VERIFICAÇÃO DA ESPONTANEIDADE DE UMA REAÇÃO DE ÓXIDO-REDUÇÃ

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Universidade Federal do Espírito Santo 
Centro Tecnológico 
Departamento de Engenharia Civil 
Química Geral 
 
Daiane Pereira Bravim 
Júlia Andrade Stein 
Leonardo de Amorim Casotti 
Luiza Teixeira Hage Firme 
Mateus Pignaton de Oliveira 
 
 
 
 
VERIFICAÇÃO DA ESPONTANEIDADE DE UMA REAÇÃO DE ÓXIDO-REDUÇÃO
 
 
 
 
 
 
Vitória 
Junho de 2016
Universidade Federal Do Espírito Santo 
Centro Tecnológico 
Departamento de Engenharia Civil 
Química Geral 
 
 
 
 
 
 
VERIFICAÇÃO DA ESPONTANEIDADE DE UMA REAÇÃO DE ÓXIDO-REDUÇÃO
 
 
Relatório apresentado ao professor Dr. Armando Biondo Filho, do Departamento de Física, referente á aula experimental nº da disciplina de Química A, pelos alunos do curso de Engenharia Civil do Centro Tecnológico da Universidade Federal do Espírito Santo. 
 
 
 
 
 
Vitória 
Junho de 2016
SUMÁRIO 
INTRODUÇÃO----------------------------------------------------------------------------------4
OBJETIVOS-------------------------------------------------------------------------------------5
PARTE EXPERIMENTAL--------------------------------------------------------------------6
RESULTADOS E DISCUSSÕES------------------------------------------------------- --8
RESOLUÇÃO DAS ATIVIDADES DA AULA EXPERIMENTAL 10--------------10
CONCLUSÃO---------------------------------------------------------------------------------15
REFERÊNCIAS-------------------------------------------------------------------------------16
1. INTRODUÇÃO
A eletroquímica é um ramo da química que estuda os fenômenos químicos e elétricos gerados por reações químicas espontâneas (em pilhas ou baterias, onde ocorrem reações de oxidação e redução, que transformam energia química em energia elétrica. Também estuda as reações que ocorrem como conversão de energia elétrica em energia química, por intermédio do fornecimento de corrente elétrica, conhecidas como eletrólise.
As reações que ocorrem com transferência de elétrons recebem o nome de reações de oxirredução, pois ocorrem redução e oxidação simultaneamente. A espécie que recebe elétrons passa por uma redução, seu Nox fica menor, e recebe o nome de agente oxidante, já a espécie que perde elétrons passa por uma oxidação, seu Nox fica maior, e recebe o nome de agente redutor.
Dessa forma, estabeleceram-se potenciais relativos de oxidação e redução para os elementos, tomando como padrão o eletrodo padrão de hidrogênio. Aos eletrodos que ganham elétrons mais facilmente que o hidrogênio foram atribuídos potenciais negativos, e aqueles que perdem mais facilmente foram atribuídos potenciais positivos.
A eletroquímica está muito presente no nosso dia a dia, principalmente no que se refere a pilhas e baterias utilizadas em aparelhos eletrônicos. Dentro das pilhas são colocadas certas substâncias químicas que reagem espontaneamente transferindo elétrons, isto é, por meio de reações de oxirredução. As baterias são formadas por varias pilhas conectadas em série ou paralelo, aumentando a sua voltagem.
2. OBJETIVOS
Os principais objetivos do experimento de número dez foram os de entender e aplicar os conceitos envolvidos nas reações de oxidação e redução, e observar a espontaneidade de reações de oxidação e redução.
3. PARTE EXPERIMENTAL
Materiais
1 Multímetro ou Voltímetro
4 Tubos de ensaios P
2 Placas de cobre (± 5 cm x 0,5 cm) ou fio de cobre (± 5 cm x 0,5 cm)
2 Placas de ferro (± 5 cm x 0,5 cm) ou prego (± 5 cm x 0,5 cm)
2 Placas de zinco (± 5 cm x 0,5 cm) ou fio de zinco (± 5 cm x 0,5 cm)
1 Béqueres de 100 mL
1 tubo em U, para ponte salina
Esponja de aço
 
Reagentes
1 Solução de nitrato de prata, AgNO3 0,1 mol·L1
1 Solução de sulfato de ferro II, FeSO4 0,1 mol·L1
1 Solução de sulfato de cobre II, CuSO4 0,1 mol·L1
1 Solução de sulfato de estanho II, SnSO4 0,1 mol·L1
1 Solução de sulfato de zinco, ZnSO4 0,1 mol·L1
 Acetona
Água destilada
 
Procedimento experimental
I) Parte I
a) Os tubos já se encontravam numerados;
b) Foi colocados, com auxilio de uma proveta, 5 mL da solução de sulfato de cobre II (CuSO4) no tubo de ensaio 1;
c) Em seguida, foi inserido um prego limpo, no qual removemos o óleo e passamos uma esponja de aço, fazendo com que parte do mesmo fique mergulhada na solução e outra parte fora da solução;
 
d) Foram observadas as condições iniciais e suas possíveis alterações e registradas em resultados;
e) Foi colocado, com auxilio de uma proveta, 5 mL da solução de sulfato de ferro II (FeSO4) no tubo de ensaio 2;
f) Foi inserido um pedaço de fio de cobre, no qual removemos o óleo e passamos uma esponja de aço, fazendo com que parte do mesmo fique mergulhada na solução e outra parte fora da solução;
g) Foram observadas as condições iniciais e suas possíveis alterações e registradas em resultados;
h) Colocou-se no tubo 3, com auxilio de uma proveta, 5 mL da solução de nitrato de prata (AgNO3);
i) Em seguida, inserir um pedaço de fio de cobre, no qual removemos o óleo e passamos uma esponja de aço, fazendo com que parte do mesmo fique mergulhada na solução e outra parte fora da solução;
j) Foram observadas as condições iniciais e suas possíveis alterações e registradas em resultados;
II) Parte II
a) Realizou-se a montagem da célula galvânica;
b) Colocou-se 50 mL de solução de CuSO4 0,1 mol·L-1 em um béquer e 50mL de ZnSO4 0,1 mol· L-1 em outro. Foi inserida uma placa de zinco na solução de ZnSO4 e uma placa de cobre na solução de CuSO4.
c) Realizou-se a medida da diferença de potencial (ddp) por meio do voltímetro.
 
 
4. RESULTADOS E DISCUSSÕES
	Tubo I
	Tubo II
	Tubo III
	Início
	Início
	Início
	Prego normal
	Fio de cobre
(Cor de bronze)
	Fio de cobre (cor normal)
	Com o passar do tempo
	Com o passar do tempo
	Com o passar do tempo
	Liquido ficou azulado
	Líquido amarelado
	Cobre ficou preto
	 
 Prego clareou, ficou meio 
 rosado, quase da cor do cobre.
	 
 Não verificamos alteração, a solução clareou bem pouco.
	Formou em volta do cobre uma camada parecida com “líquens”
 ou penugem, a solução clareou
 um pouco e adquiriu 
coloração azulada.
 
Tubo I:
Foi colocado, com o auxílio de uma proveta, 5 ml da solução de sulfato de cobre II (CuSO4) no tubo de ensaio, e inseriu-se um prego limpo, onde uma parte do mesmo ficou mergulhada na solução e outra parte fora.
A explicação para esse resultado é que o prego é formado basicamente por ferro metálico e em contato com o cobre iônico(formado pela dissociação do sulfato de cobre), a tendencia do sistema é a passagem do cobre iônico para a forma metálica, já do ferro metálico para a forma iônica, e que pela diferença dos valores de oxi-redução dos metais, a reação é espontânea. Assim, há uma deposição de cobre sobre o ferro do prego, gerando uma coloração apresentada na tabela acima. 
Tubo II:
Foi colocado, com auxílio de uma proveta, 5 ml da solução de sulfato de ferro II (FeSO4) no tubo de ensaio, e colocou-se um pedaço de fio de cobre, fazendo com que parte do mesmo fique mergulhada na solução e outra parte fora.
Tubo III:
Foi colocado, com auxílio de uma proveta, 5 ml da solução de nitrato de prata (AgNO3) no tubo de ensaio, e inseriu-se um pedaço de fio de cobre, deixando uma parte do mesmo mergulhada na solução e outra parte fora.
Os resultados deste tubo são explicados da seguinte maneira:
Quando um fio de cobre metálico é mergulhado em uma solução de nitrato de prata, notamos que, com o passar do tempo, forma-se uma camada cinza sobre o cobre (camada de prata sobre o cobre), e a solução, que inicialmente era incolor, vai ficando azulada.
Essa cor azul deve-se à formação de cátions cobre (Cu2+) que ficam dissolvidos na solução. Significando que o cobre metálico (Cu0) perdeu elétrons para se transformar nesse cátion. Desse modo, ele sofreu uma oxidação (perda de elétrons – Nox aumenta).
Cu0(s) → Cu2+(aq) + 2 e-
Ao mesmo tempo, os íons prata (Ag+) que existiamna solução de nitrato de prata (AgNO3) receberam esses elétrons que o cobre perdeu e transformaram-se em prata metálica (Ag0), que se depositou no fio de cobre, dando aquela aparência de penugem sobre o cobre. Então os íons prata sofreram redução (ganha elétrons – Nox diminui).
2 Ag+(aq) + 2e-→ 2 Ag0(s)
Visto que houve transferência de elétrons, com ocorrência simultânea de oxidação e de redução, esse é um exemplo de reação de oxirredução, que é dada pela soma das duas semirreações acima:
Reação de oxirredução: Cu (s) + 2 AgNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2 Ag(s).
 
Montagem da Célula Galvânica:
Colocou-se 50 ml de solução de CuSO4 0,1 mol·L-1 em um béquer e 50mL de ZnSO4 0,1 mol·L-1 em outro. Foi inserido um fio (ou placa) de zinco na solução de ZnSO4 e um fio (placa) de cobre na solução de CuSO4. A ponte salina foi feita com cloreto de sódio.
A diferença de potencial(ddp) medida foi de 1,06 V e a corrente vai do zinco para o cobre. O multímetro foi usado em 2V.
5. RESOLUÇÃO DAS ATIVIDADES DA AULA EXPERIMENTAL 10
1) O que são processos de oxidação-redução?
A oxidação refere-se a perda de elétrons. Já a redução refere-se ao ganho de elétrons. Portanto, as reações de oxirredução ocorrem quando os elétrons são transferidos do átomo oxidado para o átomo reduzido.
2) Identifique os elementos que mudam seu estado de oxidação nas reações observadas, definindo os números de oxidação desses átomos?
Tubo 1: Inicialmente:
- Nox do Ferro
Fe = 0
- Nox do CuSO4:
Cu = 2+, S = +6, O= -2
- Nox do FeSO4:
Fe = +2; S = +6; O = -2 
Assim, o ferro varia de 0 para +2 sofrendo oxidação. O cobre vai de +2 para 0 sofrendo redução.
Tubo 2: Não houve reação.
Tubo 3: O cobre(Cu) inicialmente tem nox 0. Já a prata (Ag) está ligada ao nitrato (NO3), que possui carga -1. Consequentemente, sua carga é +1. Após a reação, o cobre(Cu) ligou-se ao nitrato(NO3) com carga +2. Ou seja, passou de nox 0 para nox +2, e, portanto, oxidou-se. Já a prata (Ag) tinha nox +1, e após a reação ficou com nox 0. Ou seja, reduziu-se.
 
3) Sugira os respectivos produtos de reação que ocorreram nos tubos de ensaio?
 Tubo 1: CuSO4 + Fe ---> FeSO4 + Cu
Tubo 2: Não houve uma reação entre tais substâncias pois o cobre é um metal nobre, assim não há formação de produtos.
Tubo 3: Cu + 2 AgNO3 = Cu(NO3)2 + 2 Ag
4) Identifique as espécies oxidantes e redutoras nos casos em que foi observada a ocorrência da reação?
Tubo 1: O ferro (Fe) oxida, assim ele é o agente redutor. Já o cobre reduz, assim ele é o agente oxidante.
Tubo 2: Não houve reação.
Tubo 3: O cobre oxida, assim ele é o agente redutor. Já a prata reduz, assim ela é o agente oxidante.
5) Explique o que ocorre na reação entre o ferro e a solução de sulfato de cobre e escreva as reações envolvidas. Faça o mesmo para o sulfato de ferro II e o cobre e o nitrato de prata com o cobre?
Na reação entre ferro e a solução de sulfato de cobre, ocorreu a oxidação do ferro e a redução do cobre. Assim, houve uma deposição de cobre sobre o ferro do prego, já que o prego é formado basicamente por ferro metálico e em contato com o cobre iônico(formado pela dissociação do sulfato de cobre), a tendencia do sistema é a passagem do cobre iônico para a forma metálica, já do ferro metálico para a forma iônica. A reação seria: Fe(s) + CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu(s)
Na reação entre o cobre e a solução de sulfato de ferro II, não há reação entre essas duas substancias, pois o cobre é um gás nobre. O sulfato ferroso (FeSO4), possui o ferro ,que é um metal mais reativo que o cobre. Como os metais nobres são os metais menos reativos que todos os outros metais existentes, eles não conseguirão reagir com qualquer outro metal mais reativo existente numa substância como o ferro do sulfato ferroso, portanto não ocorreu nenhuma reação. 
Na reação entre o cobre e o nitrato de prata, notamos que, com o passar do tempo, formou-se uma camada cinza sobre o cobre (camada de prata sobre o cobre), e a solução, que inicialmente era incolor, foi ficando azulada devido a formação de cátions cobre (Cu2+) na solução. Assim o o cobre metálico perdeu elétrons, sofrendo oxidação. Ao mesmo tempo que o íons Ag+ na solução de nitrato de prata receberam esses elétrons que foram perdidos pelo cobre e transformaram-se em Ag0, depositando no fio de cobre, o que deu uma aparência de penugem sobre o cobre. O íons pratas assim, sofreram redução. A reação seria:
 Cu (s) + 2 AgNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2 Ag(s).
6) Defina pilha de Daniell e identifique os constituintes do dispositivo, bem como suas funções.
A pilha de Daniell é constituída por duas semicélulas. A primeira, formada por uma placa de zinco mergulhada em uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4) em um béquer, e a outra é formada por uma placa de cobre mergulhada em uma solução de sulfato de cobre II (CuSO4) em outro béquer. Essas duas placas são interligadas por um fio de cobre condutor. Ainda, as duas soluções são interligadas por um tubo, com solução eletrolítica, mais conhecida como ponte salina.
O funcionamento dessa pilha ocorre da seguinte forma: o zinco é mais reativo que o cobre, por isso, tem maior tendência de oxidar-se, isto é, de perder elétrons. Assim, a placa de zinco funciona como o eletrodo negativo, chamado de ânodo, onde ocorre a seguinte reação de oxidação:
Zn( s) ↔ Zn2+(aq) + 2 e-
Dessa forma, os elétrons que são perdidos pelo zinco transferem-se através do fio de cobre para a placa de cobre e assim para a solução de sulfato de cobre II. O íons de cobre (Cu2+) que já se encontram na solução, recebem esses elétrons, sofrendo redução. Mostrando que a placa de cobre funciona como eletrodo positivo, chamado de cátodo, onde ocorre a seguinte reação de redução:
Cu2+(aq) + 2 e- ↔ Cu( s)
Assim, ao somar as duas semirreações citadas, chega-se a reação global da pilha de Daniell:
Zn( s) ↔ Zn2+(aq) + 2 e-
Cu2+(aq) + 2 e- ↔ Cu( s)
Reação Global: Zn(s) + Cu 2+(aq) <-->Zn2+(aq) + Cu(s)
 
7) Em termos termodinâmicos pode se dizer que a reação eletroquímica produzida é espontânea ou não-espontânea
É espontânea pois a energia calculada foi positiva, assim a ddp medida foi de 1,06 V e a corrente vai do zinco para o cobre.
8) Descreva as principais diferenças entre uma célula galvânica e eletrolítica.
Uma célula eletrolítica faz a decomposição das substancias que existem na mesma, por meio da eletricidade, assim ela consome eletricidade constantemente, enquanto em seu interior tiver substancias químicas que serão decompostas pela passagem da corrente elétrica. O consumo da eletricidade é diretamente proporcional às massas de suas substancias que são decompostas.
Já a célula galvânica produz a eletricidade, a partir da energia química de seus componentes. Assim a quantidade de eletricidade que essa célula produz é diretamente proporcional às massas das substancias que existem nela. Quando todos os produtos químicos da célula reagir, a produção de energia elétrica acaba.
9) Quais as principais aplicações das pilhas em nosso cotidiano?
As pilhas alcalinas são um tipo de fonte portátil de energia. Não são recarregáveis. Elas são apropriadas para equipamentos que requerem descargas de energia rápidas e fortes, como brinquedos, câmeras fotográficas digitais, mp3 players etc.
10) Comente as principais diferenças entre a pilha de Daniell e as pilhas comerciais
A pilha de Daniell é uma pilha constituída de eletrodos de cobre e zinco que são ligados e imersos em solução de Cu2+ e Zn2+. Já a pilha comercial, pilha elétrica, pilha galvânica ou ate mesmo chamada de pilha voltaica é um dispositivo que utiliza reações de oxirredução, convertendo energia química em energia elétrica. É uma reação espontânea. Nesse dispositivo têm-se dois eletrodos que são separados em dois compartimentos imersos em um meio contendo íons em concentrações conhecidas e separados por uma placa. Esses eletrodos são ligados por um circuito elétrico, fora da célula, o que garante um fluxo dos elétrons entre os eletrodos.
 
6. CONCLUSÃO
Os resultadosdo experimento mostram que os objetivos foram alcançados, tanto na Parte I, onde dentro de tubos de ensaio foram adicionadas as soluções de sulfato de cobre II, sulfato de ferro II e nitrato de prata, e dentro dos tubos foram colocados pregos ou fios de cobre para observar as reações, classificando como espontânea ou não espontânea.
Na pilha de Daniell, o valor da voltagem marcado pelo multímetro foi de 1,06 volts, próximo ao ideal(1,10V), isso indica que as concentrações das soluções de zinco e cobre foram próximas de 1 mol/L (concentração em que os potenciais padrões de redução foram determinados) e a ponte salina foi bem executada.
7. REFERENCIAS
Fogaça, Jennifer. Eletroquímica. Disponível em:<http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/eletroquimica.htm> Acesso em: 21 de jun. 2016
Schiavon, M.A.; Santos, J.M.S; Mano, V.Química Geral Experimental I, São João Del Rei, 2005.
Química Nova, vol.29 nº.4, São Paulo Julho/Agosto, 2006.