alumínio) = 1,695V

TParalelo (NH4Cl + zinco + alumínio) = 1,270V

Conclusões

Na parte A do experimento, confeccionamos uma célula eletrolítica utilizando um eletrodo de cobre e um de aço, uma solução de HCl que serviu de eletrólito e uma bateria de tensão nominal 9V. No processo de eletrólise, faz-se necessário o uso de uma fonte, pois a reação esperada não é espontânea, ao contrário de uma pilha (célula galvânica) onde a reação é espontânea, assim, no primeiro caso, a energia elétrica torna a reação viável.

Com o sistema devidamente montado e o processo iniciado, observamos e concluímos diversos fatos. No decorrer do processo eletroquímico, constatamos que no

ânodo da célula (placa de cobre) ocorreu a seguinte reação: ,

liberando íons na solução o que a tornou levemente azulada. E no cátodo (prego)

houve a formação de bolhas de um determinado gás e a deposição do cobre,

representadas pelas seguintes equações: e

, respectivamente. Na verdade, esperava-se que apenas uma reação ocorresse em cada

eletrodo, pois no processo de eletrólise em solução aquosa, apenas um tipo de cátion é atraído por vez no cátodo, e enquanto ele estiver presente na solução, nenhuma outra espécie é atraída, o mesmo ocorre com os ânions no ânodo. Porém o resultado no cátodo nos fez indagar o que houve. Então concluímos que ocorreu mais de uma reação devido à alta tensão a que o sistema foi submetido. A DDP teria fornecido energia suficiente

para que o se reduzisse e formasse gás hidrogênio junto com a síntese de cobre

metálico, fato que não ocorreria se a tensão não fosse suficiente, pois o potencial de

redução do é inferior ao do . Outras possíveis reações anódicas que poderiam

ter acontecido são a formação do gás oxigênio e gás cloro, representadas pelas

equações: e ,

respectivamente, porém a tensão não fora suficiente pra tal. Em suma, utilizamos energia elétrica e transformamos em química.

Em relação às pilhas, observamos que ocorre o inverso do que ocorre numa eletrólise. A energia química dos reagentes é transformada em energia elétrica. Isso é possível, pois a reação interna é espontânea. Tal espontaneidade é conferida pela reatividade dos metais. Por exemplo, na pilha de Daniell a reação

ocorre espontaneamente, pois o Zn é mais reativo

que o Cu, ou seja, tem maior tendência para dar elétrons.

Questões de verificação:

1) O que é um eletrólito? Cite alguns componentes do limão que podem agir como eletrólitos.

Eletrólito é toda a substância que dissociada ou ionizada origina íons positivos ( cations ) e íons negativos ( ânions ), pela adição de um solvente ou por aquecimento. Desta forma torna-se um condutor de eletricidade. Existem os eletrólitos fortes, que são aqueles que conduzem bem a corrente elétrica por ter sua substância completamente ionizada em solução. Existem também os fracos, que são aqueles que não conduzem bem a corrente elétrica pois os íons livres que existem na solução junto com o eletrólito fraco acabam entrando em equilibrio com as moléculas não dissociadas, ou seja, é uma substância molecular que está parcialmente ionizada em solução. No limão existem substancias que agem como eletrólitos, ou seja, conduzem a corrente elétrica, há dois ácidos no limão com este papel, o ascórbico e o cítrico.

2) Quais pilhas forneceram energia suficiente para ligar a calculadora?

No experimento que realizamos, construímos 6 pilhas. Duas utilizando o limão como o meio, tendo os eletrodos de alumínio e grafite na primeira, e na segunda substituímos o eletrodo de alumínio pelo de zinco. E assim foi a formação das duas pilhas de cloreto de amônio e das duas de acido clorídrico. Todas as seis forneceram energia suficiente para ligar a calculadora.

3) O tamanho da pilha influencia no valor do potencial de oxirredução?

O tamanho da pilha não influencia no potencial de oxirredução pois a voltagem de redução e oxidação de cada elemento não mudam independente da quantidade de cada um dos elementos, ou seja, o aumento da pilha apenas fornece o mesmo potencial por mais tempo, não influenciando na sua voltagem.

4) Qual o papel do grafite nos experimentos realizados?

O grafite no nosso experimento fez o papel do cátodo, que é o pólo positivo onde ocorre a redução.

Bibliografia

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Coleção Objetivo, livro 11 – Físico-química