Relatório - Eletroquímica

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UNIVERSIDADE FEDERAL FLUMINENSE
INSTITUTO DE QUÍMICA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA INORGÂNICA -
Química Geral Experimental B
Prof ° Thiago de Melo Lima
RELATÓRIO 5:
ELETROQUÍMICA
BEATRIZ PEREIRA DE FREITAS E VICTOR ALVES DE SOUZA GUEDES
Niterói, 20 de junho de 2022.
1. INTRODUÇÃO
O fenômeno a ser estudado nesta etapa será a Eletroquímica, que, basicamente, é a
área responsável por estudar a transformação mútua entre energia química e energia
elétrica. Isso se deve às reações de oxirredução que ocorrem constantemente em seus
processos, ou seja, dentre as espécies inseridas no metodos ocorre a transferência de
elétrons e a alteração de nox, podendo perder elétrons (oxidação) sofrendo a ação de um
agente oxidante, ou ganhar elétrons (redução) sofrendo ação de um agente redutor.
O sistema em que esses tipo de reação irá acontecer é chamado de pilha,
exemplificada historicamente pela Pilha de Daniell, esta é constituída por dois eletrodos e
um eletrólito. Há anodo e o catodo, um será o eletrodo localizado no polo negativo da pilha
onde ocorrerão as reações de oxidação, já o outro, no polo positivo da pilha onde ocorrerá a
redução, respectivamente. Já o eletrólito, também conhecido como ponte salina, será a
solução que possibilita o deslocamento dos elétrons. Vale ainda ressaltar que se
conectarmos um conjunto de pilhas formamos uma bateria. Um exemplo ilustrativo de
possíveis reações encontradas é:
Semi reação de oxidação: 𝑍𝑛
(𝑠)
→ 𝑍𝑛
(𝑎𝑞)
2+ + 2𝑒 𝐸0 = + 0, 76 𝑉
Semi reação de redução: 𝐶𝑢
(𝑎𝑞)
2+ + 2𝑒 → 𝐶𝑢
(𝑠)
 𝐸0 = + 0, 34 𝑉
Reação Global: 𝑍𝑛
(𝑠)
+ 𝐶𝑢
(𝑎𝑞)
2+ → 𝐶𝑢
(𝑠)
+ 𝑍𝑛
(𝑎𝑞)
2+ 𝐸0 = + 1, 10 𝑉
Já quando o evento analisado for uma eletrólise, o fato a ocorrer será inverso ao
visto acima, já que está se caracteriza pela transformação de energia elétrica em energia
química. É uma reação de oxirredução ocasionada por um direcionamento de uma corrente
elétrica feita por uma fonte externa. O processo não espontâneo ainda se divide em aquosa
e ígnea. A eletrólise aquosa, o solvente utilizado é a água, podendo ser executada com
eletrodos inertes e, diferentemente desta, a ígnea baseia-se numa substância fundida.
2. OBJETIVOS
- Avaliar as aplicações e o entendimento de soluções eletrolíticas e aplicá-los a
sistemas eletroquímicos.
3. MATERIAIS E MÉTODOS
3.1 Materiais
3.1 Materiais
- Placa de Petri;
- Lixa;
- Voltímetro;
- Papel de filtro;
- Béquer;
- Multímetro;
- Pilha elétrica;
- Tubo em U;
- Eletrodos de grafite;
- Eletrodos de cobre;
- Pissete;
3.2 Métodos
3.2.1 Formação de óxido básico
De início, uma fita de Magnésio foi selecionada para o início do experimento. Em
seguida, com o auxílio de uma garra, a fita foi direcionada a chama ajustada do Bico de
Bunsen. Ao expor a fita de Mg à chama direta do bico de Bunsen, há a liberação de uma
luz branca forte e a formação de um óxido.
Após a primeira etapa ser realizada, o resíduo é recolhido e posto em um recipiente,
para que assim, possa ser macerado e, em seguida, seja verificado o seu caráter ácido.
3.2.2 Formação de óxido ácido
Primeiramente, um suporte para a realização segura do experimento foi montado
dentro da capela. Em seguida, com o exaustor ligado, uma pequena quantidade de enxofre
foi adicionado a um recipiente de 7 logo foi posicionado em uma tela para que pudesse ser
iniciada a etapa de aquecimento. Feito isso, o Bico de Bunsen foi ligado e a reação se
iniciou.
Em um suporte um cima do sistema de aquecimento, um béquer umedecido com
água foi posicionado com sua abertura voltada para baixo, para que assim, pudesse
''recolher" a fuligem/gás liberado da reação de aquecimento do enxofre e verificar seu
caráter ácido em seguida.
3.2.3 Reação de precipitação
Em um microtubo de ensaio, foram adicionados cerca de 1 mL de Sulfato de Sódio e
algumas gotas de Nitrato de bário e em outro microtubo, foram adicionados cerca de 1 mL
de Cloreto de Ferro (III) e algumas gotas de Hidróxido de sódio. A reação foi observada até
que fosse possível identificar a formação de precipitados.
3.2.4 Reação irreversível
Primeiramente, uma fita de Mg foi devidamente lixada para que em seguida,
pudesse ser adicionada a um microtubo contendo 1 mL de HCl 1,0 mol.L-1. Durante a
reação, é importante que a temperatura seja observada para que possa haver a
classificação da reação posteriormente.
3.2.5 Reação Reversível
Em uma placa de toque, uma gota de Cromato de potássio 0,1 mol.L-1 e uma gota de
HCl 1,0 mol.L-1. Após observar as mudanças na coloração da reação, adicionar duas gotas
de NaOH 1,0 mol.L-1 e analisar as novas mudanças.
3.2.6 Reações redox com metais
Para esta etapa do experimento, seis microtubos de ensaio foram separados e
devidamente numerados. Em seguida, cada tubo recebeu os seguintes reagentes:
TUBO 1: 1 ml de Zn(NO3)2 0,1 mol.L-1 + pequeno pedaço de Cu(s)
TUBO 2: 1 ml de Zn(NO3)2 0,1 mol.L-1 + pequeno pedaço de Pb(s)
TUBO 3: 1 ml de CuSO4 0,1 mol.L-1 + pequeno pedaço de Pb(s)
TUBO 4: 1 ml de CuSO4 0,1 mol.L-1 + pequeno pedaço de Zn(s)
TUBO 5: 1 ml de Pb(NO3)2 0,1 mol.L-1 + pequeno pedaço de Cu(s)
TUBO 6: 1 ml de Pb(NO3)2 0,1 mol.L-1 + pequeno pedaço de Zn(s)
Feito isso, todas as mudanças na reação devem ser observadas.
3.2.7 Iodeto e agentes oxidantes
Em três microtubos de ensaio, realizar as seguintes reações:
1. 1 mL de água destilada + 2 gotas de KMnO4 0,01 mol/L + 1 gota de H2SO4 0,5 mol/L
+ 1 gota de KI 0,1 mol/L
2. 1 mL de água destilada + 2 gotas de K2Cr2O7 0,01 mol/L + 1 gota de H2SO4 0,5
mol/L + 1 gota de KI 0,1 mol/L
3. 1 mL de água destilada + 2 gotas de Fe(NO3)3 0,01 mol/L + 1 gota de H2SO4 0,5
mol/L + 1 gota de KI 0,1 mol/L
Após realizar as etapas descrita acima, em cada tubo, deve-se adicionar uma gota
de suspensão aquosa de amido para que seja possível identificar a formação de I2. Além
disso, é importante ordenar os tubos de acordo com a ordem crescente de poder oxidante.
3.2.8 Comparação do poder oxidante
Primeiramente, separar e enumerar dois microtubos de ensaio, adicionando a eles
os seguintes reagentes:
1. 1 mL de água destilada + 2 gotas de KMnO4 0,01 mol/L + 1 gota de H2SO4 0,5 mol/L
+ 1 gota de H2O2 3%.
2. 1 mL de água destilada + 2 gotas de KI 0,1 mol/L + 2 gotas de água de cloro
É necessário que sejam observadas as possíveis mudanças durante a reação. Além
disso, assim como no experimento 3.2.7, deve-se adicionar uma gota de suspensão aquosa
de amido para que seja possível identificar a formação de I2.
4. RESULTADOS E DISCUSSÃO
4.1 Construção de uma célula galvânica (pilha)
Para a construção da pilha, primeiro foi feita a raspagem do metal a fim de aumentar
a superfície de contato e melhorar a condução, além da utilização de béqueres de mesma
altura com o intuito de facilitar o equilíbrio do aparelho. Uma dificuldade observada na
montagem foi a constante interferência de bolhas na ponte salina que, se continuassem ao
longo do processo, provavelmente iriam gerar resistência na migração das cargas.
(Figuras 1 e 2: Célula galvânica de Zn e Cu e sua tensão detectada no voltímetro.)
Na imagem acima, por meio de uma reação espontânea, o zinco metálico, de nox 0,
agente redutor, vai corroer (massa do eletrodo diminui) na solução de contendo o𝑍𝑛(𝑁𝑂
3
)
2
íons , dessa forma, o zinco perde 2 elétrons e é oxidado a .𝑍𝑛2+ 𝑍𝑛2+
Semi reação de oxidação: 𝑍𝑛
(𝑠)
→ 𝑍𝑛
(𝑎𝑞)
2+ + 2𝑒 𝐸0 = + 0, 76 𝑉
Esses elétrons, vão viajar pelo fio condutor até o eletrodo de cobre se espalhando
pela sua superfície, o que irá atrair os íons de da solução de , que se depositará𝐶𝑢2+ 𝐶𝑢𝑆𝑂
4
(massa do eletrodo aumenta) em , por meio de uma redução.𝐶𝑢0
Semi reação de redução: 𝐶𝑢
(𝑎𝑞)
2+ + 2𝑒 → 𝐶𝑢
(𝑠)
 𝐸0 = + 0, 34 𝑉
Configurando a reação de oxirredução:
Reação Global: 𝑍𝑛
(𝑠)
+ 𝐶𝑢
(𝑎𝑞)
2+ → 𝐶𝑢
(𝑠)
+ 𝑍𝑛
(𝑎𝑞)
2+ 𝐸0 = + 1, 10 𝑉
Entretanto, é sabido que as condições padrões para que a pilha funcione da melhorforma são: temperatura de 25°C, 1 atm e concentração de 1,0 . Visto isso,𝑚𝑜𝑙 · 𝐿−1
esclarece o fato de observarmos a voltagem de 0,91V e não o teórico de 1,10V, justamente
por ser usado a concentração de 0,1 .𝑚𝑜𝑙 · 𝐿−1
Já referente a célula com eletrodo de chumbo, a mesma corrosão aconteceu e,
agora, o Pb0 oxidou a Pb2 +. De forma análoga os elétrons viajam pelo fio condutor e
resultaram na redução do cobre, caracterizando:
Semi reação de oxidação: 𝑃𝑏
(𝑠)
→ 𝑃𝑏2+
(𝑎𝑞)
+ 2𝑒− 𝐸0 = + 0, 13 𝑉
Semi reação de redução: 𝐶𝑢
(𝑎𝑞)
2+ + 2𝑒− → 𝐶𝑢
(𝑠)
 𝐸0 = + 0, 34 𝑉
Reação Global: 𝑃𝑏
(𝑠)
+ 𝐶𝑢
(𝑎𝑞)
2+ → 𝐶𝑢
(𝑠)
+ 𝑃𝑏2+
(𝑎𝑞)
 𝐸0 = + 0, 47 𝑉
(Figuras 3 e 4: Célula galvânica de Pb e Cu e sua tensão detectada no voltímetro.)
Assim como na anterior, nessa célula galvânica, as concentrações das soluções
utilizadas não foram as padrões, ou seja, como explicado anteriormente a voltagem esperar
era de um valor mais discrepante do calculado teoricamente. Todavia, como pode ser
observado na figura 4, o valor se difere apenas 0,01 V do teórico, o que pode ser explicado
pelo fato da ponte salina ser reutilizada do processo anterior, há uma possibilidade de ter
ficado um pouco de zinco depositado em sua extremidade, o que mascarou o valor
encontrado.
4.2 Propriedades das pilhas novas e usadas
A partir do teste feito nas pilhas grande e pequenas, foi observado que ambas,
apesar do tamanho, fornecem a mesma voltagem de aproximadamente 1,50 V. Isso se dá
pelo fato de que a tensão vai depender das reações químicas que ocorrem na pilha que, em
geral, são as mesmas, mas, por outro lado, a intensidade da corrente irá variar conforme a
quantidade de cargas que as reações podem fornecer ao sistema no mesmo intervalo de
tempo. Assim, esse número de elétrons vai ser diretamente proporcional à massa das
substâncias químicas presentes na reação, as quais quanto maiores forem, maior deverá
ser o tamanho da pilha para que sua capacidade comporte.
(Figuras 5 e 6: Pilhas médias e grandes tendo sua tensão detectada no voltímetro.)
A partir dos novos experimentos analisados, a associação de pilhas em série há o
aumento da tensão, na qual as voltagens de cada pilha do sistema vão se somar e a
intensidade da corrente permanecerá inalterada. Já na ligação em paralelo teremos a
mesma tensão caso fosse somente uma pilha, mas a intensidade da corrente será maior.
Nas figuras abaixo vemos a verificação da ligação em paralelo sendo detectada 1,50V e
em série sendo detectado 3,0 V.
(Figuras 7 e 8: Pilhas associadas em paralelo e em série tendo sua tensão detectada no voltímetro.)
Quando a pilha já apresenta uma elevada formação de óxido de zinco significa que a
mesma já possui um desgaste considerável e já não é capaz de fornecer uma tensão tão
grande quanto uma pilha nova. Para fins acadêmicos, ainda foi feito o teste com pilhas mais
desgastadas para ambos os procedimentos.
(Figuras 9 e 10: Pilhas usadas associadas tendo sua tensão detectada no voltímetro.)
Como esperado, o valor encontrado desta pilha, a mesma associada em série e em
paralelo foram por volta de 0,78 V, 1,94 V e 0,78 V, respectivamente. Visto isso, sua
voltagem detectada já foi menor do que as pilhas novas justamente pelo fato de já terem
sido utilizadas.
Para melhor entendimento do que foi executado nesta prática, o conceito de
funcionamento de uma pilha alcalina que vemos no dia a dia se dá por uma parte de dentro
contendo zinco, que funciona como o polo negativo, revestido geralmente por plástico e
papelão para evitar o vazamento. Já na parte de fora pode-se encontrar uma pasta úmida
de dióxido de manganês ligada ao polo positivo do sistema. No meado do sistema tem uma
solução de KOH e água. Quando uma lâmpada é ligada ao sistema, o Zn vai reagir com a
hidroxila do hidróxido de potássio gerando elétrons que vão viajar do polo negativo para o
positivo.
𝑍𝑛 + 2𝑂𝐻− → 𝑍𝑛𝑂 + 𝐻
2
𝑂 + 2𝑒−
2𝑒− + 𝑀𝑛𝑂
2
+ 𝐻
2
𝑂 → 𝑀𝑛
2
𝑂 + 2𝑂𝐻−
4.3 Eletrólise em tubo em U com eletrodos de grafite (não ativo)
O experimento com eletrodos de grafite foi realizado com três soluções distintas: KI
0,1 mol.L-1 ; NaCl 0,1 mol.L-1 e H2SO4 0,5 mol.L-1. Sabe-se que o processo de eletrólise
transforma a energia elétrica em química por meio da passagem de corrente em uma
solução, com isso, ao trabalhar com eletrodos inertes não ativos, como o grafite, não ocorre
a participação na reação redox, apenas a condução dos elétrons.
Na solução de KI 0,1 mol.L-1, haverá a formação de iodo no ânodo que ao reagir com
os outros íons que estão presentes na solução, formam íons que poderiam ser identificados
através do gotejamento da solução aquosa de amido 1%, porém apenas pela sua coloração
castanha como mostrado na figura 11, já é possível identificar. Já no cátodo, haverá a
formação do íon hidrônio pois ele é mais suscetível a esse tipo de reação. Por fim, uma gota
de solução alcoólica de fenolftaleína foi adicionada a cada lado do tubo U e no decorrer do
experimento, a solução começou a mudar sua cor, passando de incolor para rosa.
(Figura 11: Eletrólise KI)
A mudança de cor da solução de KI é dada devido ao consumo de íons hidrônio,
tornando a solução mais básica, conforme mostrado nas reações abaixo:
(1) 2 KI(aq) 2 K+(aq) +2 I-(aq)→
(2) 4 H2O(l) 2 H3O+ + 2 OH-→
Ânodo: 2 I-(aq) → I2(s) + 2e-
Cátodo: 2 H3O+(aq) + 2e- → 2 H2O(l) +1 H2(g)
REAÇÃO GLOBAL : 2 KI(aq) + 2 H2O(l) I2(s) + 1 H2(g) + 2 K+(aq) + 2 OH-→
Já na eletrólise do cloreto de sódio, o cátodo será o sódio, uma vez que ocorrerá a
redução do mesmo. Enquanto no anodo, está positivamente carregado, atraindo as cargas
negativas do cloreto e causando a oxidação. Vale ressaltar que esse experimento deve ser
realizado na capela pois no momento em que os átomos de cloro se encontrarem, irá
ocorrer a formação de gás.
Cátodo: 2 Na+(ℓ) + 2 e- → 2 Na(s)
Ânodo: 2Cl-(ℓ) → 2 e- + 1Cl2(g)
Reação Global: 2 Na+(ℓ) + 2Cl-(ℓ) →2 Na(s) + 1Cl2(g)
Durante a reação com H2SO4 0,5 mol.L-1, é possível perceber de forma nítida
no primeiro momento que ocorre a liberação de oxigênio gasoso no ânodo e de hidrogênio
gasoso no cátodo, ou seja, a água está sendo decomposta pela passagem da corrente
elétrica. Esse fator se dá a partir da reações redox, em que há a perda/ganho de elétrons
conforme mostrado nas reações abaixo:
H2SO4 → 2 H+(aq) + SO4-(aq)
Cátodo: 2 H+(aq) + 2e → H2(g)
Anodo: H2O(l) → O2(g) + 2 H+(aq)
(Figura 12: H2SO4 com formação de O2)
Vale ressaltar que todas essas reações ocorreram após um “jacaré” ser plugado em
cada parte dos eletrodos de grafite e em seguida, o adaptador foi conectado na tomada
alimentando os eletrodos com energia elétrica.
4.4 Eletrólise em tubo em U com eletrodos de cobre (ativo)
Nesse experimento, ao imergir os eletrodos de cobre e conectar os adaptadores na
fonte de alimentação para a corrente, foi possível observar de forma nítida a mudança de
coloração da solução que antes era transparente e ficou meio esverdeada no momento da
reação. Além disso, também é possível observar a formação de um gás, Cl2.
2 NaCl 2 Na+ + 2 Cl-→
2 H2O(l) 2 H+ + 2 OH-→
Cátodo: 2 H+(aq) + 2e → H2(g)
Anodo: 2Cl-(ℓ) → 2 e- + 1Cl2(g)
Reação global: 2 NaCl + 2 H2O(l) 2 Na+ + 2 OH- + H2(g) + Cl2(g)→
(Figura 13: Eletrodos de cobre em solução de NaCl com produção de gases.)
5. CONCLUSÃO
De forma análoga à pilha convencional, a célula galvânica consegue, nas devidas
proporções, traduzir as reações de oxidação requeridas para que a corrente elétrica seja
gerada. Além de comprovar experimentalmente o cálculo da tensão esperada, conhecendo
todos os pontos da célula e entendendo os motivos da voltagem experimental medida não
ser igual a vista teoricamente.
Ademais, com os tópicos abordados ficou claro que o conhecimento sobre pilha
ultrapassa os fins acadêmicos, já que são peças fundamentais no nosso cotidiano, isso
acaba sendo importante para que seu funcionamento se torne de noçãopública. Isso
possibilitaria que as pessoas saibam os cuidados que devem-se tomar ao manejar uma
pilha, saber como elas se desgastam e se ainda estão adequadas para uso. Além de
auxiliar na escolha da compra, já que mesmo sabendo que usando uma pilha de 12V numa
lâmpada de 12V está não irá queimar, mas também não possui garantia de que vai
funcionar já que diferentes aparelhos precisam de intensidades de corrente elétrica
diferentes.
6. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
[1] Eletroquímica - USP - Professor Paulo Correia Disponível em:
<https://edisciplinas.usp.br/pluginfile.php/4371765/mod_resource/content/6/181024-Eletro1-
Paulo.Correia.pdf> Acesso em: 18 de junho de 2022.
[2] Associação de Pilhas - UNESP - Disponível em:
<https://www2.fc.unesp.br/experimentosdefisica/ele08.htm>. Acesso em: 18 de junho de
2022.