Relatorio 7 - Eletroquímica

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Universidade Federal de Minas Gerais – UFMG
Eletroquímica
Química Geral Experimental – PU7D
Professor: Adolfo Henrique
Belo Horizonte, 01 de abril de 2017.
Introdução 
Eletroquímica é o ramo da Química que estuda fenômenos de transferência de elétrons para a transformação de energia química em energia elétrica e vice versa. As reações que envolvem transferência de elétrons são chamadas de reação de oxirredução, pois ocorre simultaneamente a redução e a oxidação. A espécie que perde elétrons, passa por uma oxidação e fica com o numero de oxidação maior, e a espécie que ganha elétrons passa por uma redução e fica com um numero de oxidação menor.
Com isso foi preciso estabelecer potenciais relativos de oxidação e redução e foi usado como base o do hidrogênio que é zero. Com esses valores pode-se calcular o potencial padrão de redução e oxidação, podendo prever se uma reação é espontânea ou não. Ademais, podemos calcular pela variação da energia livre de Gibbs pela reação:
Onde n= numero de mol; F= constante de Faraday igual a 96500c/mol
Objetivos 
Observar a espontaneidade de reações de oxidação e redução, montar uma pilha de zinco e cobre (Pilha de Daniell) e reconhecer quais são os produtos da reação de eletrolise.
Reagentes e indicadores
Solução aquosa de: KI 0,5 (20mL); alcoólica de fenolftaleína (1mL); dispersão de amido (1mL); 1,0 (30mL); 1 (30mL); solução saturada de KCl (30mL); 1 prego; 2 lâminas metálicas de cobre e uma lâmina metálica de zinco.
Procedimentos
Procedimento 1: Verificação qualitativa da tabela de potencial de oxidação
Primeiro colocamos em um tubo de ensaio uma pequena quantidade de cobre (II) e nessa solução mergulhamos um prego previamente limpo com palha de aço. Foram observadas as condições iniciais da reação e anotado as evidencias de transformação. Também foi anotado a reação química que ocorre; qual fenômeno ocorreu na superfície do metal e o que ocorreu baseando no potencial da reação.
Em seguida pegamos um béquer com solução de Zn (II) e mergulhamos uma lamina de cobre e anotamos o que foi observado antes e depois.
Procedimento 2: Montagem da pilha de cobre e zinco (Pilha da Daniell)
Colocamos em um béquer, 20mL da solução de sulfato de cobre(II) e em outro 20mL da solução de sulfato de zinco(II). Em seguida colocamos uma ponte salina em gel, mergulhada em KCl e conectamos elas aos dois béqueres de modo que ela fique um pouco submersa nas duas soluções.
Depois fechamos o circuito colocando o voltímetro entre os eletrodos, ligamos o eletrodo de zinco ao terminal negativo e o eletrodo de cobre ao terminal positivo. Foram anotadas as respectivas semi-reações que ocorrem no catodo e no anodo, depois fizemos a leitura no voltímetro a diferença de potencial gerada, em seguida calculamos a diferença de potencial da pilha pelas reações e comparamos com o dado obtido. Após a leitura, tiramos os eletrodos, desligamos o voltímetro, retiramos a ponte salina e lavamos com agua destilada e devolvemos para o béquer de origem.
Procedimento 3: Eletrólise
O professor, em uma bancada separada fez a ligação entre os polos da fonte e os eletrodos de carbono (grafite) imersos em um tubo em U. Depois ele colocou no tubo uma solução de KI 0,5 ate enche-lo quase completamente. Aguardamos uns minutos e em seguida observamos e anotamos o que ocorre no catodo e no anodo. Foram removidos os eletrodos de carbono, e retirados com uma pipeta aproximadamente 2mL de solução de um dos ramos do tubo em U e colocados em 2 tubos de ensaio e foi feito o mesmo com o outro ramo. 
Por fim adicionamos 1 gota de fenolftaleína em um tubo de ensaio em cada par, depois adicionamos 1 gota de dispersão de amido a um tubo de ensaio em cada par. Foram observados, anotados e analisados todos os resultados obtidos.
Resultados e discussão
Procedimento 1
Ao mergulhar, na solução de cobre(II), o prego limpo com a palha de aço, percebemos que esse perdeu a sua coloração escura para tomar uma coloração alaranjada, que seria o devido à agregação de cobre sólido na superfície do prego. Isso ocorreu pois o potencial de padrão de redução do ferro é menor que o do cobre, o que significa que o prego (feito de ferro) teria maior tendência a oxidar do que o cobre. As transformações físicas da reação ocorreram de imediato, levando a constatação de uma reação espontânea, A equação que representa as semi- reações de redução e oxidação e a equação global são:
Semi-reação de oxidação: 	 Ɛº = - 0,44 V
Semi- reação de redução: Ɛº = + 0,34 V
Equação global:	: Ɛºtotal = + 0,78 V
Ɛºtotal = + 0,44 V + 0,34 V
Ɛºtotal = + 0,78 V	 Reação espontânea 
 
	Ao mergulhar em uma solução de Zn(II) uma lamina de cobre, não é possível perceber nenhuma transformação física na matéria, o que leva a constatar que o potencial global da reação é negativo e ela não ocorre espontaneamente. A reação é representada pelas equações: 
 Semi-reação de oxidação: 	Ɛº = - 0,76 V
Semi-reação de redução: 	Ɛº = + 0,34 V
Ɛºtotal = 0,34 V – 0,76 V
Ɛºtotal = - 42 V	 Reação não espontânea
Procedimento 2:Montagem da pilha de cobre e zinco (Pilha da Daniell)
Semi-reação de oxidação: 
Semi-reação de redução: 
Reação Global: 
 Imagem 1
Pela pilha de Daniell, os elétrons são transferidos pelo fio do eletrodo de maior potencial de oxidação para o de menor potencial de oxidação. Os cátions em excesso vão em direção ao cátodo e também ha passagem dos ânions em direção ao ânodo, pela ponte salina. Os elétrons vão do zinco para o cobre, logo o cobre reduz (cátodo) e o zinco oxida (ânodo). Pelas semi-reações de redução e oxidação, calculasse a reação global e logo a diferença de potencial, que para esse caso é +1,10V (valor teórico), o que indica que a reação é espontânea.
No nosso experimento foi encontrado o valor de +1,124 V, o que difere em 0,024V do valor teórico. Tal diferença de potencial pode ser explicada pois as substâncias são reutilizadas e pode haver desgaste da pilha. Mas mesmo com a alteração a reação continua a ser espontânea.
 Imagem 2
Procedimento 3: Eletrólise
Neste procedimento, executamos a eletrólise do KI, primeiramente deixamos esta se processar em aproximadamente 2 minutos. Então percebemos que na solução, os íons presentes se movimentam para os pólos de cargas opostas, ou seja, a oxidação ocorre no ânodo que é o pólo positivo, e a redução no cátodo que é o pólo negativo. 
Visto que o iodeto (I1-(aq)) é um anion menos reativo que o OH-(aq), o iodeto vai se descarregar no anodo:
semi-reação de oxidação: 2 I1-(aq) → I2(s) + 2e-
Em seguida, vimos que em um dos lados do tubo ‘‘U’’ a solução trocou-se de cor se tornando num tom meio amarelado/caramelo. Isso ocorreu devido o Iodo formado na solução, pela equação: I2(s) + I1-(aq)  → I31-(aq)
I31-(aq) + amido → cor castanha de I31-e amido
 E pelo fato que no eletrodo que estava no outro lado do tubo houve desprendimento de gás seguindo a reação:
H3O1+(aq) + 2e- → 2 H2O(l) +1 H2(g)
Logo após, retiramos 2 mL desses produtos com uma pipeta e colocamos esses ramos em dois tubos de ensaio. Ao colocarmos a fenolftaleína em cada uma das soluções, notamos que no tubo que desprendeu gás a solução ficou rósea, devido à presença de íons de OH-, já no outro não ocorreu nenhuma mudança. Então adicionamos uma gota de amido a um tubo de ensaio de cada par. Verificamos que houve mudança na coloração do tubo que continha a solução amarelada/caramelo, sendo que esta se tornou violeta devido à interação com o amido. 
Equação global do processo:
Conclusão 
A partir dos experimentos realizados pode-se comprovar a natureza elétrica de algumas reações químicas, que podem ser ou não espontâneas. Foi possível observar também que uma reaçãode oxirredução e previsível, e da para saber o potencial padrão de cada uma delas através de dados já obtidos. Também pode ver a importância da ponte salina, mantendo o sistema neutro. Além disso foi possível observar a eletrolise, que ao contrario da pilha, converte energia elétrica em energia química.
Referências
Imagem 1: representação pilha de Daniell
Imagem 2: pilha de Daniell feita na aula pratica, com a respectiva diferença de potencial marcada pelo voltímetro
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/eletroquimica.htm 
https://rfreire.files.wordpress.com/2012/12/fq_aula-22-a-25-eletroquimica.pdf