RET 6- Pilhas e Eletrólise.

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Universidade Federal de Uberlândia
Campus Santa Mônica
Instituto de Química
RELATÓRIO
Pilhas e Eletrólise.
Licenciandos em Química.
Disciplina: Físico Química Experimental
Aluno: Denis Polidoro de Sousa (11911QMI230)
Rodrigo Martins Alves (11711QMI220)
Rafael L. J. Canuto (11611QMI200)
Uberlândia, Outubro de 2021.
Introdução:
O fato de cargas elétricas participarem da estrutura da matéria faz com que numerosas
reações químicas venham acompanhadas de fenômenos elétricos, em toda solução eletrolítica
existe um certo número de elétrons livres produzidos pelo soluto, seja em consequência de
sua dissolução, seja em virtude de sua ionização (ROZENBERG).
Os compostos químicos que são dissociados em íons quando em soluções são
chamados de eletrólitos. Toda espécie carregada positivamente (cátions) será sempre
neutralizada pelo seu contra íon de carga oposta, ou seja, de carga negativa (ânions). Dessa
maneira, a solução eletrolítica será sempre neutra – composta por cátions e ânions. Por
exemplo, para o sal sulfato de sódio (Na2SO4) quando dissolvido em água produzirá dois
cátions Na+ para cada ânion SO4-2. Esse processo pode ser representado da seguinte maneira:
Na2SO4 (s) → 2 Na+(aq) + SO4-2(aq) (Equação. 1)
Uma vez que os íons em solução são espécies carregadas, quando submetidos a um
campo elétrico, induzirá o movimento das espécies na direção ou contra o campo elétrico,
dependendo da carga dos íons. Esse movimento iônico leva ao transporte de cargas e assim ao
fluxo de corrente elétrica através da solução eletrolítica. Esse conceito, fluxo de cargas, é
importantíssimo na construção de uma célula eletroquímica (figura 1), que é o sistema onde
foram realizados os estudos e aplicação de todo o ramo da eletroquímica (CESAD-UFS).
Figura 1: Diagrama de célula galvânica Zn-Cu.
Como se pode ver pela figura 1, uma célula eletroquímica consiste em dois condutores
de elétrons (eletrodos), nesse caso zinco e cobre, mas poderia ser qualquer outro metal
mergulhado em uma solução eletrolítica. Os dois eletrodos podem estar no mesmo
compartimento, ou em compartimentos separados quando os eletrólitos são diferentes. Dessa
maneira, os dois compartimentos podem ser conectados por uma ponte salina também
condutora de elétrons, permitindo que íons se movam entre os dois compartimentos. As
células eletroquímicas são divididas segundo sua utilização: célula Galvânica (Figura 1) e
célula Eletrolítica (figura 2), sendo uma célula galvânica uma célula eletroquímica que
produz eletricidade como resultado de uma reação espontânea que ocorre dentro dela,
enquanto a célula eletrolítica é uma célula na qual uma reação não espontânea é induzida por
uma fonte de corrente externa.
Figura 2: Diagrama de uma célula eletrolítica.
Em uma célula eletroquímica, o fator principal para o funcionamento são as reações
de oxirredução, a reação redox é todo processo químico em que se verifica transferência de
elétrons de certos átomos a outros. Em uma célula eletroquímica, sempre haverá uma espécie
oxidando e outra se reduzindo, sendo que a reação de oxidação acontece em um eletrodo e a
redução em outro eletrodo, o eletrodo em que ocorre a redução chamado de cátodo e o
eletrodo onde ocorre a oxidação chamado de ânodo.
Para um dado metal, quanto maior for o potencial de oxidação, melhor agente redutor
ele será. Dessa forma, o potencial adquirido pelo eletrodo imerso numa solução pode
constituir uma medida do poder oxidante ou redutor da solução, o chamado potencial redox
da solução. Testando diversas combinações entre metais e soluções eletrolíticas, pode-se
organizar os íons metálicos em ordem de seus potenciais relativos de redução. O potencial
padrão de redução Eºred quantifica a tendência dos íons dos metais de receberem elétrons,
sendo medida em Volts; O ponto de referência os potenciais de redução dos íons hidrônio
H3O+ sendo reduzido à H2 em uma solução aquosa (equação 2), sendo atribuído a esse
potencial de redução o valor 0,0 V.
2H3O+ + 2e- → H2 + 2H2O Eºred = 0,0 V (Equação. 2)
Um conjunto de células eletroquímicas (pilhas) podem ser reorganizadas de forma a se
estruturarem basicamente de duas formas: em série (figura 3) e em paralelo (figura 4). Na
associação em série o polo negativo de uma das pilhas é conectado ao pólo positivo de outra,
deixando os polos da extremidade de cada pilha livres para completar o circuito, enquanto na
associação em paralelo, o polo positivo de uma pilha se conecta com o polo positivo de outra
pilha, e o polo negativo com o polo negativo.
Figura 3: Diagrama de pilhas em associação em série.
Figura 4: Diagrama de pilhas em associação em paralelo.
Em uma conexão em série, a corrente entre os terminais do gerador é igual à corrente
em cada bateria. Mas a tensão no circuito é a soma das tensões em cada gerador. Já em uma
combinação em paralelo a tensão entre os terminais das baterias é igual a tensão de cada
pilha, mas a corrente elétrica que percorre todo o circuito é dividida entre os geradores de
forma que somando a corrente que cada gerador fornece ao circuito temos que a corrente total
é igual a soma das correntes em cada pilha.
Nos experimentos observados nos dias 29 de Setembro e 20 de Outubro, o
comportamento de dois tipos de células eletroquímicas foram estudados, sendo o primeiro
correspondente a uma célula eletroquímica galvânica Zn-Cu e o segundo correspondente a
uma célula eletrolítica para a eletrólise da água em meio a sulfato de sódio (Na2SO4),
observando-se a produção de diferentes volumes de hidrogênio e oxigênio na reação de
decomposição da água.
Objetivos:
Experimento 1: Células Galvânicas: O objetivo do presente experimento foi construir
um dispositivo onde a energia produzida por uma reação química pode ser medida
quantitativamente (pilha) como resultado da tendência da reação química ocorrer.
Experimento 2: Eletrólise da água: O objetivo do presente experimento foi construir um
dispositivo onde a energia elétrica foi utilizada para promover uma reação química de
oxirredução não espontânea.
Procedimento Experimental:
● Experimento 1: Células Galvânicas
Materiais utilizados
● Becker, tubos em U;
● Bastão de vidro;
● Voltímetro;
● Placa de cobre;
● Placa de zico;
● Solução de ZnSO4;
● Solução de CuSO4;
● Agar-Agar;
● Solução de KCl.
Em um béquer de 100 ml, adicionou-se 50mL da solução de ZnSO4 1 Mol.L-1
enquanto no outro béquer foi adicionado 50 mL da solução de CuSO4 1 Mol.L-1.
Figura 5: Célula galvânica, pilha de Daniell
Os eletrodos de Zn e de Cu foram mergulhados em suas respectivas soluções, em
seguida uma ponte salina foi estruturada de forma a unir as duas soluções eletrolíticas,
permitindo assim um balanço de cargas no sistema. Posteriormente foram medidas as
diferenças de potenciais geradas pelas pilhas de Daniell, após a montagem das pilhas elas
foram conectadas entre si por meio de uma ligação em série, onde o polo positivo de uma se
conecta ao pólo negativo da outra. Por meio dessa conexão é possível somar as duas
voltagens das pilhas, gerando assim uma tensão elétrica mais elevada.
Figura 6: Ligação em série de células eletrolíticas
Posteriormente as pilhas foram conectadas novamente, porém dessa vez a ligação foi
em paralelo, onde o polo positivo de uma se liga ao positivo de outra e o polo negativo com
polo negativo. O que implica num aumento da corrente elétrica porém a tensão elétrica
permanece a mesma.
Figura 7: Ligações em paralelo das células eletrolíticas.
● Experimento 2: Eletrólise
Os materiais utilizados foram: Cuba eletrolítica contendo duas buretas conforme
mostra a Figura 8; Soluções de Na2SO4 e NaCl; Voltímetro conforme mostra a Figura 9;
Fonte de corrente contínua.
Figura 8: Cuba eletrolítica
Figura 9: Voltímetro/Fonte de corrente contínua.
O procedimento experimental foi acompanhar a montagem do sistema para que as
eletrólises ocorressem conforme mostra a Figura 10, sendo uma cuba eletrolítica com
eletrodos inertes de Platina onde irá ocorrer a eletrólise da água em presença do eletrólito
Na2SO4, apósligar os fios no polo da fonte elétrica inicia-se a reação.
Figura 10: Representação do sistema que ocorreu a eletrólise.
Resultados e Discussão:
● Experimento 1: Pilhas.
Após a montagem do experimento 1 conforme descrito no procedimento experimental
foi medido em volt as diferenças de potencial elétrico de cada associação de pilha, sendo a
primeira medição de uma única pilha de Daniell de zinco (Zn) e cobre (Cu), a segunda
associação ocorreu com duas pilhas montadas em série e a terceira associação foi medida com
duas pilhas em paralelo, os dados obtidos encontram-se na Tabela 1.
Tabela 1: DDP obtida de acordo com cada associação (Experimental).
Tipo de associação da pilha. Diferença de potencial (Volts)
Simples (única pilha) 1,069
Série 2,108
Paralelo 1,036
Fonte: Dados obtidos pelos autores do experimento.
A Tabela 2 traz as semirreações de Zn e Cu e seus respectivos potenciais de redução.
Tabela 2 : Tabela de Potenciais Padrões de Redução a 298 K
Semirreações E° (V)
Cu2+ + 2 e-→ Cu +0,34
Zn2+ + 2 e- → Zn -0,76
Com os dados da Tabela 2 foi possível determinar como as reações ocorreram
na pilha, uma vez que o potencial de redução do Zn é menor que o potencial de redução do
Cu, o Zn tende a oxidar frente ao Cu, assim tem-se as semirreações de cada substância e a
reação global a seguir:
Zno(s) → Zn2+(aq) + 2e- E° ox = + 0,76 V
Cu2+(aq) + 2e- → Cuo (s) E° red = + 0,34 V
一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一
Zno(s) + Cu2+ (aq) → Zn2+(aq) + Cuo(s) ΔE° = + 1,10 V
A Tabela 3 traz os dados teóricos de acordo com cada associação, uma vez que há o dado
teórico da DDP da Pilha Galvânica de cobre e zinco obtido através da reação global gerada pela
semirreação de oxidação do zinco e a semirreação de redução do cobre, sabendo-se que a associação
das pilhas em série tem como DDP total do circuito a somatória da DDP de cada pilha, deste modo
como no experimento utilizou-se duas pilhas em série no circuito e essas pilhas sendo iguais, é
esperado então o dobro a DDP de uma única pilha, conforme traz a Tabela 3, sabendo então que as
pilhas em paralelo terá a DDP total do circuito igual a DDP de um pilha individual no circuito
conforme a Tabela 3.
Tabela 3: DDP obtida de acordo com cada associação (Teórico).
Tipo de associação da pilha. Diferença de potencial (Volts)
Simples (única pilha) 1,100
Série 2,200
Paralelo 1,100
Fonte: Dados teóricos obtidos
A partir dos dados teóricos e experimentais obtidos pode-se determinar os erros
apresentados no experimento utilizando a equação 3 e assim os erros encontram-se na Tabela
4.
x 100 (Equação 3.)𝐸𝑟𝑟𝑜 (%) =
𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑣𝑒𝑟𝑑𝑎𝑑𝑒𝑖𝑟𝑜 − 𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝐸𝑥𝑝𝑒𝑟𝑖𝑚𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙
𝑉𝑎𝑙𝑜𝑟 𝑣𝑒𝑟𝑑𝑎𝑑𝑒𝑖𝑟𝑜 
Tabela 4: Erro obtido na medição de DDP de acordo com cada associação.
Tipo de associação da
pilha.
Diferença de
potencial (Volts)
Teórico
Diferença de
potencial
(Volts)
Experimental
Erro (%)
Simples (única pilha) 1,100 1,069 2,82
Série 2,200 2,108 4,18
Paralelo 1,100 1,036 5,82
Fonte: O próprio autor.
Observou-se que a medida inicial de uma única pilha gerou uma DDP próxima do
esperado (teórico), com um erro relativamente baixo. Quando colocado em série foi
observado um aumento na DDP como esperado, visto que pilhas em série produzem uma
DDP total igual a somatória de cada cada pilha no sistema, mesmo com um erro apresentado
na medição em série foi possível observar este comportamento de soma de DDP das pilhas do
circuito. Visto que a medição da pilha isolada deu 1,069 V, esperava-se uma DDP de 2,138 V
para as pilhas em série, como o obtido foi de 2,108 V pode-se considerar um resultado
próximo ao esperado visto que o desvio entre 2,138V e 2,108V é de 1,40% apenas. Quanto às
pilhas em paralelo observou-se o comportamento esperado, uma vez que para este tipo de
associação a DDP resultante é igual a DDP de uma pilha individual e assim o resultado obtido
mesmo com um percentual de erro é possível identificar o comportamento esperado, onde a
DDP da pilha individual foi de 1,069 V e da associação em paralelo foi de 1,036 V, havendo
aqui o desvio de apenas 3,09%.
Quanto ao erro existente entre o experimental e o tórico conforme traz a tabela Tabela
4, este pode ser associado à ordem prática do experimento, visto que trata-se de um
experimento onde deveria ter ocorrido uma preparação prévia limpando os eletrodos de Zn e
Cu, pois estes em contato com oxigênio da atmosfera sofrem oxidação gerando uma camada
de óxido na superfície do metal, camada esta que pode ter interferido na medição dando a
divergência observada.
Tabela 5: Previsão da reação.
Íon metálico
-------------------------------------
Metal
MgCl2 ZnSO4 CuSO4 FeCl2 AlCl3 HCl Número de vezes
que o metal
oxida
Mg X Oxidação Oxidação Oxidação Oxidação Oxidação 4
Zn Redução X Oxidação Oxidação Redução Oxidação 3
Cu Redução Redução X Redução Redução não
reage
0
Fe Redução Redução Oxidação X Redução Oxidação 2
Al Redução Oxidação Oxidação Oxidação X Oxidação 4
Número de
vezes que o íon
metálico reduz
0 2 4 3 1 X
● Experimento 2: Eletrólise da água
Dentro da cuba eletrolítica, os eletrodos de platina foram conectados em uma fonte
geradora de corrente elétrica contínua. O cátodo, eletrodo em que ocorre a redução, foi ligado
ao pólo negativo da fonte padronizado pelo frio preto. Já o ânodo, eletrodo em que ocorre a
oxidação foi ligado ao lado positivo da fonte. Após aplicar a diferença de potencial descrita
no procedimento experimental, foi observado a produção do gás hidrogênio e oxigênio em
seus respectivos eletrodos, que pode ser descrita por meio da seguinte equação que responde à
questão 1.
1) escreva as reações de oxirredução que ocorrem no cátodo e ânodo, na eletrólise
realizadas na presença de Na2SO4
2H2O → O2(g) + 4H+ + 4e- E° = - 1,23V Ânodo (oxidação)
2x ( 2e- + 2H2O(s) → H2(g) + 2OH-) E° = - 0,83 V Cátodo (redução)
一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一一
6H2O(l) → 2H2(g) + 2O2(g) + 4H+ + 4OH- E° = - 2,06V
Após a diferença de potencial ter sido aplicada, podemos observar que o volume de
hidrogênio foi aproximadamente o dobro do volume produzido de oxigênio. Constatando
assim que a eletrólise da água ocorreu de acordo com a equação geral de eletrólise da água.
2H2O → 2H2(g) + O2(g) (Equação. 4)
2) Qual a função dos íons Na+ e SO42- na eletrólise da água?
Sabe-se que a água pura não é um bom condutor de eletricidade, portanto adicionar-se
um eletrólito na solução, aumenta-se a força iônica da mesma. Aumentando a disponibilidade
de íons livres na solução eletrolítica, ao aplicar-se uma diferença de potencial, estes íons
livres vão se orientar de acordo com suas respectivas cargas. Permitindo assim um melhor
fluxo de corrente elétrica pela solução. Além disso, o ânion SO42- atua aumentando o pH da
solução que tornou-se ligeiramente básica. Este fato pode ser explicado por meio da (equação
5) que mostra a hidrólise deste íon.
SO42- + H2O(s) →HSO4- + OH- (Equação 5)
3) Porque o SO42- e Na+ não são oxidados e reduzidos respectivamente, antes da água?
Porque o potencial de redução do SO42- é menor do que o da água, enquanto o Na+
apresenta um potencial de oxidação maior do que o da água, ou seja, ambos têm um
potencial de redução menor do que o da água.
Conclusão:
O experimento de pilhas foi realizado com sucesso dos objetivos propostos, foi
possível observar o comportamento das pilhas em série, paralelo e isoladas, pode-se concluir
que quando necessita-se de um potencial maior em um circuito este deve ser montado em
série e quando precisa-se de um circuito onde há a necessidade de um maior tempo de
funcionamento este deve ser montado em paralelo.
O experimento da eletrólise da água foi realizado com êxito, visto que o sistema para
gerar a reação de oxirredução não espontânea da decomposição da água foi montado com
sucesso. Fato confirmado pelos volumes de gás hidrogênio e oxigênio em em seus respectivos
tubos. Ainda, o volume dos gases segue a estequiometria da reação de decomposição da água.
Referências:
ATKINS, P. W. PhysicalChemistry. 6 ed. Oxford: Oxford University Press, 1998.
ROZENBERG, I. Química Geral. 1 ed. Edgard Blucher, 2002.
Figura 1: Chemistry Glossary, Célula eletroquímica, fonte:
<https://glossary.periodni.com/dictionary.php?en=irreversible+galvanic+cell> Acesso em
Outubro de 2021.
Figura 2: SlidePlayer, Eletrolytic Cells, fonte: <https://slideplayer.com/slide/12864221/>
Acesso em Outubro de 2021.
Figuras 3 e 4: Faculdade de Ciências da UNESP, Associação de pilhas, fonte:
<https://www2.fc.unesp.br/experimentosdefisica/ele08.htm> Acesso em outubro de 2021
https://glossary.periodni.com/dictionary.php?en=irreversible+galvanic+cell
https://slideplayer.com/slide/12864221/
https://www2.fc.unesp.br/experimentosdefisica/ele08.htm