EXPERIMENTO 5 - ELETROQUÍMICA

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ÁREA
 1
 
- FACULDADE DE CIÊNCIA E TECNOLOGIA
Engenharia Ambiental e Sanitária
Engenharia Civil
Engenharia da Computação
Engenharia de Controle e Automação
Engenharia de Produção
Engenharia Elétrica 
Manual de Laboratório
 – Química 
Aplicada à Engenharia
Professores: 
Ana Carla Dias, Douglas Gonçalves, Diógenes 
Gramacho
, 
Elecy
 Costa, 
 
Luana Sena, Maricleide Lima e Tatiana Oliveira.
5o Experimento – ELETROQUÍMICA: 
	PILHAS E ELETRÓLISE	
1) OBJETIVOS
 Observar as diferenças dos processos de eletroquímicos nos quais uma 
 reação química de oxi-redução gera energia elétrica (pilha) e daqueles 
 onde a energia elétrica é utilizada para promover uma reação química de 
 oxi-redução (eletrólise);
1 Escrever as semi-reações envolvidas nos processos espontâneos (pilhas) e 
 não espontâneos (eletrólise);
 Construir gráficos de diferença de potencial x tempo das pilhas e comparar o 
 potencial encontrado experimentalmente com o potencial teórico para 
 uma pilha de Daniell;
 Diferenciar a eletrólise com eletrodos inertes e não inertes.
2) INTRODUÇÃO
A Eletroquímica é a parte da química que estuda os processos que envolvem as interconversões das energias elétrica e química em reações de oxi-redução. Muitas dessas reações são comuns como a combustão, o processo metalúrgico, a corrosão dos metais, a fotossíntese, a respiração, etc.
Há dois tipos básicos de processos eletroquímicos: um em que energia elétrica é gerada a partir de reações espontâneas de oxi-redução, e outro em que a energia elétrica é utilizada para efetuar reações que não ocorreriam espontaneamente. Para que os processos eletroquímicos possam ser observados, são necessários os condutores metálicos ou não metálicos (como a grafite), para permitir o fluxo dos elétrons, e os condutores eletrolíticos (soluções ou líquidos contendo íons), para permitir o fluxo de íons.
O processo espontâneo de reação química para a produção de energia elétrica é o que ocorre nos dispositivos conhecidos como pilhas ou células galvânicas, a exemplo dos diversos tipos de pilhas utilizadas comercialmente. 
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Quando a energia elétrica é empregada para promover uma reação química de oxi-redução, o processo recebe o nome de eletrólise, muito importante industrialmente na produção de metais, do hidróxido de sódio, do gás cloro, do hipoclorito de sódio, etc. 
3) PRINCÍPIOS
	
Em uma pilha, a espécie que apresenta maior potencial de redução (Ered) sofre redução. Esta reação ocorre no cátodo, o eletrodo carregado positivamente (+). A outra espécie, de maior potencial de oxidação (Eoxi), sofre oxidação e esta reação ocorrerá no ânodo, o eletrodo carregado negativamente (-), como pode ser observado de acordo com o sentido de migração espontânea dos elétrons apresentado na pilha de Daniell ilustrada na figura 1.
 Figura 1: Esquema da Pilha de 
Daniell
O Eº de uma pilha corresponde à diferença entre os potenciais de redução ou de oxidação das espécies envolvidas em condições padrão:
Eº = (Eºred maior) - (Eºred menor)
ou
Eº = (Eºoxi maior) - (Eºoxi menor)
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Ana Carla Dias, Douglas Gonçalves, Diógenes 
Gramacho
, 
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Condições padrão: espécies com concentração 1 molar e possíveis gases envolvidos com pressão de 1 atmosfera a 25º C
Figura 
1
Figura 2: Eletrodo Padrão de Hidrogênio
Convenção dos potenciais
:
Potencial de redução
E
o
H
+(aq)
 , 
H
2
(g)
 = 0
,0
 V
Potencial de oxidação
E
o
H2(g)
 , 
H+(aq)
 = 0
.0
 V
A eletrólise para ser realizada necessita do fornecimento de energia elétrica, o que pode ser feito através de um gerador, para que os elétrons sejam retirados do ânodo (+), onde ocorre oxidação e cheguem ao catodo (-), onde ocorre a redução.
 
O material a ser eletrolisado deve possuir íons, em fase líquida (fundida), chamada eletrólise ígnea ou em solução aquosa, eletrólise aquosa. Desta forma será promovida a descarga dos íons, transformando-os em substâncias simples (metálicas ou não-metálicas) ou em substâncias compostas, como o hidróxido de sódio, o hipoclorito de sódio, etc.
4) MATERIAIS E REAGENTES
Vidrarias e Diversos: Kits para células galvânicas e eletrolíticas contendo, eletrodos de cobre, zinco, magnésio e grafite, recipientes de vidro com tampa contendo 3 orifícios, fios condutores, tubos de vidro de formato em “U”, béqueres, provetas, multímetros, geradores, pedaço de lixa, palha de aço, moeda, cronômetros, piscete contendo água destilada.
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Reagentes: Soluções de ácido clorídrico (HCl), hidróxido de sódio (NaOH), sulfato de cobre (CuSO4), sulfato de zinco (ZnSO4), todas de concentração 
0,1 mol L-1. Solução de iodeto de potássio (KI) 5 %, e solução de fenolftaleína.
5) PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL 
PILHAS
Os recipientes de vidro devem conter 3/2 da solução referente ao respectivo sistema químico.
Inserir em 2 dos 3 furos um eletrodo de magnésio e um eletrodo de cobre, prendendo-os com um pedacinho de massa de modelar (para que os eletrodos não caiam dentro do frasco ou não se toquem) e ligá-los a um multímetro.
Com os sistemas constantes da tabela abaixo, anotar a força eletromotriz (fem) ou diferença de potencial (E), em volt (V), nos tempos, em minutos, estabelecidos:
	Sistema
	Período (min)
	
	0
	1
	2
	3
	4
	5
	6
	8
	10
	15
	20
	25
	30
	I
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	II
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	III
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
	
Sistemas:
I – Mg/Cu/Solução de ácido clorídrico 0,1 mol L-1
II – Mg/Cu/Solução de hidróxido de sódio 0,1 mol L-1
III – Pilha de Daniell: Zn/ZnSO4 // Cu/CuSO4
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ELETRÓLISE
PARTE I – ELETRÓLISE DE UMA SOLUÇÃO AQUOSA COM ELETRODOS 
 IGUAIS
A) ELETRODOS NÃO INERTES
Num béquer de 50 mL colocar 25 mL de solução aquosa de nitrato (ou sulfato) de cobre 0,5 mol L-1;
Introduzir os eletrodos de cobre (fios de cobre previamente lixados) ligados aos terminais do gerador e aguarde por 2 a 3 minutos. Não deixe o fio encostar um no outro. Observe e anote.
B) ELETRODOS INERTES: Eletrólise de uma solução aquosa de 
 iodetode potássio
Num béquer de 50 mL colocar 25 mL de solução de iodeto de potássio a 5 % e 5 gotas de fenolftaleína. Transferir o conteúdo para um tubo em U;
Prender os eletrodos de grafite aos fios e fazer as ligações. Deixar a 
eletrólise se processar durante uns 15 minutos. Observar e anotar as mudanças de cor da solução próximas ao ânodo e ao cátodo.
PARTE II – FOLHEANDO COM COBRE
 Num béquer de 50 mL colocar 25 mL de solução aquosa de nitrato (ou sulfato) de cobre 0,5 mol L-1. Introduzir na solução o eletrodo de cobre previamente lixado (placa);
Usando garras, ligar o pólo positivo da bateria (vermelho) na placa de cobre e o pólo negativo na moeda (após limpá-la com uma lixa ou esponja de aço) a ser revestida. Mergulhar essa moeda na solução 
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durante 1 minuto e observar. Se necessário, mergulhar novamente para um melhor folheamento. Observar e anotar.
6) TÓPICOS OBRIGATÓRIOS A SEREM DISCUTIDOS
 Os objetivos foram alcançados? Justifique se SIM ou NÃO.
 Explicar os principais fenômenos observados no experimento.
 Os dados e observações obtidos estão de acordo com o esperado 
 teoricamente? Justifique.
 Construir gráficos de potencial x tempo (min) e explicar por que os valores 
 dos potenciais medidos nas pilhas construídas foram diferentes para todos 
 os sistemas utilizados, com o passar do tempo. Explicar também as 
 possíveis diferenças encontradas entre os potenciais medidos e aqueles 
 esperados teoricamente.
 Escrever todas as semi-reações e reações globais das pilhas formadas e das
 eletrólises realizadas, identificando para cada uma delas os agentes 
 oxidantes e redutores.
 Explicar as diferenças observadas entre as eletrólises realizadas com 
 eletrodos inertes e não inertes.
 Pesquisar a aplicação dos princípios deste experimento no dia-a-dia (na 
 residência, na indústria...).
 Tecer comentários sobre a relevância do conteúdo deste experimento no seu 
 curso.
7) BIBLIOGRAFIA CONSULTADA
 RUSSEL, John B. Química Geral, vol. 2. Tradução de Marcia Guekezian et alli. 2a Ed., São Paulo: Makron Books, 1994. 
 
Manual de Laboratório de Química	 Aplicada à Engenharia Profª Angela Costa 2013-1