Relatório pqb eletroquimica

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Universidade Federal do Rio de Janeiro
Escola de Química
Curso: Introdução aos processos químicos e bioquímicos
Relatório de Prática do Departamento de Processos Inorgânicos
Alunos: Heloiza R. M. Fernandes Ramos
Isabela F. B. Da Silva Rosa
Isabela Barbieri da Costa
Jéssica Guimarães Tiburcio
Juliane Natalizi C. Cavalcanti
Luisa Saisse de Melo
Mariane Moreira Flores
Natália Pereira da Conceição
Pamella M. Areas de Freitas
Sarah A. B. Barcellos Luiz
Rio de Janeiro
Julho/2016
Introdução
 	No nosso cotidiano é muito difícil passarmos um dia sequer sem entrarmos em contato com equipamentos eletroeletrônicos, tais como celulares, câmaras fotográficas, filmadoras, brinquedos, relógios, aparelhos de som e assim por diante. Mas, para todos esses equipamentos funcionarem é preciso o uso de pilhas e baterias bem leves e pequenas.
	Isso nos mostra que as pilhas possuem um papel importante em nossa sociedade e que a descoberta das pilhas e o seu desenvolvimento representou um grande avanço tecnológico.
	Mas, o que é uma pilha? Como funciona esse dispositivo? Que tipo de reação ocorre dentro dela que consegue gerar energia elétrica?
	A Eletroquímica, um dos ramos de estudos da Química, responde a essas perguntas. As pilhas ou células eletroquímicas podem ser definidas como: "Dispositivos capazes de transformar energia quimica em energia elétrica por meio de reações espontâneas de oxirredução (em que há transformação de elétrons).”.
	Através de três experimentos, pudemos verificar a tendência das substâncias químicas sofrerem reações de oxirreducão (transferência de elétrons), nas quais uma espécia recebe elétrons (e, portanto, sofre redução) e outra perde elétrons (sofrendo oxidação). Constatamos, então, o papel da reações de redução e oxidação (e o potencial de cada composto) na construção de pilhas e na corrosão em si das substâncias.
	Portanto, numa pilha sempre ocorrerão reações de oxirredução e ela terá os seguintes componentes:
1-Dois eletrodos:
Anôdo: É o polo negativo, sofre oxidação porque perde elétrons e é o agente oxidante.
Catodo: É o polo positivo, sofre redução por ganhar elétrons e é o agente redutor.
As pilhas são representadas da seguinte forma:
Ânodo                 //     Cátodo
Oxidação           //       redução
A → Ax+ + x e-    //     Bx+ + x e- → B
Uma solução eletrolítica: Também chamada de ponte salina, tem a finalidade de manter as duas semicelas eletricamente neutras através da migração de íons.
// → representa a ponte salina.
Fio metálico: externo.
Por meio dele os eletrodos são conectados e há a transferência de elétrons.
Descrição das experiências.
	2.1 Primeiro Experimento
	É uma reação que ocorre na superfície do metal. O indicador fenolftaleina foi utilizado para indicar mudança de Ph, mostrando uma tonalidade rosa. E o indicador ferricianeto (tonalidade azul) foi utilizado para indicar a presença de íons de ferro.
 O procedimento é realizado por:
Separar em um tubo de ensaio uma quantidade de NaCl, que no cotidiano pode ser representado pela água do mar.
Inserir uma pequena quantidade de fenolftaleína (6 gotas) e 2 gotas de ferricianeto na solução de NaCl.
Realizar a limpeza das barras metálicas com auxílio de uma lixa.
Inserirna solução, as duas barras metálicas sem contato entre elas e com auzilio de uma tampa de plástico. (Foi observado uma reação espontânea, cor azul em volta da barra de ferro).
Após ser visto uma reação espontânea, realizar uma ligação entre as duas barras através de um fio provido de jacaré (contato elétrico).
Observar e anotar o ocorrido.
	2.2 Segundo Experimento
	Sabendo que a intensidade da cor azulada da solução de sulfato de cobre é devido a presença de ions cobre 2+, foi realizado um procedimento em que há redução desses íons e mudança da cor do sulfato de cobre:
Introduzir um chumaço de palha de aço numa proveta de forma que seja possível retirá-la depois.
Adicionar a solução de sulfato de cobre (CuSO4) na proveta afim de a solução passar pelo chumaço de palha de aço.
Observar e anotar o ocorrido.
	2.3 Terceiro Experimento
	A fim de realizar a decomposição de um composto em seus componentes mediante a passagem de uma corrente elétrica numa solução, foi realizado no terceiro procedimento, a Eletrólise que é composta de:
Limpeza mecânica da moeda de cobre com o auxílio de uma palha de aço.
Separar em um bécher, a solução de sulfato de cobre (CuSO4).
Pesar a moeda após a limpeza.
Através de uma bateria, ligar o polo positivo à barra, e o polo negativo à moeda.
Inserir à solução, a barra e a moeda após liga-las.
Esperar aproximadamente 5 minutos
E para finalizar e comparar, pesar a moeda.
4. Resultados e discussões
4.1. Primeiro Experimento.
Observou-se que a solução que estava no tubo de ensaio inicialmente incolor tornou-se azul em torno da superfície da barra de ferro. Uma vez que o indicador ferricianeto de potássio apresenta cor azul para indicar íons de ferro em solução, otou-se que ocorreu a reação de oxidação ao colocar o material de ferro em contato com um eletrólito forte, em que o ferro foi oxidado de maneira espontânea, ou seja, com ΔG<0. Segundo a equação (1)
Em seguida, ao colocar os metais em contato elétrico, notou-se o surgimento da cor rosa aos redores do metal de cobre, o que aponta para a alcalinização da solução, visto que a fenolftaleina utilizada apresenta coloração rosada para soluções com pH>7.
Ocorreu no experimento um processo de corrosão eletroquímica em que houve oxidação do ferro metálico e redução do oxigênio do ar dissolvido na solução salina. A redução do oxigênio dissolvido na solução levou à formação de íons OH– que, na presença do indicador fenolftaleína, conferiram coloração rósea à solução. A redução do oxigênio (ganho de elétrons)mostrada na equação (2).
(1) Fe(s) → Fe2+ + 2e-(semi-reação oxidação) 
(2) 2H2O(l)+ O2(g) + 4e- → 4OH-(aq) (semi-reação redução) 
(3) 2 Fe(s) + O2 + 2 H2O → 4 Fe(OH)2 →Fe(OH)3 (reação global de oxi-redução)
4.2. Segundo Experimento:
A solução de sulfato de cobre inicialmente de cor azul, ao ficar em contato com o chumaço de palha de aço muda a coloração do material, que passou a ter um tom avermelhado enquanto a solução que atravessa o chumaço passava a ser incolor. O fenômeno ocorreu por conta da redução do íon cobre para cobre metálico (equação (4)), que ficou retido no chumaço dando o tom vermelho, e da oxidação do ferro que passou de ferro metálico a íon de ferro, apresentado na equação (5)
(4) Cu2+ (aq) → Cu(s); (semi-reação redução)
(5)Fe(s) → Fe2+ (aq) (semi-reação oxidação )
(6) Fe(s) + CuSO4(aq) → Cu(s) + FeSO4(aq) (reação-global)
4.3. Terceiro Experimento 
	Neste experimento, observou-se que a porção da moeda que ficou submersa no Sulfato de Cobre recebeu elétrons liberados pela barra e teve um aumento de massa, enquanto que, na barra de cobre, houve perda de massa com o processo de oxidação. Esse fenômeno ocorreu como resultado da eletrólise, ou seja, houve a decomposição de um composto mediante a passagem de uma corrente elétrica numa solução. 
	Após o período de tempo de cinco minutos, observou-se que houve deposição de cobre sobre a moeda, e, portanto, um aumento na massa da mesma, conferido através da segunda pesagem. 
	Fazendo uso da 1º e 2º Leis de Faraday e sabendo o valor da variação da massa da moeda, pode-se determinar o valor da corrente elétrica gerada em cada sistema. 
Para fins de comparação, o experimento foi feito em quintuplicada, cada um utilizando uma bateria diferente, de modo que, para ser feita a comparação, é necessário que se determine o valor da corrente elétrica para cada sistema.
 Conforme a Lei de Faraday:
	M =E t i , 
 96500
Onde:
Massa -> M = Mf - Mi (g)
Equivalente em grama -> E =MM 
nox
t = tempo (s)
i = corrente (mA)
96500 = Constante de Faraday (C)
Experimentalmente obtiveram-se os seguintes dados: 
	Dados dos sistemasSistema 1
	Sistema 2
	Sistema 3
	Mi = 4,0825 g
	Mi = 3,9803 g
	Mi = 3,9213 g
	Mf = 4,0859 g
	Mf = 3,9845 g
	Mf = 3,9271 g
	M = Mf – Mi = 0,0034
	M = Mf – Mi = 0,0042
	M = Mf – Mi = 0,0058
	Pilha - Elgin
	Pilha - Elgin
	Pilha - Elgin
	
	
	
	Sistema 4
	Sistema 5
	Todos os sistemas
	Mi = 4,00
	Mi = 4,0040
	t = 300s
	Mf = 4,15
	Mf = 4,0115
	E = 63,546/ 2 = 31,773
	M = Mf – Mi = 0,15
	M = Mf – Mi = 0,0075
	
	Pilha – Duracell 
	Pilha - Elgin
	
Fazendo uso da equação de Faraday, a corrente para cada sistema será: 
	Sistema 1
	Sistema 2
	Sistema 3
	0,0034 =31,773 x 300 x i
96500
i = 0,0344 A
	0,0042 = 31,773 x 300 x i
 96500
i = 0,0425 A
	0,0058 = 31,773 x 300 x i
96500
i = 0,0587 A
	Sistema 4
	Sistema 5
	
	0,15 =31,773 x 300 x i
 96500
i =1,5186 A
	0,0075 = 31,773 x 300 x i
96500
i = 0,0759 A
	
	Ao compararmos os sistemas, chegamos à conclusão de que as baterias que geraram maior intensidade de corrente elétrica foram as que também geraram maior ganho de massa do cátodo. No caso, o sistema 4, que utilizou a pilha Duracell, demonstrou a eficiência desta marca em fornecimento da corrente (e sabido que, como foi informado pelo professor responsável pela prática, as baterias já tem sido utilizadas por um tempo). Ainda, com o experimento, foi possível também determinar qual tem sido utilizada há mais tempo, como também a que tem sido utilizada há menos tempo em função da intensidade da corrente geradas por ela: a bateria que gerou menor e maior intensidade de corrente será aquela que está sendo usada a mais e menos tempo, respectivamente (baterias do sistema 1 e 4).
5. Conclusão
6. Referências Bibilográficas