RELATÓRIO 1 - DPI_

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UNIVERSIDADE FEDERAL DO RIO DE JANEIRO
	
INTRODUÇÃO A PROCESSOS QUÍMICOS E BIOQUÍMICOS
	RELATÓRIO DA AULA PRÁTICA – DEPARTAMENTO DE PROCESSOS INORGÂNICOS
Alunos: 
Aldael Rizzo, Hugo Pelegrino, Israel Roman, Juliana Fernandes, Juliana Pereira, Luiz Henrique Rodrigues, Manuela Reaes, Pedro Costa, Rodrigo Iglesias e Yuri Gomes
Professora:
Carla Reis de Araújo
Rio de Janeiro, RJ - Brasil
07 de Novembro / 2013
Introdução
Para melhor compreender certos fenômenos químicos, o uso de experimentos é de grande importância. Justamente por isso, haverá essa sequência de aulas práticas, além do fato de introduzir na vida acadêmica de cada um dos alunos o interesse pela pesquisa e demonstração da teoria. O objetivo dessa primeira aula prática era de retratar alguns processos e interações químicas que ou fazem uso ou produzem corrente elétrica. Dessa forma, para melhor compreensão e continuidade de conteúdo, a prática foi dividida em três partes: eletroquímica, redução do cobre e eletrólise. A seguir, essas etapas serão descritas.
Procedimentos, Resultados e Discussão
Pilha Eletroquímica
Os materiais utilizados foram: proveta de 25 mL, uma barra de cobre e uma barra de ferro, um fio com jacarés, solução 3% (P/p) de cloreto de sódio (NaCl); indicadores: fenolftaleína e ferricianeto de potássio.
Inicialmente, preenchemos uma proveta com a solução 3% (P/p) de cloreto de sódio, lixamos (limpeza mecânica) as barras de cobre e ferro, adicionamos à solução no tubo de ensaio 2 (duas) gotas do indicador ferricianeto de potássio e 6 (seis) gotas de fenolftaleína; colocamos uma tampa de plástico perfurada na proveta de forma a prender a barra de ferro imersa na solução. 
H2O(l) + ½ O2(g) + Fe0(s) -> 2 OH-(aq) + Fe2+(aq) + 2 H+(g)
Observação número 1: uma coloração rosada/avermelhada na parte superior do tubo e em torno da barra e coloração esverdeada na parte mais inferior do tubo. 
Explicação: nesse sistema, a barra de ferro funcionou como catodo e ânodo simultaneamente. A coloração rosada/avermelhada ocorreu devido à presença de íons hidroxila, provenientes da redução do oxigênio dissolvido em solução, em reação com a fenolftaleína, que nessas condições apresenta tal coloração. A esverdeada se deve à reação de íons ferro oxidados da barra metálica em reação com o indicador ferricianeto de potássio.
Em seguida, adicionamos ao tubo de ensaio a barra de cobre e a conectamos à barra de ferro através do fio com os jacarés.
Observação número 2: uma formação de resíduo de cor rosada em torno do eletrodo de ferro e de resíduo de cor azulada ao redor do cobre.
Explicação: nessa montagem, a barra de cobre funcionou como catodo, onde ocorreu a redução do oxigênio, já observada anteriormente e a barra de ferro funcionou como anodo, se oxidando a Fe2+ devidamente identificados em solução pelo ferricianeto de potássio. 
Redução do Cobre
Os materiais utilizados foram: proveta (5 ml), chumaço de palha de aço (ferro e impurezas) e solução de sulfato cúprico (CuSO4).
Introduzimos na parte superior da proveta um pequeno chumaço de palha de aço, com uma pequena ponta para facilitar sua retirada. Bem lentamente, adicionamos 2 (duas) gotas da solução de sulfato cúprico ao topo do chumaço.
Fe0(s) + CuSO4(aq) -> Cu0(s) + FeSO4(aq)
Observação: a parte do chumaço da palha de aço que entrou em contato com a solução de sulfato cúprico ficou com uma cor alaranjada. Aos poucos, conforme as gotas conseguiam penetrar no chumaço, observou-se um resíduo líquido incolor no fundo da proveta.
Explicação: houve a redução do cobre no sulfato cúprico e oxidação do ferro presente na palha de aço – que, por sua vez, ficou com a cor alaranjada devido à redução do cobre. Já o resíduo líquido incolor nada mais é do que sulfato ferroso (FeSO4), produzido pela reação de Fe2+, oxidado da palha de aço e ânions sulfato provenientes da solução original de sulfato de cobre.
Eletrólise
Os materiais utilizados foram: béquer de 20mL, uma barra de cobre, uma moeda de 5 centavos, lixa, uma pilha, dois fios com jacarés, solução de ácido clorídrico (HCl) 10%, solução de sulfato cúprico (CuSO4) e balança analítica.
Lixamos a barra de cobre e a moeda (limpeza mecânica) e mergulhamos a moeda num banho de ácido clorídrico por 5 (cinco) minutos, medimos a massa da moeda após isso. Adicionamos ao béquer a solução de sulfato cúprico, ligamos a moeda ao polo negativo da pilha e a barra de cobre ao polo positivo e introduzimos a moeda e a barra de cobre à solução. Deixamos por 15 (quinze) minutos e, depois, medimos novamente a massa da moeda na balança.
Observação: Notamos um leve acréscimo de massa à moeda, todas as medições dos grupos presentes constam na tabela abaixo:
	Grupo
	Massa inicial (g)
	Massa final (g)
	Δm (g)
	Tempo (min.)
	Pilha
	1
	4,0167
	4,0332
	0,0165
	15
	0,0573 A
	2
	4,0500
	4,0540
	0,0040
	15
	0,0135 A
	3
	4,1095
	4,1147
	0,0052
	15
	0,0175 A
	4
	4,0300
	4,0339
	0,0039
	15
	0,0131 A
	5
	4,0833
	4,1040
	0,0207
	15
	0,0696 A
Explicação: o anodo da reação era a barra de cobre e o catodo da reação era a moeda. Sendo assim, os íons Cu2+ presentes na solução de sulfato de cobre se reduzem na superfície da moeda, causando assim uma deposição eletroquímica e consequente ganho de massa. Essa seleção pelo local de deposição se dá pela simples escolha dos pólos da pilha. A equação utilizada para encontrar a corrente foi , sendo F a constante de Faraday, equivalente à 96485 C, E sendo , e t dado em segundos.
Conclusão
Na pilha eletroquímica e na redução do cobre, bastou que houvesse uma condução conectada aos eletrodos para que a reação ocorresse, demonstrando reações espontâneas, ou seja, reações que liberam energia para o meio e não precisam de energia externa para que aconteçam. Ao contrário, no caso da eletrólise, temos o fornecimento de elétrons ao sistema através da pilha externa e esses são direcionados a um dos eletrodos pela ligação dos polos da pilha. Nesse caso temos uma reação não espontânea.