Relatório 6 - Eletroquímica

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Universidade Federal de Minas Gerais
Relatório de Química Geral Experimental
Professor: Walace Doti do Pim
Eletroquímica
Alunos: Ana Luiza Silveira 			Matrícula: 2013069060
 Maria Cecília Viana Pires 		Matrícula: 2013006920
Turma: PU7D
DATA: 10/10/2013
 					Introdução
A eletroquímica é um ramo da Química que estuda o aproveitamento das reações de oxirredução, em que há transferência de elétrons, para a formação de corrente elétrica, bem como o processo inverso: formação de energia química por meio da energia elétrica.
Desse modo, a Eletroquímica costuma ser dividida em duas partes:
Conversão de energia química em energia elétrica
Trata-se do estudo das pilhas e baterias, que são dispositivos onde são colocadas espécies químicas para reagirem espontaneamente, havendo transferência de elétrons entre elas, sendo que uma se reduz e a outra oxida. Essa transferência de elétrons é aproveitada para gerar corrente elétrica. A diferença entre as pilhas e as baterias é que as primeiras são compostas apenas por dois eletrodos (um cátodo (polo positivo onde ocorre a redução) e um ânodo (polo negativo onde ocorre a oxidação)) e um eletrólito (solução condutora de íons também denominada de ponte salina). Já as baterias são formadas por várias pilhas ligadas em série, em que o polo positivo de uma é ligado ao polo negativo da outra e assim sucessivamente.
Conversão de energia elétrica em energia química
Trata-se da eletrólise, um processo em que se passa uma corrente elétrica por um meio no estado líquido que possui íons, produzindo reações químicas. Se o líquido for uma substância fundida, dizemos que é uma eletrólise ígnea. Mas se for uma solução aquosa, então temos uma eletrólise em meio aquoso. A eletrólise é feita em uma cuba eletrolítica, onde o líquido é colocado e são mergulhados nele dois eletrodos (geralmente inertes, feitos de platina ou grafita). Esses eletrodos estão ligados a um gerador que fornece a corrente elétrica.¹
A espontaneidade pode ser observada pelo potencial padrão total a partir do potencial padrão de oxidação e redução expressa pela fórmula:
				Ɛºtotal = Ɛºoxidação + Ɛºredução
				 Objetivos
Observar o funcionamento de uma pilha, seus cátodos (onde ocorre redução, pólo positivo), seus ânodos (onde ocorre a oxidação, pólo negativo), sua transferência de elétrons e a espontaneidade das reações gerando energia elétrica e vice-versa. 
PROCEDIMENTOS – Parte I: Verificação qualitativa da tabela de potencial de oxidação.
Em um tubo de ensaio foi colocado uma pequena quantidade de solução de cobre (II). Um prego previamente limpo foi mergulhado nesta solução.
Em um béquer, foi colocado aproximadamente 25 mL de solução de Zn (II) e em seguida foi mergulhada uma lâmina de cobre.
Resultados e discussão:
Procedimento a: Ao mergulhar o prego na solução de Cu2+, pode-se observar que o prego, que é prateado, ficou com uma coloração avermelhada. A solução de CuSO4 que é azul, foi clareando com o passar do tempo. Isso aconteceu porque o ferro (mais reativo) oxidou, transferindo elétrons para o cobre, que reduziu. Percebe-se que a reação é espontânea, pois as transformações são vistas quase de imediato. Sabemos que a reação que ocorre numa pilha é espontânea e a voltagem é sempre positiva. 
Ɛºtotal = Ɛºoxidação + Ɛºredução
Semi-reação de oxidação:		Fe(s) 		Fe2+(aq) + 2 e-		Ɛº = + 0,44 V
Semi-reação de redução:	Cu2+(aq) + 2 e- 	 Cu(s)		Ɛº = + 0,34 V
Equação global:	Cu2+(aq) + Fe(s) 	 Fe2+(aq) + Cu(s)	 Ɛºtotal = + 0,78 V
Ɛºtotal = + 0,44 V + 0,34 V
Ɛºtotal = + 0,78 V		Reação espontânea
Procedimento b: Ao mergulhar a lâmina de cobre na solução de Zn (II), não foi observada nenhum tipo de transformação evidenciando reações. Sabemos que a reação não ocorreu observando apenas o potencial total. Quando a reação tem o Ɛºtotal negativo, a reação não é espontânea. Utilizando a fórmula e semi reações, temos que:
Semi-reação de oxidação: Zn2+(aq) + 2 e-		 Zn(s)		Ɛº = - 0,76 V
Semi-reação de redução: Cu(s) 		 Cu2+(aq) + 2 e-		Ɛº = + 0,34 V
Ɛºtotal = - 0,76 V + 0,34 V
Ɛºtotal = - 42 V		Reação não espontânea
PROCEDIMENTOS – Parte II: Montagem da pilha de Daniell
Em um béquer foram colocados 25 mL de solução de CuSO4 e em outro, 25 mL de solução de ZnSO4. Na solução contendo ZnSO4, foi mergulhada uma placa de zinco e na solução contendo CuSO4, uma placa de cobre.
Um tubo com gel e formato em U, foi mergulhado numa solução saturada de KCl, para formar a ponte salina,que é necessária para equilibrar as cargas nas soluções (transportador de íons).
O sistema foi montado conforme a figura 1:
 figura 1
Utilizou-se o voltímetro para medir a diferença de potencial
A solução de sulfato de cobre e sulfato de zinco foram reaproveitadas.
Resultados e discussão:
Semi-reação de oxidação: Zn(s)		Zn2+(aq) + 2 e-			Ɛº = + 0,76 V
Semi-reação de redução: Cu2+ + 2 e-	 Cu(s)			Ɛº = + 0,34 V
Ɛºtotal = +0,76 V + 0,34 V
Ɛºtotal = 1,1 V			Reação espontânea.
A semi-reação de oxidação ocorre no ânodo, enquanto a semi-reação de redução ocorre no cátodo. Na experiência, obteve-se uma diferença de potencial diferente, resultando em 1,08 V, pois as soluções são reutilizadas e podem conter impurezas. Os elétrons circulam do eletrodo de maior potencial de oxidação para o de menor potencial de oxidação. No caso da pilha de Daniell os elétrons vão do zinco para o cobre. A ponte salina permite a passagem de cátions em excesso em direção ao cátodo e também a passagem dos ânions em direção ao ânodo. Com o passar do tempo, pode-se observar a corrosão na placa de zinco e o aumento da massa na placa de cobre.
PROCEDIMENTOS – Parte III: Eletrólise
Foi feita a ligação entre os pólos da fonte de energia e os eletrodos de grafite imersos em um tubo em U, que continha solução de KI (0,5 mol.L-1) como na figura: 
 
Foi colocada nos dois lados uma gota de fenolftaleína e uma gota de dispersão de amido.
Resultados e discussão: 
No processo de eletrólise aquosa os íons em solução irão competir entre si para descarregarem. No caso da solução de KI existem íons K+ e I-, provenientes da dissociação do sal, e H+ e OH+, provenientes da auto-dissociação da água. O H+ descarrega-se primeiro que o K+ e produz hidrogênio gasoso no eletrodo negativo. Devido a essa reação o meio fica básico com o aumento da concentração de OH– em relação ao H+. No eletrodo positivo o I- descarrega-se primeiro que o OH-. No cátodo (pólo –) observa-se a formação de gás e a solução ao redor do eletrodo se torna vermelha.
No ânodo (pólo +) observa-se a formação de um sólido escuro e a solução ao redor do eletrodo se torna azul.² Segue abaixo as semi-reações:
semi-reação de oxidação: 	I-(aq)		 I2(s) + 2 e-
semi-reação de redução:	 2H+(aq) + 2 e-	 H2(g)
Equação global:	 2 KI(aq) + 2 H2O(l)		 2 K+(aq) + 2 OH-(aq) + I2(s) + H2(g)
					Conclusão
Nesse experimento, pode-se concluir que a eletroquímica abrange os processos que envolvam transferência de elétrons entre substâncias, a transformação de energia química em energia elétrica. Quando o processo ocorre,  produzindo espontaneamente corrente elétrica quando ligado a um circuito elétrico, ou produzindo diferença de potencial entre dois polos, é chamado de pilha (procedimentos I e II). Quando tal processo é induzido pela ação de uma corrente elétrica de uma fonte externa, este processo é denominado de eletrólise (procedimento III).
Na pilha, o cátodo é o eletrodo no qual há redução (é o pólo positivo da pilha). Ânodo é o eletrodo no qual há oxidação (é o pólo negativo da pilha). Os elétrons saem do ânodo e entram no cátodo da pilha. Pode-se observar, utilizando a tabela de potencial de oxidação/redução que:
Quanto maior for o E0red, mais fácil será a redução e mais forte será o oxidante.
Quanto menor for o E0red, mais difícil será a redução e mais fraco será o oxidante.
Quanto maior for o E0red,mais difícil será a oxidação e mais fraco será o redutor.
Quanto menor for o E0red, mais fácil será a oxidação e mais forte será o redutor.³
Quando se faz a eletrólise de uma solução aquosa é preciso investigar se a oxidação ou a redução ocorre com a água ou com o soluto. A água pode ser oxidada (produzindo O2) ou reduzida (produzindo H2). Cátodo da cela eletrolítica é o eletrodo negativo e nele ocorre sempre uma reação de redução. Ânodo da cela eletrolítica é o eletrodo positivo e nele sempre ocorre uma reação de oxidação. Na eletrólise aquosa, a auto-ionização da água não é desprezível, e portanto deve-se considerar as filas de prioridade de descarga. Os íons em solução deverão competir com os íons H3O+ e OH-.
Cátions: da esquerda para a direita, aumenta a dificuldade de descarga: Au3+ Pt2+ Hg2+ Ag+ Cu2+ Ni2+ Pb2+ Fe2+ Zn2+ Mn2+ H3O+ Al3+ Mg2+ Na+ Ca2+ Ba2+ K+ Li+ Cs+
Ânions: da esquerda para a direita, aumenta a dificuldade de descarga: Ânions não oxigenados e HSO4-, OH-, ânions oxigenados, F-
Referências: 
http://www.brasilescola.com/quimica/eletroquimica.htm
http://www.pontociencia.org.br/experimentos-interna.php?experimento=164#top
http://www.coladaweb.com/quimica/eletroquimica/eletroquimica-e-pilha