Relatório 04 - ELETROQUÍMICA

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REPÚBLICA FEDERATIVA DO BRASIL
UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E NATURAIS
CURSO EXTENSIVO DE QUÍMICA BACHARELADO
CAMPUS UNIVERSITÁRIO BELÉM
Relatório sobre a 4ª aula prática de Química Geral e Experimental II
Eletroquímica – Células Galvânica e Eletrolítica
Turma 02A (2019.4)
Professor Dr. José Pio Iúdice de Souza
Discentes:
Edevandro Júnior de Oliveira Leão 	(201810840063)
Luana Da Costa Alves			(201910840043)
Pedro Brito De Souza 			(201910840036)
Rafaela Reis de Oliveira			(201910840044)
Ronald Borges Dos Reis 		(201910840038)
Belém
2019
1. INTRODUÇÃO
 Eletroquímica é o ramo da química que trata do uso de reações químicas espontâneas para produzir e do uso da eletricidade para forçar as reações químicas não-espontâneas a acontecerem. A eletroquímica também fornece técnicas de monitoramento de reações químicas e de medidas de propriedades das soluções, inclusive o pH de uma de uma solução e o pKa de um ácido. A eletroquímica também permite monitorar a atividade do nosso cérebro e o nosso coração (talvez enquanto estamos tentando aprender sobre química), o pH de nosso sangue e a presença de poluentes em nossas fontes de água. 
Célula Galvânica:
 Sempre que ligamos um aparelho de CD portátil ou o computador portátil, estamos completando um circuito que permite que uma reação química ocorra em uma bateria, um exemplo de célula eletroquímica. Em geral, uma célula eletroquímica é um dispositivo em que uma corrente elétrica- o fluxo de elétrons através de um circuito- é produzida por uma reação espontânea ou é usada para forçar a ocorrência de uma reação não-espontânea. Uma célula galvânica é uma célula eletroquímica em que uma reação química espontânea é usada para gerar uma corrente elétrica. Tecnicamente uma “bateria” é uma coleção de células galvânicas unidas em série para que a voltagem produzida- sua capacidade de forçar uma corrente elétrica através de um circuito- seja a soma das voltagens de cada célula.
 Uma célula galvânica consiste de dois eletrodos, ou condutores metálicos, que fazem a contato elétrico como o conteúdo da célula, e um eletrólito, um meio condutor iônico, dentro da célula. Em um condutor iônico, uma corrente elétrica é carregada pelo movimento dos íons. O eletrólito é tipicamente uma solução de um composto iônico em água. A oxidação ocorre em um eletrodo, onde a espécie que está sendo oxidada cede elétrons para o condutor metálico. A redução acontece no outro eletrodo, onde a espécie que está sendo reduzida coleta elétrons condutor metálico. Podemos imaginar a reação química total como elétrons sendo empurrados para um eletrodo e sendo puxados do outro eletrodo. Esse processo de empurra-puxa provoca um fluxo de elétrons no circuito externo que une os dois eletrodos e essa corrente pode ser usada para realizar trabalho elétrico. 
 O eletrodo em que a oxidação ocorre é chamado de anodo. O eletrodo que ocorre a redução é chamado de catodo. Os elétrons são liberados pela semi-reação de oxidação do anodo, passam pelo circuito externo e reentram na célula no catado, no qual eles são usados na semi-reação de redução. Uma célula galvânica comercial tem o catodo marcado com o sinal de + e o anodo com o sinal de -.
 A célula de Daniell é um exemplo antigo de célula galvânica que usa a oxidação do cobre pelos íons de zinco.
Célula Eletrolítica:
 A célula eletrolítica é a célula eletroquímica na qual ocorre a eletrólise. O arranjo dos componentes das células eletrolíticas é diferente do arranjo da célula galvânica. Tipicamente, os dois eletrodos estão no mesmo compartimento, só existe um tipo de eletrólito, e as concentrações e pressões não estão próximas da condição padrão. Como em todas as células eletroquímicas, a corrente passa pelo eletrólito, carregada pelos íons presentes. 
 Como em uma célula galvânica, a oxidação ocorre no anodo e a redução ocorre no cátodo. Os elétrons passam do anodo para um catodo por um fio externo; os cátions movem-se através dos eletrólitos na direção do catodo e, os ânions na direção do anodo. Mas, em vez da corrente espontânea da célula galvânica, é necessário fornecer corrente de uma fonte elétrica externa. A fonte pode ser uma célula galvânica, que fornece corrente para empurrar os elétrons por um fio em uma direção predeterminada. O resultado é forçar a oxidação em um eletrodo e a redução no outro. Uma bateria recarregável funciona como uma célula galvânica quando está realizando trabalho e como célula eletrolítica quando está sendo recarregada.
 Para forçar uma reação em um sentido não-espontâneo, a fonte externa deve gerar uma diferença de potencial maior do que a diferença de potencial que seria produzida pela reação inversa.
 
 
2. OBJETIVOS DA PRÁTICA	
 Montar as células eletrolítica e galvânica e, posteriormente, medir a sua diferença de potencial, através de reações de oxirredução. 
3. PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS
3.1.1 Materiais e reagentes: 
3.1.2 Materiais:
 Multímetro, fonte eletrônica contínua, 3 béqueres de 50 ml, fios elétricos e conexões do tipo “jacaré”, tubo feito de “canudinho” no formato de “u”, pedaços de algodão, seringa, lixa, álcool. 
3.1.3 Reagentes:
 3 tiras de cobre (Cu), uma tira de zinco (Zn), uma solução contendo: 12,5 g de sulfato de cobre penta-hidratado (CuSO4.5H2O), 1 ml de ácido nítrico (HNO3), 4 ml de ácido sulfúrico (H2SO4) e 1 g de ureia; sulfato de zinco (ZnSO4) 2M, sulfato de cobre (CuSO4) 1M, cloreto de potássio (KCl) 3M. 
3.2 Procedimento experimental:
3.2.1 Célula eletrolítica
 Inicialmente, lixou-se duas tiras de cobre, higienizando-as com álcool e pesando-se as mesmas logo após esses processos. Consequentemente, inseriu-se as pequenas chapas de cobre na conexão do tipo “jacaré, no qual também estavam acopladas a fonte eletrônica contínua e o multímetro, colocando-as submersas dentro de um béquer de 50 ml contendo uma solução de 30 ml, previamente preparada, de: 12,5 g de sulfato de cobre penta-hidratado (CuSO4.5H2O), 1 ml de ácido nítrico (HNO3), 4 ml de ácido sulfúrico (H2SO4) e 1 g de ureia. De modo posterior, aguardou-se 20 minutos para observar a estabilização da corrente elétrica, analisando-se também a reação de oxirredução entre as tiras de cobre. 
3.2.2 Célula Galvânica
 Primeiramente, desmontou-se uma pilha alcalina grande para a obtenção da tira de zinco, lixando-se e limpando-se como anteriormente, ocorrendo o mesmo processo com a tira de cobre. Por consequência, uniu-se a tira de cobre no fio de “jacaré” vermelho, este novamente conectado ao multímetro, e colocou-se na solução de 40ml de CuSO4 contido num béquer de 50ml. Repetiu-se o processo para a tira de zinco, mas colocando-se no fio preto e na solução de 40ml de ZnSO4. Entre os dois béqueres, aplicou-se um tubo no formato de “u”, feito pela junção de 2 “canudinhos”, contendo cloreto de potássio e formando-se a ponte salina. 
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
4.1.	Célula Eletrolítica:
 O processo de eletrodeposição do cátion fica representado pela equação de semi-reação:
Cu2+ + 2e- Cu(s)
 As massas de cobre obtidas por eletrodeposição, os tempos de execução de eletrólise e os valores de corrente fixos pela fonte durante o ensaio estão indicados na Tabela 1.
Tabela 1. Valores de tempo de operação da célula eletrolítica, corrente e massa de Cu.
	Ensaio
	Tempo (s)
	Corrente (A)
	Massa do eletrodo pré-deposição (g)
	Massa do eletrodo pós-deposição (g)
	Massa de cobre depositada (g)
	1
	1200
	0,0583
	0,236
	0,294
	0,058
Fonte: Participantes do experimento.
Para comprovar a lei de Faraday, utilizando o processo da semi-reação ocorrida no cátodo, onde a carga do Cobre estava em +2e- com isso, a expressão matemática para o cálculo da carga elétrica pode ser calculada da seguinte maneira:
Confrontando tal resultado com a relação equivalente: , onde Q é dado em Coulombs, “i” em Ampères e “t” em segundos; obtêm-se um valor aproximado.
Seguem abaixo os cálculos de análisedimensional para obtenção do número de Avogadro experimental. Os valores de carga elementar (e = 1,6021766.10-19 C) e massa molar do cobre (63,546 g/mol) foram extraídos de Russel, Química Geral. (1994).
Dados experimentais:
 Átomos de Cobre/mol de Cobre
 O ensaio apresentou valor de NA excepcionalmente próximo do valor tabelado, provavelmente pela boa qualidade da solução e pureza dos eletrodos. Evitar o contato direto das mãos nos eletrodos, não falar durante o manuseio das placas, uma boa prática nas etapas de limpeza com álcool e/ou de lixamento, uma secagem adequada do eletrodo para não contabilização de massa de água durante a pesagem, assim como aguardar a estabilização da balança facilitam uma prática considerada excelente pela equipe que tomou a prática do início ao fim.
4.2.	Célula Galvânica:
 Com base na literatura cientifica, a eficiência de uma pilha é dada pela diferença de potencial ou força eletromotriz que para o caso dos eletrodos Cu e Zn formam um potencial padrão de redução de +1,10V dentro das condições normais de temperatura e pressão. No experimento realizado, onde foram utilizados para o cátodo um eletrodo de cobre mergulhado em uma solução de CuSO4 (1mol/L) e para o ânodo uma placa de zinco sob uma solução de ZnSO4 (1mol/L), ambos eletrodos tiveram como intermediário uma ponte salina de solução de KCl (3mol/L)
O potencial padrão da célula é representado pela equação global da reação:
Zn(s) + Cu2+(aq, 1 mol/L) Zn2+(aq, 1mol/L) + Cu(s) 	Eºcel=+1,10V	
(Brown. Química: A Ciência Central. 2005)
 Trata-se de uma reação de óxido-redução em que o zinco sofre oxidação e os íons cobre (II) sofrem redução. O zinco sofreu oxidação, perdendo elétrons e seu número de oxidação aumentou.
 O íon Cu2+ sofreu redução, recebeu elétrons e seu número de oxidação diminuiu.
 Em uma óxido-redução, a espécie que se oxida — o zinco, no caso — transfere elétrons para a que se reduz — os íons cobre (II), no caso. E com essa transferência é estabelecida uma corrente elétrica.
 Para conseguir isso, consideramos uma placa de zinco mergulhada numa solução aquosa contendo 1,0 mol/L de íons zinco (de um sal solúvel de zinco como sulfato de zinco, ZnSO4). Esse conjunto é denominado semicélula e é representado por:
Zn2 + (aq) / Zn (s)
 Considerou-se, também, uma placa de cobre mergulhada numa solução aquosa contendo 1,0 mol/L de íons cobre (II) (por exemplo, uma solução de sulfato de cobre (II), CuSO4). Essa semi-reação é representada por:
Cu2 - (aq) / Cu (s)
 Ao conectar as placas metálicas de ambos os eletrodos, usando fios metálicos e uma lâmpada de LED (de 1,0 V), e colocando uma ponte salina, verificamos que a lâmpada acendeu, com auxílio do multímetro pode-se aferir o valor da força eletromotriz da pilha em 1,102V.
 Podemos usar a equação de Nernst para encontrar a força eletromotriz (fem) produzida pela célula:
 Considerando T=298K, a equação é simplificada para:
 Para exemplificar a equação, consideramos a seguinte reação:
Zn(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu(s)
Para este caso, n=2 elétrons transferidos, e fem padrão= +1,10V, substituindo:
5. CONCLUSÃO
	Dessa forma, constatou-se que os objetivos da aula foram alcançados, tendo em vista que os resultados experimentais foram obtidos com uma diferença mínima em relação aos dados tabelados. Com a equação de Nernst, entende-se como a fem da célula voltaica cai a medida ela descarrega. Conforme os reagentes são convertidos em produtos, o valor de Q aumenta, logo o valor de E diminui e se aproxima de E=0. Sabe-se que o processo de eletrólise é uma oxirredução oposta àquela que ocorre em uma célula eletrolítica, sendo, portanto, um fenômeno não-espontâneo. Esse fenômeno é de grande importância para a obtenção de produtos com um alto grau de pureza, pois, a eletrólise é um processo que separa os elementos químicos de um composto através do uso da eletricidade. 
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
· ATKINS, P.; JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3. ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. P. 539-559.
· BROWN, T. L. et al. Química: a ciência central. 9. ed. Tradução de Robson Mendes Matos. São Paulo: Pearson Prentice Hall, 2005. 
· RUSSEL, J. B. Química Geral, volume 2. 2. ed. Tradução de Márcia Guekezian. et al. São Paulo: Makron, 1994.