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UFF - Universidade Federal Fluminense

PUVR – Pólo Universitário de Volta Redonda

Prática nº. 07:
PILHA E ELETRÓLISE
07/12/2011

Disciplina: Química Experimental I

Turma:VC
Nomes:

Arthur Coelho Abrantes
Vinícius de Almeida Barreto

Professor: Gilmar Clemente Silva

Introdução

	 A eletroquímica é a parte da química que estuda não só os fenômenos envolvidos na produção de corrente elétrica a partir da transferência de elétrons ocorrida em reações de oxido redução, mas também a utilização de corrente elétrica na produção dessas reações.
	Um dos processos é o de pilha onde este por meio de reações químicas faz com que seja liberada energia elétrica.
	O outro é o processo de eletrolise, onde este é um processo não espontâneo, em que a passagem de uma corrente elétrica através de um sistema liquido - no qual exista íons - produz reações químicas.

	As eletrolises são realizadas em cubas eletrolíticas, nas quais a corrente elétrica é produzida por um gerador(pilha).

	Nesse sistema, os eletrodos são geralmente inertes, formados por platina ou grafite.

Objetivo

Demonstrar e identificar os processos eletroquímicos.

Parte Experimental

Materiais e reagentes utilizados

	Os materiais que foram utilizados para os experimentos foram:

-béquer

-tubo em “U”
-fio condutor
-voltímetro
-algodão
-lixa fina
-fonte de corrente continua
-papel indicador

	Os reagentes usados para os experimentos foram:

-água destilada
-placa de Zinco (Zn)
- solução de sulfato de zinco(ZnSO4)
-placa de Cobre (Cu)

- solução de sulfato de cobre(CuSO4)
-solução saturada de cloreto de potássio (KCl) ou nitrato de potássio (KNO3)
-eletrodo de carbono(grafite)

-solução de iodeto de potássio(KI)
- tetra cloreto de carbono(CCl4)

Procedimento Experimental

Na primeira parte do experimento, que é a da pilha, coloca-se 30 mL de uma solução 0,1M de ZnSO4 e 30 mL de uma solução 0,1M de CuSO4 em 2 béqueres separados, de capacidade de 50 mL.

Então, para a utilização do pedaço de zinco e o de cobre como eletrodos, deve-se passar uma lixa fina na superfície metálica para retirar as impurezas e então lavar bem com água destilada.

Constrói-se uma ponte salina enchendo um tubo em U, com uma solução saturada de KCl ou KNO3, fechando as extremidades com um pedaço de algodão. E este passo é muito importante para que não seja deixada bolha de ar no interior do tubo em U.

Então, coloca-se a ponte salina unindo os dois béqueres e é então introduzido o eletrodo metálico na solução do cátion correspondente, como mostra a figura 1.

 Figura 1. Pilha Galvânica

	Então com um voltímetro, é anotada a voltagem da pilha.

	Na segunda parte do experimento, que é sobre eletrolise, monta-se um dispositivo – que é mostrado na figura 2 - utilizando um tubo em U, eletrodos de carbono e uma fonte de corrente contínua que deve ter um potencial de aproximadamente 12 V.

				 Figura 2. Eletrolise

	Então no tubo é colocado até 1 cm das bordas a solução 0,5Mol/L de iodeto de potássio. E fecha-se o circuito e deixa-se que a eletrólise se processe durante 5 minutos.

Afim de analisar as características acidas e básicas da solução, é testado então o pH usando papel indicador. Com um conta-gotas, é retirado do outro lado (anodo) cerca de 2 mL do líquido marrom.É então acrescentado 1 mL de CCl4, e agitado o tubo de ensaio por alguns segundos. É então deixado que o tetra cloreto de carbono, que é mais denso, se assente afim de se observar a cor das duas camadas líquidas.
Resultados e Discussões

	Na primeira parte do experimento, a voltagem lida no voltímetro foi de 1,02 V. Notou-se também que se deve diminuir ao máximo a superfície de contato entre o material (eletrodos), pois é trocado um pouco de tensão com o meio.
	

Após certo tempo, a chapa de zinco começou a ser corroída. E este fenômeno é representado na equação de oxidação abaixo:

Zn(s) → Zn2+ (aq) + 2 e -

	Já a chapa de cobre, após certo tempo, começou a aumentar seu volume na parte que se encontrava mergulhada na solução, devido ao deposito de elétrons do zinco. E este fenômeno é representado na equação de redução abaixo:

	Cu2+(aq) + 2 e- ( Cu(s)

	Durante o funcionamento, a solução de ZnSO4 ficará cada vez mais concentrada, enquanto a de CuSO4 ficará mais diluída.

	Já na segunda parte do experimento, a fonte de corrente continua tinha uma tensão de 9 V. Observou-se que no catodo ocorreu redução de H2O, onde houve liberação de H2 e tinha uma coloração rosada.

E no anodo ocorreu a oxidação do KI e a formação de I2 cuja cor característica era marrom. O pH ficou básico devido a ligação do K com o OH

Conclusões

	Pode-se concluir através dos experimentos realizados que, a pilha e a eletrolise são de extrema importância, pois com estas são realizadas diversas atividades.
	Como por exemplo, com a pilha ou bateria, pode-se carregar um controle, um carro, ou qualquer outro objeto que necessite de eletricidade.

	Já a eletrolise é muito utilizada na galvanoplastia, isto é, no recobrimento de objetos com uma fina camada de metal.
	Portanto, estes processos são de extrema importância para a humanidade, sendo imprescindíveis em diversas áreas.

Questionário

-Qual a função da ponte salina no experimento?

	Sua função é permitir a passagem de íons entre as células, permitindo fechar o circuito para a corrente contínua produzida entre os eletrodos que estão mergulhados nas soluções eletrolíticas contidas nas semi-células.

-Para o par de meia célula (meia pilha), construir um diagrama com os seguintes dados:

a) nome dos eletrodos e de que são construídos;
b) direção do fluxo de elétrons;
c) reação das meias pilhas;
d) Qual lâmina possui o maior potencial de oxidação?
e) indicar a voltagem experimental observada e a calculada pela tabela;
f) reação global das pilhas.

-Pode uma solução de Fe2(SO4)3 1M ser guardada num recipiente de níquel? Explique a sua resposta.
	Não, pois a solução de Fe2(SO4)3 irá oxidar o recipiente de níquel

-De a reação envolvida na eletrolise do CuSO4 (1M) com eletrodo de grafite. De as reações que estão envolvidas no catodo e no ânodo? Como identificar os produtos formados na eletrólise?
A reação global é:
CuSO4 + H20 → 2H+ SO4-2 + Cu + O2
Da solução é:

2H+ SO4-2
Do catodo é:

Cu

Do anodo é:

O2

Bibliografia

 Usamos como referencia o livro a seguir:

Usberco e Salvador – Química volume 1 – Editora Saraiva

BROWN, Theodore L. et al (2005), Química – A Ciência Central, São Paulo, 9ª edição

 Usamos como referencia dos sites a seguir:

http://www.brasilescola.com/quimica/aplicacao-eletrolise.htm