Relat quim ELETRO

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS
Departamento de Química
Química Geral Prática
Nomes: João Paulo Magalhães
 João Pedro de Carvalho
 	 Eduardo Ansaloni Soares
Turma: U2C
Professora: Elene Cristina Pereira Maia
Data de realização da prática: 27/05/2010
Introdução
	De acordo com a página 45 da apostila de práticas de laboratório.
Objetivo
A eletroquímica estuda os fenômenos químicos e elétricos presentes nas reações de oxi-redução, na qual há transferência de elétrons do agente redutor para o oxidante. Quando a reação é espontânea, dizemos que se trata de uma pilha, quando é necessário fornecer uma corrente elétrica ao sistema para que a reação ocorra, denominamos eletrólise.
Foi preciso determinar os potenciais relativos de oxidação e redução, e assim prever a espontaneidade de reações de oxi-redução. Para isso, padronizou-se que o potencial do hidrogênio seria de 0,0 volts. Aos elementos que tem uma tendência maior que o hidrogênio de ganhar elétrons atribui-se potenciais de redução positiva, e aos que têm menor tendência de ganhar elétrons foram atribuídos potenciais negativo de redução.
Na equação global, se o ∆E (potencial) for maior que zero, significa que ela é espontânea, logo é uma pilha. Já se o ∆E for menor que zero, significa que ela é não espontânea, caracterizando uma eletrólise.
Assim, nesses experimentos iremos observar o funcionamento da pilha de Daniell e a montagem de uma eletrólise
Procedimento
	De acordo com as páginas 46, 47 e 48 da apostila de práticas de laboratório.
Resultados e Discussões
Verificação qualitativa da tabela de potencial de oxidação
No primeiro tubo percebemos que ocorreu deposição de cobre no prego, que foi evidenciado pela coloração avermelhada de cobre que recobriu o prego. Isso está representado na equação abaixo:
Fe(s) ( Fe+2(aq) + 2 e- εo = +0,44 V
Cu+2 + 2 e- ( Cu(s) εo = +0,34 V
Fe(s) + Cu+2 ( Fe+2(aq) + Cu(s) Δε = +0,78 V
	Assim, podemos comprovar que a reação é espontânea, pois possui o Δε >0. 
	No segundo tubo, não percebemos nenhuma transformação, o que já era esperado para a reação:
Cu(s) ( Cu+2(aq) + 2 e- εo = -0,34 V
Zn+2 + 2 e- ( Zn(s) εo = -0,76 V
Cu(s) + Zn+2 ( Cu+2(aq) + Zn(s) Δε = -1,10 V 
	Pois ela possuí 	Δε <0 ou seja, então não ocorre espontaneamente.
Montagem da pilha de cobre e zinco (Pilha de Daniell)
De acordo com a reação:
Zn(s) ( Zn+2(aq) + 2 e- εo = +0,76 V
Cu+2 + 2 e- ( Cu(s) εo = +0,34 V
Zn(s) + Cu+2 ( Zn+2(aq) + Cu(s) Δεo = +1,10 V
	A leitura no voltímetro deveria ser de 1,10 V, mas registramos uma leitura de 1,06 V, essa diferença, possivelmente , foi graças a presença de impurezas nos frascos de sulfato de zinco e de cobre, uma vez que após realizarmos a experiência devolvemos as soluções para seus antigos frascos, assim é grande a probabilidade de haver impurezas provenientes de experimentos anteriores.
Eletrólise 
No pólo positivo, poderiam ocorrer duas reações: 
2I- ( I2 + 2 e- εo = -0,54V ou
H2O ( O2 + 4H+ + 4 e- εo = -1,23V
Como o potencial de oxidação do I- é maior, ele tem preferência ao oxidar. E isso foi comprovado no experimento pela aparição de uma coloração amarelada, devido à presença do iodo (I2). E ainda colocamos amido nesse ânodo, o que resultou numa coloração azul escura, graças a presença do iodo. 
No pólo negativo poderiam ocorrer outras duas reações: 
K+ + e- ( K εo = -2,92 V ou 
2H2O + 2 e- ( H2 + 2OH- εo = -0,83 V
Nesse pólo podemos ver que o maior potencial de redução é da água. Assim ela reduz, ao invés do K+. Observamos que é realmente a água que reduz, pois no cátodo houve desprendimento de gás (H2(g) ), além de termos adicionado fenolftaleína e isso, ter tornado a solução próxima do cátodo rosa, o que indica caráter básico, graças ao OH- liberado pela redução da água.
Conclusão
	Percebemos com tal prática os fenômenos químicos e elétricos envolvidos em algumas reações. Observamos que a espontaneidade de uma reação está diretamente relacionada com a variação de potencial da reação, e com base na tabela dos potenciais de alguns elementos, podemos então prever se uma reação pode se processar espontaneamente ou não. Realizamos também a eletrólise de uma solução de KI, o que nos ajudou a entender como funciona tal transformação e, ao analisarmos o resultado, percebermos que a água é fundamental na experiência, sendo que seu papel é comumente esquecido.
Referências Bibliográficas 
Demichelli, C.P.;Souza A.L.A.B.;Santos E.N.;Reis G.F.A.;Carvalho M.E.M.D.;Fabiano R.L.;Borges R.H.U.;Carvalho S.; ‘Práticas de Química Geral’ 1º Semestre 2010 ; Ed. UFMG