pratica 9 eletroquimica

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UNIVERSIDADE DO GRANDE RIO - “Prof. José de Souza Herdy”
ENGENHARIA QUÍMICA
Lorena Gama Alves
ELETROQUÍMICA
Duque de Caxias – RJ
2017
	
	Curso: Engenharia Química
	Valor do Relatório: 
	Disciplina: Físico-química II
	Professor (a): Robson Marques
	Data do Experimento: 24 / 04 /2017
Data da Entrega: 08 /05 /2017
	Alunos (as):
Lorena Gama 
	Matrículas:
5900132
	OBS: 
	Nota:
PRÁTICA 9: ELETROQUÍMICA
Objetivo:
Estudo das reações de oxidação-redução.
Introdução
Por intermédio de algumas reações espontâneas de oxido-redução algumas reações químicas podem conduzir corrente elétricas e o ramo da química que estuda essas reações é chamado de eletroquímica. A Eletroquímica abrange todos os processos químicos que envolvem transferência de elétrons. Quando um processo químico ocorre sem precisar de corrente elétrica. Ou seja, ocorre espontaneamente ele é considerada uma eletrólise 
Materiais e Reagentes:
	MATERIAIS
	REAGENTES
	- Tubos de ensaio
	- CuSO4
	- Estante
	- CaCl2
	- pêra
	- Pb(NO3)
	- Pipeta
	- NaCl
	
	- FeCl3
	
	- Hg(NO3)2
	
	- ZnSO4
	
	- Fe
	
	- Zn
	
	- Pb
	
	- Al
	
	- Mg
	
	- Cu
Procedimento Experimental
1.identificar 7 tubos de ensaio e adicionar a cada um uma pequena quantidade do metal indicado e transferir 2,ml da solução indicada, lentamente e sob agitação.
	número
	Metal 
	Solução 
	Observação 
	1 
	Fe
	CuSO4
	
	2
	Fe
	CaCl2
	
	3
	Zn 
	Pb(NO3)
	
	4
	Zn 
	NaCl
	
	5
	Cu 
	FeCl3
	
	6
	Cu 
	Hg(NO3)2 
	
	7
	Pb 
	ZnSO4 
	
2..Identificar 6 tubos de ensaio e adicionar a cada um uma pequena quantidade do metal indicado e transferir 5ml de solução de HCL 6mol/L, lentamente e sob agitação. Cuidado!
	Número
	Metal 
	Observação
	1
	Fe 
	
	2
	Zn 
	
	3
	Pb 
	
	4
	Al 
	
	5
	Mg 
	
	6
	Cu 
	
Resultados e Discussão
1ª ETAPA:
Fe(s) + CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu(s)
Ocorre a oxidação ou seja, o ferro (Fe) oxida-se a Fe²+ perde dois elétrons, e o cobre (Cu²+) é reduzido a Cu, ou seja, ganha dois elétrons. A reação é exotérmica
Fe + CaCl2 = Ca + FeCl2
Não Houve mudança
Zn2 + 2 Pb(No3)2 = 2 Zn(No3)2 + 2 Pb
Forma grumos. Reação exotérmica 
Zn + NaCl = ZnCl + Na
A reação ficou em duas fases, ou seja, heterogenia e endotérmica.
3 Cu + 2 FeCl3 = 3 CuCl2 + 2 Fe
Ficou em duas fases, ou seja heterogenia, porem, observamos mudança de coloração para alaranjado 
–
Pb(s) + ZnSO4(aq) → PbSO4(aq) + Zn(s)
Reação endotérmica
2ª ETAPA: Os metais sofrem oxidação e o hidrogênio sofre redução.
2 Fe(s) + 6 HCl(aq) → 2 FeCl3(aq) + 3 H2(g)
Houve uma reação intensa com desprendimento de gás. A coloração ficou amarela 
Zn + HCl → ZnCl2 + H2
A reação ficou reagindo por bastante tempo, observou-se um pequeno aquecimento, a solução fica suspensa pela diferença de densidade. A coloração ficou Cinza
Pb + HCl = Pb(HCl)2
O Chumbo precipitou
2 Al(s) + 6 H+(aq) → 2 Al3+(aq) + 3H2 (g)
A reação reagiu por completo onde foi possível observar um leve aquecimento, esprendeu gás. A coloração ficou amarela clara
Mg(s) + 2 H+(aq) → Mg2+(aq) + H2 (g)
magnésio no ácido clorídrico ocorre uma efervescência, que é em razão da liberação do gás hidrogênio, e o magnésio desaparece, pois é consumido.
Observa-se algumas bolhas, a solução inicialmente fica branca, logo após estabilizar, a cor muda para amarela clara.
6. Cu + HCl → Não ocorre.
O cobre é menos reativo que o hidrogênio, por isso, se colocar cobre numa solução de ácido clorídrico, não acontecerá nada. O cobre forma um precipitado marrom no fundo da solução e desprende gás.
Questões 
1.Mostrar todas as equações iônicas para o item 1 
(ESTA NA PARTE DE CIMA ↑)
2.Mostrar todas as equações iônicas para o item 2
(ESTA NA PARTE DE CIMA ↑)
Conclusões
Neste experimento ficou um pouco mais claro quanto ao conceito de redução e oxidação. Podemos observar através do comportamento das reações quem oxida e quem reduz, pela mudança de coloração e pelo aspecto da reação como: desprendimento de gás, formação de grumos ou precipitação
Bibliografia Consultada
<FÍSICA.NET> www.fisica.net/quimica/resumo23.htm. Acessado em: 26/04/2017
<MANUAL DA QUÍMICA> http://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/introducao-ao-estudo-eletroquimica.htm. Acessado em: 26/04/2017
Química Nova, vol.29 nº. 4, São Paulo Julho/Agosto, 2006.