Prática 8 : Processos de Transferências de Eletróns (nota 8.5 com prof. carrasco)

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Universidade Federal do Ceará
Centro de Ciências
Departamento de Química Orgânica e Inorgânica
Disciplina de Fundamentos da Química
Processos De Transferências De Elétrons
Prática Nº 08
Victor Saulo Moreira Matricula: 386197
Dakson Silva da Costa Matricula: 389446
Curso: GEOLOGIA
Professor: Francisco de Assis Pereira Matos
Fortaleza-Ceará
Junho-2016
1.INTRODUÇÃO:
As reações de oxirredução (redox) estão entre as reações químicas mais comuns e importantes. Elas estão envolvidas em uma grande variedade de processos importantes incluindo a ferrugem do ferro, a fabricação e ação de alvejantes e a respiração dos animais. A oxidação refere-se à perda de elétrons. Portanto, as reações de oxirredução ocorrem quando os elétrons são transferidos do átomo oxidado para o átomo reduzido. Quando o zinco metálico é adicionado a um acido forte, por exemplo, os elétrons são transferidos dos átomos de zinco para os íons de hidrogênio: 
Zn(s) + 2H⁺ (aq) → Zn²⁺ (aq) + H₂(g)
A transferência de elétrons que ocorre na reação descrita acima produz energia na forma de calor; a reação é termodinamicamente em declive e ocorre espontaneamente . A transferência de elétrons que ocorre durante as reações de oxirredução pode também ser usada para produzir energia na forma de eletricidade. Em outras instancias usamos a energia para fazer determinados processos não espontâneos ocorrerem. A eletroquímica é o estudo das relações entre a eletricidade e as reações químicas. A abordagem de eletroquímica fornecerá uma visão de tópicos diversos como a fabricação de baterias , a espontaneidade de reações , a corrosão de materiais e galvanização elétrica. 
	O processo eletrolítico se dá a partir do fornecimento de energia vindo de uma pilha, que serve de gerador. Com isso, ocorre a descarga de íons, onde ocorre uma perda de carga por parte de cátions e ânions. Consequentemente, os cátions irão receber elétrons, sofrendo redução, enquanto que os ânions irão ceder elétrons, sofrendo redução. Tais reações ocorrem entre dois ou mais eletrodos mergulhados em uma solução condutora, onde será estabelecida uma diferença de potencial elétrica. As substâncias iônicas conduzem corrente elétrica quando fundidas ou em soluções aquosas, e a condução de corrente elétrica se dá pela formação de substâncias nos eletrodos. Vale lembrar que a denominação "solução eletrolítica", empregada para designar qualquer solução aquosa condutora de eletricidade, deriva justamente desse processo.
	As das formas comuns de eletrólise são a eletrólise ígnea e a eletrólise aquosa: na eletrólise ígnea, não há presença de água, e a passagem da corrente elétrica acontece em uma substância iônica no estado de fusão. É um tipo de reação muito utilizado na indústria, principalmente para a produção de metais, como por exemplo o alumínio a partir da bauxita(minério de alumínio). Já a eletrólise aquosa se dá com a passagem elétrica através de um líquido condutor. Neste tipo, apenas um dos cátions e um dos ânions são participantes. É na eletrólise do cloreto de sódio em meio aquoso que são produzidos a soda cáustica(NaOH), o gás hidrogênio(H2) e o gás cloro (Cl2). 
2.OBJETIVOS: 
Identificar processos de transferência de elétrons espontâneos e não espontâneos; 
Observar o processo de eletrólise reconhecendo seus componentes;
Verificar a montagem e funcionamento de uma célula galvânica;
Investigar o processo de corrosão. 
3.METODOLOGIA:
3.1)Verificação da espontaneidade de reações químicas:
I) Verificou-se a existência de reação nos seguintes sistemas: 
a) CuSO4 (0, 3M) + Fe (s) =>
b) FeSO4 (0, 3M) + Cu (s) =>
c) Pb (CH3COO)2 (0, 3M) + Zn (s) =>
d) ZnSO4 (0, 3M) + Pb (s) =>
e) CuSO4 (0, 3M) + Zn (s) =>
f) ZnSO4 (0, 3M) + Cu (s) =>
3.2) Processos Eletrolíticos:
Montou-se um sistema eletrolítico utilizando-se fios de cobre como eletrodos e ZnSO4 0,1M como eletrólito. Conectou-se esse sistema à tomada de correte contínua, ligou-se a fonte e observou-se as reações nos eletrodos. Observou-se quem seria o anodo e o catodo;
Fez-se a eletrólise da solução aquosa CuCl2 0,1M utilizando-se o mesmo sistema eletrolítico;
Fez-se a eletrólise da solução de CuCl2 0,1M, contudo utilizando grafite como anodo;
Dissolveu-se NaCl em 40 mL de H2O e acrescentou-se poucas gotas de fenolftaleína. Fez-se a eletrólise desta solução usando eletrodos de grafite.
	
3.3) Estudo da pilha de Daniell:
	
Adicionou-se em um béquer de 200 mL uma solução aquosa de 1M de CuSO4 (até a metade do béquer), nesta solução mergulhou-se parcialmente uma lâmina de 	Cu previamente lixada;
Ligou-se tal lâmina ao terminal positivo de um voltímetro.
Adicionou-se ZnSO4 (aq) 1M em outro béquer de 200mL até sua metade e mergulhou-se nesta solução uma lâmina de Zn previamente lixada;
Ligou-se a lâmina de Zn ao terminal negativo do voltímetro.
Encheu-se um tubo de vidro em forma de U com solução Kcl e vedou-se as extremidades com algodão. Uniu-se as 2 semi-pilhas através da ponte salina;
VI)Observou-se a leitura do voltímetro.
	
3.4) Estudo da Corrosão: 
Colocou-se em um béquer de 250mL 200mL de solução aquosa 3% em NaCl, 1mL de solução alcoólica 1% em fenolftaleína e 2,0mL de solução 0,2 M de ferricianeto de potássio. Emergiu-se dois eletrodos metálicos, sendo um de Cu, outro de Fe (previamente lixados), ligando-os por meio de um fio de Cu não deixando-os entrar em contato diretamente.
Repetiu-se o procedimento usando eletrodos metálicos de Zn e Fe ao em vez de Cu e Fe.
4) DISCUSSÃO E RESULTADOS:
	4.1)
A) CuSO4 (0, 3M) + Fe (s) => Cu(s) + FeSO4(aq)
Foi observado que o prego prateado corou-se de laranja, devido ao cobre que se acumulou nas bordas, segundo a reação acima. Isso se deve ao fato do ferro ter oxidado(perder elétrons), passando a fazer parte da solução; e o cobre ter reduzido(ganhar elétrons), depositando-se no prego. Uma vez que o potencial é positivo, a reação ocorre espontaneamente.
∆E = + 0,44 + 0,34 = + 0,78V
B) FeSO4 (0,3M) + Cu(s) = CuSO4(aq) + Fe(s)
Observou-se que o cobre reagiu na presença de FeSO4 (0,3M), uma vez que diluiu-se na solução mudando assim a coloração desta. O potencial de redução mostra exatamente oque foi observado, uma vez que é positivo apontando assim que a reação é espontânea. 
∆E = +0,34 + 0,77= +1,11V 
C) Pb(CH3COO)2 (0, 3M) + Zn (s) => Pb + Zn(Ch3COO)2
	Notou-se que ouve deposição de residuos no Zn, onde o (Ch3COO)2 foi adicionado ao mesmo. Tal observação está correta uma vez que se analizarmos o potencial de redução temos um valor positivo, assim sendo, a reação ocorre espontaneamente.
∆E = -0,13 - (-0,76) = + 0,63V 
D)ZnSO4 (0, 3M) + Pb (s) => PbSO4 + Zn 
	Não observou-se nenhuma reação, uma vez que não houve deposição de alguma substância. O potencial global é negativo, confirmando então oque foi previsto na prática, que a reação não é espontânea. 
 ∆E= -0,76 - (-0,13) = - 0,63V 
E) CuSO4 (0, 3M) + Zn (s) => Cu + ZnSO4 
o zinco tem maior tendência de ceder elétrons que o cobre, ou seja, o zinco reduz o cobre. Pois possui maior potencial de redução. 
Observou-se que havia uma crosta marrom que se formou em volta do pedaço de zinco metálico tal crosta era cobre metálico.
 ∆E= +0,34 - (-0,76) = + 1,10V
F) ZnSO4(aq) (0,3M) Cu(s) -> CuSO4(aq) + Zn(s) 
Diferente da reação do item A, esta reação de solução de zinco (II) com uma lâmina de cobre mergulhada não ocorreu, pois uma vez que o potencial global é negativo, a reação não é espontânea. Esta previsão teórica foi comprovada com o experimento.
∆E = -0,76 – 0,34 = -1,10V
4.2)
4.2.1) Nos eletrodos de cobre na solução de ZnSO4 0,1M foi notado que o eletrodo vermelho estava reduzindo constatando a que esse eletrodo era o catodo e o eletrodo preto é o anodo. Houve também deposição de zinco metálico no eletrodo de cobre. 
	 
				Catodo: Zn+2 + 2 elé. = 2 Zn
			Anodo: Cu = Cu+2 + 2 elé.
4.2.2) Com a eletrólise dasolução aquosa de CuCl2 0,1 M foi confirmado que o eletrodo vermelho é o catodo e o eletrodo preto é o anodo.
				
 				Catodo: Cu+2 + 2 elé. = Cu
				Anodo: Cu = Cu+2 + 2 elé.
4.2.3) Utilizando-se a mesma solução CuCl2 0.1 M agora utilizando um eletrodo de grafite e outro de cobre.
				
				Catodo: Cu+2 + 2 elé.= Cu
				Anodo: 2Cl¯¹ = Cl2 + 2 elé.
 					 2H2O = O2 + 4H+ + 4 elé.	
4.2.4) Na eletrólise do H2O com NaOH obteve-se o seguinte resultado:
				
				Catodo: 2H2O + 2 elé.= H2 + 2OH- e este produto mudou de cor para o rósea.	
				Anodo: 2 H2O = O2 + 4H+ + 4 elé.
4.3)
	 pode-se observar que o pedaço de metal ficou avermelhado. A parte que ficou vermelha é o cobre (Cu°) que se depositou sobre a placa de zinco. E no fundo do copo há a formação de sulfato de zinco (ZnSO4), conforme a reação abaixo:
Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu 
eletrodo de Zinco (ânodo), com carga negativa.
eletrodo de Cobre(cátodo), com carga positiva.
Ânodo ou polo negativo é o eletrodo onde saem os elétrons. Ocorre a reação de oxidação.
Cátodo ou polo positivo é o eletrodo para onde vão os elétrons. Ocorre a reação de redução.
	Com o passar do tempo, os elétrons da placa de zinco vão para a solução, fazendo com que aumente a concentração da solução e corroendo a placa de zinco.
	No outro eletrodo, ocorre o contrário. Os élétrons da solução de sulfato de cobre se depositam na placa de cobre, diminuindo a concentração da solução e aumentando a massa da placa metálica.
4.4)
4.4.1)	Metais de sacrificio: São metais usados para proteger outros da oxidação, pois sendo mais reativo, com maior potencial de oxidação, será atacado primeiro. 
	ocorreu reação onde uma placa de metal (ferro) corroeu, o metal com maior potencial de oxidação acabou por corroer uma vez que perde elétrons mais facilmente sendo assim o agente redutor. Deixando a solução azul (Azul da prússia)
4.4.2)	Ao mudar as substâncias, de cobre e ferro onde o ferro era corroido, para zinco e ferro observamos que o Zn passa a sofrer a corrosão, uma vez que seu potencial de oxidação é maior que o do Fe. Se comportando assim como metal de sacrifício.
Potenciais de oxidação: 
Cu2+ + 2e : -0,34V
Fe2+ + 2e : +0,44V
Zn2+ + 2e : +0,76V
5.Conclusão:
	Concluiu-se com base em experimentos que as reações dependem diretamente da capacidade que um elemento apresenta de ganhar ou perder elétrons em relação à outros elementos (ponteciais de redução e oxidação), assim gerando relações entre sí como o caso de metal de sacrifício onde um metal é corroido no lugar de outro mais valioso e também influênciam diretamente na espontaneidade de uma reação ( se necessita de energia para reagir ou não). 
	Atráves de experimentos pode-se identificar qual eletrodo é catado ou anodo, vendo assim qual entre os eletrodos possui maior capacidade de ganhar ou perder elétrons entre os eletrodos no experimento. 
 
	
	
6.BIBLIOGRAFIA:
	I) KOTZ, J. C.; TREICHEL.; P. M.; WEAVER, G. C. Química Geral e Reações Químicas. 6 ed. Vol 2. São Paulo: Cengage Learning, 2010. 
	II) LENZI, E.; FAVERO, L.O.B.; TANAKA, A.S. Química Geral Experimental. Rio de Janeiro: Freitas Bastos, 2004.
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