Relatorio Experimento 9

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Centro Universitário Estácio de Brasília 
Curso: Engenharia Civil Turno: Matutino 
Disciplina: Química Geral Teórica - Experimental Turma: 1002 
Professor: MSc. Atailson Oliveira da Silva 
 
 
Nome: Edlainy Ferreira Matrícula: 201602826552 
Nome: Jordan Regis Pereira Sousa Matrícula: 201607260581 
Nome: Lucas Dantas da Silva Matricula: 201608068382 
Nome: Natanael Henrique Carvalho Jales Matrícula: 201607265265 
 
 
PRÁTICA Nº 9 – ELETROQUÍMICA 
 
Introdução 
 
A Eletroquímica é uma ramificação da Química que estuda as propriedades dos 
eletrólitos e os processos de transformação de energia química em energia elétrica que 
ocorrem na superfície de eletrodos. 
 
Existem dois tipos de células eletroquímicas: 
• Células voltaicas ou galvânicas (pilhas, acumuladores e baterias), nas quais a energia 
elétrica é produzida a partir de reações espontâneas de oxirredução. 
• Células eletrolíticas, que utilizam energia elétrica para produzir reações redox 
(transformações que não seriam espontâneas na ausência de uma diferença de 
potencial externa). 
 
A Eletroquímica através destes aspectos, consegue ilustrar a eficiência prática desta 
ramificação, por exemplo, com a utilização da eletrólise podemos obter vários produtos 
de importância industrial. Também com o emprego de reações geradoras de corrente 
elétrica, já que permite a construção de diversos tipos de pilhas, largamente utilizadas em 
equipamentos e brinquedos. Não podemos deixar de lado os acumuladores (por exemplo 
as baterias de chumbo-ácido sulfúrico) que por sua vez, são muito empregados na 
indústria automobilística. 
A utilização de conceitos eletroquímicos no estudo teórico de reações químicas é tão 
importante quanto estas aplicações industriais. Através deles pode-se determinar a 
constante de equilíbrio de uma reação, o grau de acidez de uma solução ou a 
solubilidade de uma substância, bem como prever se um determinado processo ocorrerá 
espontaneamente ou não. 
 
Parte I - Pilhas Galvânicas 
 
1. Resumo 
 
Para que se consiga realizar trabalhos útil a partir da energia liberada numa reação 
espontânea de oxirredução, deve-se evitar a transferência direta de elétrons do agente 
redutor para o agente oxidante. Para tanto, eles devem ser confinados em recipientes 
separados ou devem ter suas mobilidades restringidas, o que pode ser obtido por 
misturas com fases (líquidas ou sólidas) nas quais a difusão é lenta. Assim, os elétrons 
gerados na semi-reação de oxidação devem passar através de um condutor metálico 
antes de promoverem a semi-reação de redução. 
 
 
 
2. Objetivos 
 
• Construir pilhas eletroquímicas capazes de gerar pequenas diferenças de potencial a 
partir de reações de oxirredução; 
• Determinar experimentalmente a voltagem produzida por cada pilha.; 
• Utilizar a energia elétrica obtida para realizar trabalhos útil (acender uma lâmpada). 
 
3. Procedimento Experimental 
 
Em primeiro lugar, preparamos a ponte salina, preenchendo um tubo em forma de "U" 
com uma solução saturada de cloreto de potássio. Tampamos as extremidades do tubo 
com pedaços de algodão embebidos na mesma solução. Foi tomada a devida atenção 
para que não formassem bolhas de ar no interior do tubo. 
Transferimos 50 mL de solução 0,10 mol/L de sulfato de zinco para um béquer e em 
outro béquer colocamos 50 mL de solução 0,10 mol/L de sulfato de cobre. 
Lixamos os eletrodos de zinco e de cobre e lavámos com água destilada, em seguida 
mergulhamos os eletrodos nas soluções correspondentes. 
 
 
Figura 1 – Béquer da esquerda com sulfato de cobre e béquer da direita com sulfato de zinco. 
Após a montagem do sistema conectamos o eletrodo de zinco ao terminal negativo e o 
eletrodo de cobre ao terminal positivo do voltímetro. (Obs: Invertemos os conectores na 
hora de fazer a leitura da tensão, devido a isso o resultado apresentado na imagem está 
negativo. 
 
 
Figura 2 – Leitura da tensão elétrica obtida pelo sistema. 
 
 
Parte II - Construção da pilha de permanganato e zinco metálico: 
 
Reservamos em um béquer cerca de 10 mL de permanganato de potássio 
(previamente preparada pelo professor com solução 2,0 mol/L de ácido sulfúrico na 
proporção 4:1). Mergulhamos o eletrodo de carbono (grafite) e o eletrodo de zinco nessa 
solução, sem deixar que os dois entrem em contato direto. Com auxílio do voltímetro 
medimos a voltagem produzida por esta pilha e obtivemos 2,17 V de tensão. 
 
 
Figura 3 – Sistema finalizado. 
 
Figura 4 – Momento que aferimos a tensão do sistema. 
 
Em seguida, desconectamos o voltímetro e conectamos os terminais do led aos 
terminais do sistema para ligar o led, porém a tensão obtida não foi o suficiente para que 
o led acendesse. 
 
Parte III – Eletrólise 
 
1. Resumo 
 
As transformações redox que apresentam um potencial padrão de reação negativo (E 
o pilha < 0) não são espontâneas (nas condições-padrão), mas podem ser levadas a 
ocorrer eletroquimicamente. O processo utilizado para este fim, chamado eletrólise, é 
capaz de dirigir uma reação no sentido não-espontâneo pelo uso de uma corrente elétrica 
suprida por uma fonte externa. 
 
2. Procedimento Experimental 
 
Nessa parte do relatório realizamos a eletrólise da água, que em termos leigos 
significa decompor a água. Para a realização desta etapa tivemos que fornecer energia 
elétrica para que a reação aconteça. 
 
Para a montagem do sistema utilizamos: 
• 2 pilhas de 1,5 V de tensão 
• 2 Fios de cobre de 15cm 
• 2 eletrodos de Carbono (grafite) 
• 30 ml de água reservado em béquer 
 
 
 
Conectamos as duas pilhas em série e fixamos 1 fio de cobre em cada polo das pilhas, 
em seguida fixamos os eletrodos de carbono nos terminais dos fios de cobre. Com o 
sistema devidamente montado, inserimos os dois terminais do fio de cobre sendo que 
cada terminal tinha um eletrodo de carbono (grafite) em um béquer com 
aproximadamente 30 ml de água. 
Para iniciar o processo de eletrólise fosse realizado corretamente, somente o grafite 
deve estar em contato com a água (figura 5), e não o fio de cobre que estávamos 
utilizando como condutor elétrico. 
 
 
Figura 5 – Terminais do fio cobre com os eletrodos de carbono fixados a ele. 
Para que a reação aconteça, no caso a energia mínima utilizada foi de duas pilhas 
comuns com tensão de 1,5 V. Quando atingimos a tensão necessária para que a reação 
aconteça, podemos notar visivelmente a formação de pequenas bolhas no polo negativo. 
O motivo de isso acontecer é que o hidrogênio foi atraído para polo negativo do 
sistema, fazendo com que haja a movimentação das moléculas que estão dentro da 
água. E com essa reação aferimos com o voltímetro a tensão de 3,19 V na água, 
indicando que estava transportando energia elétrica por meio dela. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
3. Bibliografia 
 
Utilizamos os estudos e explicações que adquirimos em sala de aula com o professor 
responsável pela disciplina.