Relatório7 - Química Exp Júlio, João e Camilla

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<p>1</p><p>Centro Federal de Educação Tecnológica Celso Suckow da Fonseca</p><p>Relatório 7</p><p>Curso de Engenharia Mecânica</p><p>Disciplina: Química Geral Experimental</p><p>Aula Prática N°7</p><p>Data da prática (07/08/24)</p><p>Discentes: Júlio César dos Santos Moreira</p><p>Camilla Maia da Cunha</p><p>João Pedro Figueredo Carvalho</p><p>Docente: Prof. Dr. Derisvaldo Rosa Paiva</p><p>CEFET-ANGRA – 07 de agosto de 2024</p><p>2</p><p>SUMÁRIO</p><p>1. INTROUÇÃO ........................................................................................................... 4</p><p>2. OBJETIVO .............................................................................................................. 5</p><p>3. MATÉRIAIS ............................................................................................................. 6</p><p>3.1 Utensílios e Equipamentos ...................................................................... 6</p><p>3.2 Reagentes e Soluções ............................................................................. 6</p><p>4. PROCEDIMENTOS E RESULTADOS .................................................................... 7</p><p>4.1 PARTE 1 .................................................................................................. 7</p><p>4.2 PARTE 2 .................................................................................................. 7</p><p>4.3 PARTE 3 .................................................................................................. 8</p><p>4.4 PARTE 4 .................................................................................................. 9</p><p>4.5 PARTE 5 ................................................................................................ 10</p><p>5. RESULTADOS ...................................................................................................... 11</p><p>6. CONCLUSÃO ...................................................................................................... 13</p><p>7. REFERÊNCIAS ..................................................................................................... 14</p><p>3</p><p>SUMÁRIO DE FIGURAS</p><p>FIGURA 1.................................................................................................................... 6</p><p>FIGURA 2.................................................................................................................... 8</p><p>FIGURA 3.................................................................................................................... 9</p><p>FIGURA 4.................................................................................................................. 10</p><p>4</p><p>1. INTRODUÇÃO</p><p>A eletroquímica é o ramo da química que estuda as reações químicas que</p><p>envolvem transferência de elétrons. Ela se baseia na relação entre as reações</p><p>químicas e a eletricidade. A eletroquímica descreve como as reações redox (redução-</p><p>oxidação) ocorrem e como a transferência de elétrons está relacionada à formação de</p><p>corrente elétrica.</p><p>“A Eletroquímica é um dos ramos da Físico-Química que estuda as relações</p><p>existentes entre reações químicas e a corrente elétrica.”1</p><p>Na reação de oxirredução, os reagentes possuem o papel de receber ou</p><p>transferir elétrons. A depender de sua função na reação, o reagente sofre processos</p><p>diferentes. O elemento químico que perde elétrons nessa oxirredução sofre a reação</p><p>de oxidação, enquanto o elemento que ganha elétrons sofre a reação de redução.</p><p>Esses dois processos são simultâneos e interdependentes: não há oxidação sem</p><p>redução e não há redução sem oxidação.2</p><p>O elemento que oxida fica com carga mais positiva e, consequentemente, seu</p><p>NOx (número de oxidação) aumenta - este elemento é chamado de agente redutor,</p><p>visto que proporciona redução na outra substância. Já o elemento que reduz diminui</p><p>seu NOx, e sua carga se torna mais negativa - este elemento é chamado de agente</p><p>oxidante, visto que causa a oxidação da outra substância.¹</p><p>A eletroquímica pode ser abordada em duas seções principais: pilhas e</p><p>baterias, e o processo de eletrólise.</p><p>• Pilhas e baterias:</p><p>A diferença entre as pilhas e as baterias está no fato de que as pilhas possuem</p><p>apenas um eletrólito e dois eletrodos, enquanto as baterias são formadas por</p><p>conjuntos de pilhas em série ou em paralelo.</p><p>Essas reações de oxirredução são extremamente importantes em nosso</p><p>cotidiano, e são através delas que algumas fontes de energia elétrica muito utilizadas,</p><p>como as pilhas, são possíveis. A pilha é um sistema eletroquímico que produz corrente</p><p>1 https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/oxidacao-reducao.htm</p><p>Oxidação e Redução. Manual da química</p><p>2 https://brasilescola.uol.com.br/quimica/oxirreducao.htm. Oxirredução. Brasil</p><p>Escola</p><p>https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/oxidacao-reducao.htm</p><p>https://brasilescola.uol.com.br/quimica/oxirreducao.htm</p><p>5</p><p>elétrica através de reações espontâneas de redox, transformando energia química em</p><p>energia elétrica. “As pilhas se enquadram em um grupo de sistemas que são</p><p>chamados de células galvânicas (ou voltaicas), que possuem como característica</p><p>principal a capacidade de, através de reações de oxirredução, produzirem corrente</p><p>elétrica.”3</p><p>As pilhas possuem dois pólos: o pólo positivo e o pólo negativo. O pólo negativo</p><p>possui um eletrodo onde ocorre a oxidação, chamado de Ânodo. Já o polo positivo</p><p>possui um eletrodo onde ocorre a redução, chamado de Cátodo. Esses dois pólos,</p><p>quando unidos por um material condutor (fio de cobre, por exemplo), fazem com que</p><p>haja uma corrente elétrica (movimento ordenado dos elétrons). Essa corrente elétrica</p><p>só é possível na presença de uma diferença de potencial (ddp), que é exatamente o</p><p>que ocorre entre os pólos desse sistema eletroquímico. 4</p><p>Para medir a tensão (diferença de potencial elétrico, dada em volts) em certo</p><p>instante do funcionamento de uma pilha, é utilizada a equação de Nernst, como</p><p>mostrada a seguir:5</p><p>𝛥𝐸 = 𝛥𝐸 0 − 0,059 𝑛 ∗ 𝑙𝑜𝑔 𝑄 3 𝑂𝑛𝑑𝑒</p><p>𝐸 = 𝑇𝑒𝑛𝑠ã𝑜 𝑑𝑎 𝑝𝑖𝑙ℎ𝑎 𝑒𝑚 𝑑𝑎𝑑𝑜 𝑖𝑛𝑠𝑡𝑎𝑛𝑡𝑒.</p><p>𝐸 = 𝑇𝑒𝑛𝑠ã𝑜 𝑛𝑜𝑚𝑖𝑛𝑎𝑙 (𝑝𝑎𝑑𝑟ã𝑜) 𝑑𝑎 𝑝𝑖𝑙ℎ𝑎.</p><p>0 𝑛 = 𝑁ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑒𝑙é𝑡𝑟𝑜𝑛𝑠 𝑒𝑛𝑣𝑜𝑙𝑣𝑖𝑑𝑜𝑠 𝑛𝑎 𝑟𝑒𝑎çã𝑜 𝑑𝑒 𝑜𝑥𝑖𝑟𝑟𝑒𝑑𝑢çã𝑜</p><p>𝑄 = 𝑅𝑎𝑧ã𝑜 𝑒𝑛𝑡𝑟𝑒 𝑎𝑠 𝑐𝑜𝑛𝑐𝑒𝑛𝑡𝑟𝑎çõ𝑒𝑠 𝑑𝑜𝑠 𝑝𝑟𝑜𝑑𝑢𝑡𝑜𝑠 𝑒 𝑑𝑜𝑠 𝑟𝑒𝑎𝑔𝑒𝑛𝑡𝑒𝑠</p><p>2. OBJETIVOS</p><p>Esse relatório tem como finalidade estudar o funcionamento e o comportamento</p><p>das pilhas úmidas e permitir a compreensão da aplicação da Equação de Nernst.</p><p>3 https://brasilescola.uol.com.br/quimica/pilhas.htm Pilhas. Brasil Escola</p><p>4 https://www.todamateria.com.br/pilha/ Pilha: o que é, como funciona e tipos.</p><p>Toda Matéria</p><p>5 https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/equacao-nernst.htm Equação de</p><p>Nernst. Mundo Educação.</p><p>https://brasilescola.uol.com.br/quimica/pilhas.htm</p><p>https://www.todamateria.com.br/pilha/</p><p>https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/equacao-nernst.htm</p><p>6</p><p>3. MATÉRIAIS</p><p>3.1 Utensílios e Equipamentos</p><p>• Pinça de Madeira</p><p>• Voltímetro</p><p>• Eletrodos de Cobre,</p><p>Zinco e Níquel</p><p>• Pipeta Volumétrica de</p><p>1,00 mL</p><p>• Pêra de Sucção</p><p>• Estante de tubos de</p><p>ensaio</p><p>• Tubos de ensaio</p><p>• Zinco em pó</p><p>• Pedaço de Cobre</p><p>• 4 béqueres</p><p>• Balão Volumétrico</p><p>• Pipeta de Pasteur</p><p>3.2 Reagentes e Soluções</p><p>• Soluções de K2SO4 0,5 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 e HCl aproximadamente 1 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1</p><p>• Soluções de CuSO4.5H2O e ZnSO4.7H2O 0,5 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1</p><p>• Solução de NiSO4.6H2O de concentração desconhecida</p><p>FIGURA 1 – Utensílios e Equipamentos</p><p>Fonte: Compilação dos autores</p><p>7</p><p>4. PROCEDIMENTOS</p><p>4.1 Parte 1: montagem do conjunto de células eletroquímicas.</p><p>1°etapa: Com o auxílio de uma pinça de madeira foi mergulhado um papel de</p><p>filtro retangular em um béquer contendo uma solução K2SO4 1,0 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1.</p><p>2°etapa: Foi posicionado</p><p>o papel de filtro umedecido no meio do conjunto das</p><p>células.</p><p>3°etapa: Foi unido os dois conjuntos com auxílio de dois parafusos.</p><p>4.2 Parte 2: construção da pilha de Cu-Zn (pilha de Daniell ).</p><p>1°etapa: Foi adicionado uma quantidade de solução de CuSO4 0,5 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1</p><p>suficiente para preencher a célula A. Em seguida, foi adicionado uma</p><p>quantidade de solução de ZnSO4 0,5 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1suficiente para preencher a célula</p><p>B.</p><p>2°etapa: Foi encaixado o eletrodo de cobre na célula com a solução de CuSO4</p><p>0,5 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 e o eletrodo de Zn na solução de ZnSO4 0,5 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1.</p><p>3°etapa: Foi conectado a primeira extremidade do "jacaré azul" na saída</p><p>negativa do voltímetro e a segunda extremidade no eletrodo de zinco.</p><p>4°etapa: Foi conectado a primeira extremidade do "jacaré vermelho" na saída</p><p>positiva do voltímetro e a segunda extremidade no eletrodo de cobre.</p><p>5°etapa: Com o botão da esquerda posicionado em off, foi ligado o voltímetro</p><p>em uma tomada de 110V. Em seguida. Foi virado o botão para a posição 20</p><p>para iniciar a leitura.</p><p>6°etapa: Foi anotado o valor do potencial indicado no visor.</p><p>7°etapa: Foi virado novamente a chave para a posição off.</p><p>8</p><p>FIGURA 2 – Potencial determinado na pilha Cu-Zn</p><p>Fonte: Compilação dos autores</p><p>4.3 Parte 3: Estudo do efeito da diluição no potencial da pilha de Daniell.</p><p>1°etapa: Com o auxílio de uma pipeta e uma pêra foi pipetado 0,5 ml da solução</p><p>CuSO5 0,5 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1. Foi transferido este volume para um balão volumétrico de</p><p>200,00ml e, em seguida, foi completado o volume do balão com água destilada.</p><p>2°etapa: Foi adicionado um volume suficiente da solução recém preparada na</p><p>célula C. Foi adicionado ZnSO4 0,5 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 na célula D.</p><p>3°etapa: Foram retirados os eletrodos de cobre e zinco das células A e B, logo</p><p>em seguida foram lavados e secados com papel toalha.</p><p>4°etapa: Foi encaixado o eletrodo de cobre na célula na célula C e o eletrodo</p><p>de zinco na célula D. Foi efetuada a leitura no voltímetro de acordo com o</p><p>procedimento descrito na parte 2.3 (etapas 5, 6 e 7). Foi anotado esse valor.</p><p>9</p><p>FIGURA 3 - Potencial determinado na pilha com Cu diluído</p><p>Fonte: Compilação dos autores</p><p>4.4 Parte 4: determinação da concentração de uma solução NiSO4.</p><p>1°etapa: Foi transferida uma quantidade suficiente da solução de NiSO4 de</p><p>concentração desconhecida para a célula E.</p><p>2°etapa: Foi adicionado um volume suficiente da solução de CuSO4 (que foi</p><p>preparada na parte 3) na célula F.</p><p>3°etapa: Foram retirados os eletrodos de cobre e zinco das células C e D, logo</p><p>em seguida foram lavados com água e secados com papel toalha.</p><p>4°etapa: Foi posicionado o eletrodo de cobre na célula F e o eletrodo de níquel</p><p>na célula E.</p><p>5°etapa: Foi conectado a segunda extremidade do "jacaré vermelho" no</p><p>eletrodo de cobre.</p><p>6°etapa: Foi efetuada a leitura no voltímetro de acordo com o procedimento</p><p>descrito na parte 2, e foi anotado esse valor.</p><p>10</p><p>FIGURA 4 - concentração de uma solução NiSO4</p><p>Fonte: Compilação dos autores</p><p>4.3 Parte 5: espontaneidade das reações redox.</p><p>Sobre a bancada estavam dispostos dois tubos de ensaio contendo zinco em</p><p>pó e um pequeno pedaço de uma folha de cobre. Com o auxílio da pipeta de</p><p>Pasteur foi adicionado um volume suficiente de HCl 1 𝑚𝑜𝑙 𝐿−1 a cada um dos</p><p>tubos. Foi observado atentamente estes sistemas e anotado o que foi</p><p>observado em cada um deles.</p><p>5. RESULTADOS</p><p>1-Sobre as pilhas de Cu-Zn e Cu-Ni forneça as seguintes informações:</p><p>a) As semi-equações de oxidação e de redução;</p><p>11</p><p>𝑅𝑒𝑑𝑢çã𝑜: 𝐶𝑢(𝑎𝑞)</p><p>2+ + 2𝑒− → 𝐶𝑢(𝑠) 𝑂𝑥𝑖𝑑𝑎çã𝑜: 𝑍𝑛(𝑠) → 𝑍𝑛(𝑎𝑞)</p><p>2+ + 2𝑒−</p><p>b) A equação global;</p><p>𝐸𝑞𝑢𝑎çã𝑜 𝑔𝑙𝑜𝑏𝑎𝑙: 𝑍𝑛(𝑠) + 𝐶𝑢(𝑎𝑞)</p><p>2+ → 𝑍𝑛(𝑎𝑞)</p><p>2+ + 𝐶𝑢(𝑠)</p><p>c) O diagrama de pilha;</p><p>𝑍𝑛|𝑍𝑛2+|| 𝐶𝑢2+|𝐶𝑢0</p><p>d) O ânodo e o cátodo;</p><p>Zinco (ânodo) e o Cobre (cátodo).</p><p>e) O polo positivo e negativo;</p><p>Ânodo (negativo) e Cátodo (positivo).</p><p>f) O sentido de fluxo dos elétrons;</p><p>O sentido dos elétrons é do Zinco em direção ao cobre. Pois o 𝑍𝑛0 oxida</p><p>formando 𝑍𝑛2+ e liberando 2 elétrons que são conduzidos até o Cu0 que os</p><p>usa junto com a solução de 𝐶𝑢 + 2 𝑆𝑂4 para reduzir e produzir mais 𝐶𝑢0 .</p><p>2- Nas pilhas de Cu-Zn e Cu-Ni quais eletrodos sofrem aumento e redução de</p><p>massa?</p><p>O 𝑍𝑛 sofre diminuição de massa enquanto o 𝐶𝑢 aumenta sua massa, pois quem</p><p>possui o maior potencial de oxidação é o Zinco.</p><p>3- Nas pilhas de Cu-Zn e Cu-Ni quais soluções sofrem aumento e diminuição</p><p>de concentração?</p><p>Na pilha 𝐶𝑢 − 𝑍𝑛, a solução 𝑍𝑛𝑆𝑂4 sofre aumento de concentração e 𝐶𝑢𝑆𝑂4 tem</p><p>diminuição de concentração. Na pilha 𝐶𝑢 − 𝑁𝑖, a solução 𝐶𝑢𝑆𝑂4 sofre</p><p>diminuição de concentração e a solução 𝑁𝑖𝑆𝑂4 sofre aumento de concentração.</p><p>4- Explique por que o papel de filtro umedecido com a solução 𝐾2𝑆𝑂4 foi</p><p>posicionado no meio do conjunto das células eletroquímicas.</p><p>O filtro utilizado nas pilhas atua como uma ponte salina, facilitando a troca de</p><p>íons entre as células da pilha.</p><p>12</p><p>5- Compare o potencial da pilha de Daniel construída nas partes 2 e 3. Discuta</p><p>o efeito da diluição da solução de 𝐶𝑢𝑆𝑂4 no potencial desta pilha.</p><p>O valor teve uma diferença onde na parte 2 o voltímetro marcou 1.03 V e na</p><p>parte 3 o resultado apresentado no voltímetro foi 1.05 V</p><p>6- Sobre a adição de HCl ao cobre metálico e ao zinco em pó responda as</p><p>seguintes questões:</p><p>a) O que pode ser observado durante este experimento?</p><p>No experimento em que se adicionou 𝐻𝐶𝑙 ao cobre metálico, não foi notada</p><p>alteração no comportamento das substâncias. Em relação ao pó de 𝑍𝑛, pôde-</p><p>se perceber duas fases distintas e uma leve efervescência.</p><p>b) Forneça as reações químicas ocorridas balanceadas;</p><p>Quando se adiciona 𝐻𝐶𝑙 ao cobre metálico, não ocorre qualquer reação, uma</p><p>vez que o cobre possui menor reatividade em comparação ao hidrogênio.</p><p>Portanto, ao submeter uma lâmina de cobre a uma solução de ácido clorídrico,</p><p>não se observará nenhuma alteração. Em contrapartida, a adição de 𝐻𝐶𝑙 ao</p><p>zinco em pó resulta em uma interação:</p><p>𝑍𝑛 + 𝐻𝐶𝑙 → 𝑍𝑛𝐶𝑙2 + 𝐻2</p><p>c) Indique o (s) agente (s) oxidante (s) e redutor (es) em cada caso;</p><p>O agente oxidante na reação com o cobre é o ácido clorídrico (𝐻𝐶𝑙), enquanto</p><p>o cobre atua como agente redutor. Já na reação com o zinco, o 𝐻𝐶𝑙 atua como</p><p>agente oxidante e o zinco como agente redutor.</p><p>d) Calcule os valores teóricos de E0 para cada uma das reações;</p><p>Usando esses valores, podemos calcular o E0 da reação através da seguinte</p><p>fórmula:</p><p>𝐸0 = 𝐸°𝑟𝑒𝑑 + 𝐸°𝑜𝑥 → 𝐸0 = (−0,76 𝑉) + (−1,36 𝑉) = −2,12 𝑉.</p><p>e) Discuta a respeito da expontaniedade das reações com base nos valores de</p><p>𝐸0 calculados na letra c.</p><p>13</p><p>"As reações em que o 𝐻𝐶𝑙 se adiciona ao zinco ocorrem de forma espontânea,</p><p>uma vez que o valor de 𝐸0 é negativo. Por outro lado, o cobre (Cu), sendo um</p><p>metal nobre, não apresenta reatividade quando exposto ao ácido clorídrico."</p><p>6. CONCLUSÃO</p><p>A prática número 7 de química experimental, sobre eletroquímica, permitiu</p><p>compreender o funcionamento e o comportamento das pilhas úmidas e</p><p>entender a aplicação da equação de Nernst.</p><p>7. REFERÊNCIAS</p><p>14</p><p>[1] FOGAÇA, Jennifer. Oxidação e Redução. Manual da química. Disponível</p><p>em: https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/oxidacao-reducao.htm.</p><p>Acesso em 8 de agosto 2024</p><p>2] NOVAIS, Stéfano Araújo. Oxirredução. Brasil Escola. Disponível em:</p><p>https://brasilescola.uol.com.br/quimica/oxirreducao.htm. Acesso em 9 agosto</p><p>de 2024.</p><p>[3] NOVAIS, Stéfano Araújo. Pilhas. Brasil Escola. Disponível em:</p><p>https://brasilescola.uol.com.br/quimica/pilhas.htm. Acesso em 9 agosto de</p><p>2024.</p><p>[4] BATISTA, Carolina. Pilha: o</p><p>que é, como funciona e tipos. Toda Matéria.</p><p>Disponível em: https://www.todamateria.com.br/pilha/ . Acesso em 9 agosto</p><p>2024.</p><p>[5] LOPES, Diogo. Equação de Nernst. Mundo Educação. Disponível em:</p><p>https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/equacao-nernst.htm. Acesso em</p><p>10 de agosto 2024.</p><p>https://www.manualdaquimica.com/fisico-quimica/oxidacao-reducao.htm</p><p>https://brasilescola.uol.com.br/quimica/oxirreducao.htm</p><p>https://brasilescola.uol.com.br/quimica/pilhas.htm</p><p>https://www.todamateria.com.br/pilha/</p><p>https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/equacao-nernst.htm</p>