Relatório de eletroquimica -Fisico quimica II

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE OURO PRETO - UFOP
INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E BIOLÓGICAS - ICEB
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA - DEQUI
RELATÓRIO DE FÍSICO-QUÍMICA II
PRÁTICA 5: ELETROQUÍMICA
BRIGITTE DISHIN ARAÚJO FERNANDES
STEPHANE DE CÁSSIA JESUS DOS SANTOS
THAIS MARIANA CORDEIRO DE SOUZA
OURO PRETO
2024
ELETROQUÍMICA: POTENCIAIS DE ELETRODO E APLICAÇÕES
1. Introdução
As reações de óxido-redução podem ser consideradas compostas de duas
semi-reações: uma de redução e outra de oxidação. Essas semi-reações consistem
efetivamente em reações eletroquímicas, ou seja, reações que envolvem espécies
químicas e elétrons.
Reações eletroquímicas dependem da quantidade de espécies carregadas
presentes, mas devido ao fato de as cargas opostas se atraírem mutuamente, o seu
comportamento não depende unicamente da concentração. Os conceitos de força
iônica, atividade e coeficiente de atividade ajudam a correlacionar a quantidade de
carga com o comportamento do sistema.
O sistema onde a reação eletroquímica ocorre é chamado de célula
eletroquímica. Essa célula eletroquímica pode ser composta de um único
compartimento ou de dois compartimentos distintos. Quando a reação é realizada
utilizando o segundo tipo de sistema citado e a reação é espontânea, a célula
eletroquímica é denominada pilha ou célula galvânica. Na pilha, a semi- reação de
redução ocorre na superfície do cátodo e a de oxidação na superfície do ânodo.
Na pilha desenvolvem-se potenciais elétricos de equilíbrio nos dois
eletrodos. A diferença entre esses potenciais é chamada força eletromotriz da
pilha (E), e pode ser calculada pela seguinte expressão:
E = ε
cátodo
−ε
ânodo
(1)
onde εcatodoé o potencial de equilíbrio do cátodo e εanodoé o potencial de equilíbrio do
ânodo.
Um eletrodo reversível é aquele onde a reação eletroquímica pode ocorrer
nos dois sentidos. Dada uma reação eletroquímica reversível qualquer:
M+z + ze− =M (2)
Na condição de equilíbrio, ∆Go da pilha não é zero, e pode ser determinado
pela expressão:
∆Go =−zFEo (3)
onde z é o número de elétrons transferidos na equação química balanceada
referente a reação eletroquímica, F é a constante de Faraday, igual a
aproximadamente 96500 Coulombs/mol (C/mol) e Eo é a força eletromotriz
padrão.
Considerando-se essa expressão de ∆G, chega-se à equação de Nernst:
𝐸 = 𝐸𝑜 −
𝑅𝑇
( )
𝑧𝐹
. 𝑙𝑛 ( 𝑎𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜 ) (4)
𝑎𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒
onde E é a FEM da pilha, E0é a FEM padrão da pilha, aMé a atividade da espécie M e
aM+z é a atividade da espécie M+z.
A FEM da pilha pode ser determinada experimentalmente. Para tal, basta
que se monte uma pilha eletroquímica onde um dos eletrodos é o eletrodo em
questão, e o outro eletrodo é um eletrodo de referência, cujo valor do potencial é
conhecido (Ereferência). Medindo-se a força eletromotriz da pilha, pode-se obter o
valor do potencial do eletrodo em estudo (E) através de:
𝐸 = 𝜀 − 𝜀
𝑟𝑒𝑓𝑒𝑟ê𝑛𝑐𝑖𝑎
(5)
Um dos tipos de eletrodos de referência é o eletrodo de Calomelano
Saturado, cujo potencial padrão de redução é igual a 0,2682 volts. Este eletrodo
consiste de um aglomerado de mercúrio metálico, recoberto com uma camada de
cloreto mercuroso (calomelano) e imerso em uma solução cloreto de potássio. Um
fio de platina é usado para fazer o contato elétrico com o mercúrio (Figura 1).
Pt
Solução KCl Saturada
Hg2Cl2 (s)
Hg (l)
Figura 1: Desenho esquemático do Eletrodo de Calomelano.
A semi-reação de redução deste eletrodo é dada por:
Hg2Cl2(s)+ 2e− ↔2Hg(l)+ 2Cl−
O potencial do eletrodo em questão (metal / íon metálico) também poderá ser
determinado utilizando-se a equação de Nernst:
(6)
onde: aMé a atividade do metal, que é igual a 1.
aMz+é a atividade do íon metálico, em solução.
Nas soluções eletrolíticas, para o cálculo da atividade das espécies
carregadas, é necessário fazer uma correção, devido aos desvios da idealidade
decorrentes das interações coulômbicas (atrações e repulsões) entre os íons.
Assim, para a determinação das atividades das espécies carregadas
envolvidas, utilizando a equação de Nernst, é necessário multiplicar as atividades
pelos coeficientes de atividade média (γ±). Este coeficiente pode ser determinado
pela equação:
logγ =−A. z+. z−. I1/2
(7) onde: A é constante, cujo valor é 0,509, para soluções aquosas à 25 oC.
z+e z- são as cargas nos íons positivo e negativo, respectivamente. I é
a força iônica, para uma solução diluída.
A força iônica pode ser
determinada pela expressão: (8)
onde: zi é a carga no
íon i.
mi é a molalidade dos solutos (cátions e ânions).
No caso de soluções iônicas diluídas, apresentando concentrações menores
que 0,001 molal, pode-se utilizar diretamente os valores das concentrações no
lugar das atividades. Para concentrações acima de 0,001 molal, a atividade das
espécies carregadas deve ser calculada multiplicando-se os valores de
concentração pelo valor de
γ±:
onde: mi é a molalidade da espécie carregada i. moé
a molalidade padrão (1 molal).
Este trabalho prático tem por objetivo determinar os potenciais de alguns
eletrodos reversíveis.
2. Parte Experimental
2.1 Materiais
4 béqueres 50 mL Amostras de metais (Cu, Zn, Ag, Pb)
4 tubos de vidro em “U” Eletrodo de referência de Calomelano
Saturado
4 multímetros digital Fitas de papel de filtro de cerca de 1 cm de largura
Termômetro
Solução de KCl 1 mol/L
Soluções 0,5 mol/L de CuSO4, ZnSO4, AgNO3e Pb(NO3)2
2.2. Procedimento Experimental
Montar cada eletrodo reversível mergulhando cada amostra de metal na
solução que contenha o cátion deste metal.
Montar a ponte salina preenchendo o tubo em “U” com solução KCl 1 mol/L,
e vedando ambas as extremidades do tubo com papel de filtro enrolado na forma
de rolhas. Tomar cuidado para que no interior da ponte não haja bolhas de ar que
possam ocupar todo o diâmetro do tubo, e assim interromper o circuito interno da
pilha.
Montar a pilha eletroquímica correspondente para cada medida,
introduzindo uma das extremidades da ponte salina na solução do eletrodo
reversível, e a outra extremidade na solução do eletrodo de calomelano saturado.
Medir a força eletromotriz de cada pilha montada utilizando o multímetro.
3. Apresentação e Discussão dos Resultados
1) Escreva reações globais para cada pilha
2) Cálculo do Ɛ° de cada pilha
3) Discutir os sinais de Ɛ para cada pilha
Reações globais para cada pilha e cálculo do Ɛ° de cada pilha:
Semi-reações Ɛ° Ɛ pilha
KCl Hg₂Cl₂(s)+ 2e- ⇋ 2Hg(l) + 2Cl-(aq) 0,268V -
1 Zn²ᐩ (aq) + 2e- ⇋ Zn (s) -0,763V -0,90V
2 Agᐩ (aq) + e- ⇋ Ag (s) 0,799V 0,49V
3 Pb²ᐩ(aq) + 2e- ⇋ Pb (s) -0,126V -0,36
4 Cu²ᐩ(aq) + 2e- ⇋ Cu(s) 0,337V 0,04
Depois dos cálculos feitos com o Ɛ° e o Ɛ pilha obtidos em aula prática, podemos fazer a
comparação :
Reação Global Ɛ Ɛ pilha
Hg₂Cl₂(s)+Zn(s)⇋ 2Hg(l) + 2Cl-(aq) +Zn²ᐩ (aq) -1,031V -0,90V
Hg₂Cl₂(s)2Ag(s) ⇋ 2Hg(l) + 2Cl-(aq) +Agᐩ (aq) 0,53V 0,49V
Hg₂Cl₂(s)Pb(s) ⇋ 2Hg(l) + 2Cl-(aq) +Pb²ᐩ (aq) -0,394V -0,36V
Hg₂Cl₂(s)Cu(s) ⇋ 2Hg(l) + 2Cl-(aq) +Cu²ᐩ (aq) 0,069V 0,04V
3- Cada eletrodo em uma célula é definido em termos da reação que ocorre na sua superfície,
e não em termos da sua carga elétrica. O anodo é o eletrodo no qual ocorre a oxidação e o
catodo é aquele no qual ocorre a redução. Essas definições se aplicam tanto as células
galvânicas como as células eletrolítica.Por convenção sugerida pela IUPAC (International
Union of Pure and Applied Chemistry), os componentes químicos que constituem a célula
eletroquímica são listados colocando-se as substâncias do anodo à esquerda, na ordem da
oxidação e as do catodo à direita, na ordem da redução.Nosso experimento colocamos a ponta
preta do multímetro no eletrodo de calomelano,fazendo com que esse eletrodo se
comportasse como anodo.
A diferença de potencial elétrico entre o eletrodo de calomelano e o eletrodo de zinco é o que
faz os elétrons fluírem no circuito externo do anodo para o catodo. Esta diferença de potencial
entre os eletrodos é denominada força eletromotriz da célula (fem) ou potencial da célula e é
determinada pela grandeza dos potenciais dos eletrodosindividuais. Pela convenção da
IUPAC, a força eletromotriz de uma célula galvânica é descrita como:
𝜀 ° = 𝜀°𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜 − 𝜀°𝑎𝑛𝑜do
Nosso experimento colocamos a ponta preta do multímetro no eletrodo de
calomelano,fazendo com que esse eletrodo se comportasse como anodo , calculando a 𝜀 ° das
pilhas,algumas resultaram em valores negativos , portanto, essa reação não é espontânea em
condição padrão, ela não ocorre e essa pilha não funciona. Se fosse no sentido oposto, a
reação seria espontânea.
4. Conclusão
A eletroquímica compreende as pilhas e a eletrólise. A diferença entre os dois processos é a
transformação de energia. Compreende entre a pilha converter energia química em energia elétrica, de modo
espontâneo. No entanto, a eletrólise converte energia elétrica em energia química, de modo não espontâneo.
É um ramo da Química que procura compreender os fenômenos que ocorrem durante a interação da corrente
elétrica com os átomos e suas propriedades químicas. Deste modo, os eventos que reúnem os potenciais de
ação, as energias de oxidação e redução, assim como a formação de pilhas e materiais eletrolíticos, reúnem
os principais conceitos que envolvem e permitem a existência desta ciência.