Relatório 3 Eletroquímica

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DO SUDOESTE DA BAHIA
DEPARTAMENTO DE QUÍMICA E EXATAS– DQE
DISCIPLINA – QUÍMICA INORGÂNICA
DOCENTE – RAFAEL
CURSO DE FARMÁCIA
ELETROQUÍMICA
QUEILIMAR ARAÚJO
JEQUIÉ – BAHIA
AGOSTO, 2011
Introdução
Eletroquímica é o estudo das reações químicas nas quais partículas carregadas (íons ou elétrons) atravessam a interface entre duas fases da matéria, tipicamente uma fase metálica (o eletrodo) e uma fase líquida da solução condutora ou eletrólito. 
	Processos de oxidação e redução estão envolvidos no estudo da eletroquímica, onde as reações químicas ocorrem com o envolvimento de transferências de elétrons de um reagente para outro. Os dois processos ocorrem simultaneamente e não podem coexistir independentemente.
	A diferença de potencial (ddp) entre os eletrodos de uma célula mede a tendência da célula em realizar uma reação química, isto é, quanto mais positivo for o seu valor, maior será a tendência de reação a se deslocar para a direita, em direção aos produtos.
	O potencial padrão de um eletrodo (Eº) é o potencial que é estabelecido quando todos os constituintes existem em seus estados padrões (isto é, atividade unitária para todas as espécies dissolvidas). O potencial de eletrodo será, portanto diferente quando os constituintes da oxi-reduçao (redox) não estão em seus estados padrões.
Nernst foi o primeiro pesquisador a estabelecer uma teoria para explicar o aparecimento da diferença de potencial nos eletrodos. Através de raciocínios termodinâmicos, Nernst deduziu uma equação que permite calcular a diferença de potencial existente entre um metal e uma solução aquosa de um de seus sais, ou seja, o potencial Eº do eletrodo.
Há duas classificações de células eletroquímicas que são: galvânica e eletroquímica. As células galvânicas, que também são chamadas de voltaicas, são formadas por dois eletrodos imersos em uma mesma solução eletrolítica ou em soluções eletrolíticas diferentes que, em virtude das reações químicas que ocorrem em suas interfaces, geram corrente elétricas espontaneamente. Quando é necessário fornecer corrente elétrica afim de que reações químicas ocorram ao nível dos eletrodos, o sistema é chamado de célula eletrolítica.
Uma célula eletrolítica é uma célula galvânica na qual um potencial de uma fonte externa (bateria) é aplicado através dos eletrodos para opor qualquer corrente que poderia fluir de qualquer maneira. A energia elétrica é consumida em vez de ser produzida. Os processos nos eletrodos não são espontâneos e são opostos aqueles observados na célula galvânica.
Desconsiderando o tipo de célula, os eletrodos são designados tanto como cátodo ou ânodo, dependendo do processoque ocorre no eletrodo e não da carga que ele apresenta. Um cátodo, é um eletrodo no qual ocorre a redução. Em uma célula galvânica o cátodo é positivamente carregado e atrai ânions que estão em solução. No entanto, em uma célula eletrolítica, o cátodo é negativamente carregado e cátions são reduzidos na superfície do eletrodo. 
Um ânodo é um eletrodo no qual ocorre a oxidação, e é carregado negativamente nas células galvânicas e cátions em solução são a ele atraídos. Inversamente, nas células eletrolíticas, o ânodo é positivamente carregado e ânions são oxidados.
Objetivos
▪Montar células eletroquímicas e determinar a diferença de potencial para cada uma delas.
▪Identificar cátions através da sua reação com alguns metais.
Materiais
▪ Tubos de ensaio;
▪ Béqueres;
▪ Vaso poroso (vela de filtro);
▪ Voltímetro;
▪ Fios condutores;
▪ Lixa.
Soluções e Reagentes 
▪ Solução de sulfato de cobre 1,0 mol.L-1;
▪ Solução de sulfato de zinco 1,0mol.mL-1;
▪ Lâmina de zinco metálico;
▪ Lâmina de cobre metálico; 
▪ Lâmina de chumbo metálico;
▪ Cloreto de cobalto hexahidratado;
▪ Soluções problemas: A, B.
Procedimento experimental
Pilha com separação porosa
Montou-se uma célula eletroquímica conforme a Figura 01 no anexo. Foi utilizado um vaso poroso que serviu para agregar a solução do eletrólito e o eletrodo de cobre (meia-célula de cobre). Esse vaso poroso foi introduzido dentro de um béquer de vidro de 500 mL, contendo Zn+2 e o eletrodo de zinco. Depois foi determinado com um voltímetro a diferença de potencial elétrico entre as semi-células. Anotou-se as observações.
2.0 Identificação de cátions 
Limpou-se com uma lixa, as lâminas metálicas de cobre (Cu), zinco (Zn) e chumbo (Pb) até obteve seu brilho. Em seguida, limpou com toalha de papel. Adicionou-se uma gota de cada uma das soluções A e B às três lâminas e observou o que aconteceu. O aparecimento de uma mancha na lâmina indicou que houve reação. Como as reações nem sempre são instantâneas, esperou-se uns três minutos para chegar a uma conclusão definitiva. Logo após, foi anotado as observações.
Resultados e Discussão
Pilha com separação porosa
Para montar essa célula foi utilizado o vaso poroso substituindo a ponte salina. A separação mediante esse material poroso tem a finalidade de manter os íons Cu2+ afastados do ânodo zinco para o cobre, e consequentemente permitir o escoamento de elétrons pelo circuito externo. O vaso poroso também permite a migração dos íons entre os dois compartimentos. 
A reação redox é espontânea, isso quer dizer que quando o metal zinco entra em contato com a solução aquosa de sulfato de cobre (II), o cobre metálico é depositado na superfície do zinco. Esses elétrons reduzem os íons Cu2+a átomos de cobre metálico (Co0), que aderem à superfície do zinco ou formam íons Zn2+que vão passando para a solução. 
Fazendo a separação das semi-reações de oxidação e redução em uma célula, é possível arranjar a reação para realização de trabalho. Como os reagentes (sulfato de cobre e sulfato de zinco) estão separados por um vaso poroso, então para que os elétrons passem dos átomos de zinco para Cu2+, eles devem passa através de um circuito externo (o fio), e à medida que eles vao de um eletrodo a outro, podem ser usados para realizar trabalhocomo acender uma lâmpada.. 
Os íons Cu2+ são convertidos a átomos de Cu em um dos compartimentos pela semi-reduçao, observe:
Cu2+(aq) + 2 e- Cu(s)
Inversamente, os átomos de Zn são convertidos em Zn2+ no outro compartimento pela semi-reaçao de oxidação. Analise:
Zn(s) Zn2+(aq) + 2 e-
Os ânions deslocam-se para o ânodo para balancear as cargas dos íons Zn2+ formados pela oxidação do eletrodo de zinco. Os cátions movem-se para o cátodo para substituir as cargasdos íons Cu2+que foram depositados como cobre metálico. Os íons se movem entre os dois compartimentos, através do vaso poroso para prevenir o aumento de carga elétrica dentro dos compartimentos da célula e para completar o circuito elétrico. 
Como o potencial de célula (E) é uma medida da habilidade da reação da célula de empurrar e puxar elétrons através de um circuito. Isto significa que uma reação com muito poder de empurrar e puxar elétrons gera um alto potencial de célula (alta voltagem). Enquanto que uma reação com pequeno poder de empurrar e puxar elétrons, tal como uma reação próxima ao equilíbrio, gera somente um pequeno potencial (baixa voltagem).
Portanto, no experimento, usou-se ovoltímetro eletrônico e um digital para medir o potencial de célula. Entao para identificar qual das extremidades era o cátodo e o ânodo, conectou-se um dos cabos do voltímetro à célula, verificando que o ânodo (-) era o lado esquerdo da célula e o cátodo (+) o lado direito. Observe o diagrama da célula:
Zn0(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu0(s)
O valor encontrado na célula através dos dois 6encontrada na literatura, 1,10 V. Em uma célula galvânica os dois eletrodos puxam em direções opostas, de forma que o poder total da célula, medido pelo potencial-padrão (Eº) da célula, é a diferença entre os potenciais-padrão dos dois eletrodos que é encontrado na Tabela 01 de potenciais-padrão de redox (em anexo), calculando em seguida a diferença, observe:
Semi-reação no cátodo: redução Cu2+(aq) + 2 e- Cu0(s) Eº= 0,34 V
Semi-reação no ânodo: oxidação Zn0(s) Zn2+(aq) + 2 e- Eº = - 0,76 V
Equação global Cu2+(aq) + Zn(s) Cu(s) + Zn2+(aq) Eº = 1, 10 V
Eºcélula = Eº(cátodo) – Eº(ânado)
Eºcélula = 0,34 V – (- 0,76 V) = 1,10 V
De acordo com os dados literários, a coloração azul da soluãoCuSO4 é dada pelos íons Cu2+(aq). Essa solução vai perdendo a cor típica porque esses íons migram da solução para a placa de cobre, onde são reduzidos a Cu(s). A solução de fica mais diluída . Elétrons da placa de Zn são atraídos pelo eletrodo de cobre, passam pelo circuito externoe são recebidos pelos íons Cu2+ os quais migram da solução para a placa de Cu(s).
2.0 Identificação de cátions 
Tabela 2. Dados obtidos no experimento de identificação de cátions.Foram lixadas todas as lâminas usadas, para retirar as partes oxidadas. Ao acrescentar três gotas da solução incógnita nas lâminas observou-se que algumas sofreram reação e outras não. Observe a Tabela 2:
	SOLUÇÃO 
	LÂMINA DE COBRE
	LÂMINA DE ZINCO
	LÂMINA DE CHUMBO
	A
	Não reagiu
	Reagiu
	Não reagiu
	B
	Reagiu 
	Reagiu
	Reagiu
	
	
		
	
Fonte: Dados coletados pela discente no experimento de Química Inorgânica
Para identificação desses cátions que se interagiram com essas lâminas foi utilizado os conceitos de redox, observando os valores de potenciais-padrão da tabela de oxi-redução. 
Houve uma indicação prévia no roteiro do experimento que as soluções usadas para essa reação – A e B – poderia está presente os cátions Ag+, Cu2+, Pb2+ e Ca2+. Seguindo essa dica, foram feitos cálculos de potencial-padrão para cada reação possível sendo respaldado pelos valores encontrado na Tabela 1. Analise abaixo por etapas:
Na lâmina de cobre, não houve reação com a solução A, então de imediato confirmou-se que essa solução continha o cátion Cu2+, sendo assim ela não reagiu com o Cu0(s) por ter o mesmo nível de reatividade, o que anula o seu potencial-padrão. No entanto nas placas de zinco e chumbo ocorreu reação com a solução A, onde o Cu2+(aq) reduziu á cobre metálico Cu0(s), formando manchas nessas lâminas por causa da oxidação dos metais Zn0(s) e Pb0(s) que transformaram-se em íons Zn2+(aq) e Pb2+(aq) respectivamente.
A lâmina de cobre com a solução B reagiu, indicando que continha o cátion Ag+, pois tem ele mais tendência a receber elétrons e por ser mais reativo que os outros cátions sugeridos. Portanto, observou-se que a Ag+(aq)reduziu à prata metálica Ag0(s), mediante a observação de manchas escuras que surgiram na superfície do metal com esse cátion, sendo assim, esses metal se oxidou, formando o íon Cu2+(aq), Zn2+(aq) e Pb2+(aq). Observe as reações:
Cu0(s) +Cu2+(aq) = Não houve reação
Semi-reação no ânodo: oxidaçãoCu0(s) Cu2+(aq) + 2 e- Eº = - 0,34 V
Semi-reação no cátodo: redução 2Ag+(aq) + 2 e- 2 Ag0(s) Eº = + 0,80 V
Equação global Cu2+(aq) + Ag0(s) Cu0(s) + Ag2+(aq) Eº = +1,14 V
Semi-reação no ânodo: oxidaçãoZn0(s) Zn2+(aq) + 2 e- Eº = + 0,76 V
Semi-reação no cátodo: redução Cu2+(aq) + 2 e- Cu0(s) Eº = + 0,34 V
Equação global Zn0(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu0(s) Eº = +1,10 V
Semi-reação no ânodo: oxidação Zn0(s) Zn2+(aq) + 2 e- Eº = + 0,76 V
Semi-reação no cátodo: redução 2Ag+(aq) + 2 e- 2 Ag0(s) Eº = + 0,80 V
Equação global Zn0(s) + Ag2+(aq) Zn2+(aq) + 2 Ag0(s) Eº = + 1,56 V
Semi-reação no ânodo: oxidação Pb0(s) Pb2+(aq) + 2 e-Eº = + 0,13 V
Semi-reação no cátodo: redução Cu2+(aq) + 2 e- Cu0(s) Eº = + 0,34 V
Equação global Pb0(s) + Cu2+(aq) Pb2+(aq) + Cu0(s) Eº = + 0,47 V
Semi-reação no ânodo: oxidação Pb0(s) Pb2+(aq) + 2 e-Eº = + 0,13 V
Semi-reação no cátodo: redução 2Ag+(aq) + 2 e- 2 Ag0(s) Eº = + 0,80 V
Equação global Pb0(s) + 2 Ag+(aq) Pb2+(aq) + 2 Ag0(s) Eº = + 0,93 V
	Tanto o íon Ag+ como o íon Cu2+ tem tendência à redução, porém seguindo os ordem da tabela de potencial padrão, a Ag+tem caráter mais oxidante do quem o Cu2+. Verificou-se através da força eletromotriz, que todas as reações que ocorreram, foram espontâneas.
Conclusão
A célula eletroquímica na parte 1 do experimento, que foi montada a partir de materiais alternativos e sucata de metais, que consistiu em um dispositivo semelhante a uma pilha elétrica que forneceu energia elétrica para produzir trabalho útil. Na parte 2, as análises das reações ocorridas entre metais sólidos e íons metálicos em solução, permitiram verificar as diferenças nas reatividades dos metais testados, bem como as possibilidades de construção de outras células eletroquímicas com pares de metais diferentes de Zn e Cu. Este experimento, fez com que percebêssemos a importância dos processos que envolvem reações do tipo redox, podendo ser aplicada em vários setoresda ciência
Referências
ATKINS, P; JONES L. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 1.ed. Porto Alegre: Bookman, 2001.
BROWN, Theodore L. et al. Química: a ciência central. 9.ed. São Paulo: Pearson Prentice Hali, 2007.
SANTOS, W.L.P; MÓL, G.S. Química e sociedade. 1.ed. São Paulo: Nova Geraçao, 2005.
Figura 1.
 Pilha com vaso de separação porosaAnexo
Tabela 1. Potencial padrão de redução.
Questionário 
1 – Escreva as semi-reaçoes de cada um dos eletrodos e a reação da pilha de Daniel.
2 – Observando as semi-reações, indique qual eletrodo é o ânodo e qual é o cátodo. Justifique.
Na reação de Zn0(s) com a solução contendo o cátionAg2+(aq) , ocorre um deslocamento dos elétrons do zinco sólido que são receptados pelo íon Ag+, ou seja, ocorre uma oxidação do Zn(s), perdendo 2e- para o cátion Ag+, o qual sofre redução, ganho de 2e-.
Semi-reação no ânodo: oxidação Zn0(s) Zn2+(aq) + 2 e- Eº = + 0,76 V
Semi-reação no cátodo: redução 2Ag+(aq) + 2 e- 2 Ag0(s) Eº = + 0,80 V
3 – Represente o diagrama de célula para cada uma das versões da pilha de Daniel.
Zn0(s) | Zn2+(aq) || Cu2+(aq) | Cu0(s)
4 – Consulte uma tabela e anote os valores dos potenciais padrão de redução para as seguintes semi-reações:
 Cu2+(aq) + 2 e- Cu0(s) Eº = + 0,34 V
Zn2+(aq) + 2 e- Zn0(s) Eº = - 0,76 V
Com base nesses dados, calcule a diferença de potenciais elétricos da célula eletroquímica. 
Cu2+(aq) + 2 e- Cu0(s) Eº = + 0,34 V
Zn0(s) Zn2+(aq) + 2 e- Eº = + 0,76 V
Equação global: +Zn0(s) + Cu2+(aq)Zn2+(aq) +Cu0(s)Eº = 1,10
5 – Calcule Eº para todos os sistemas do item 4.2 do experimento. 
▪ Lâmina de cobre com Ag+(aq)
Semi-reação no ânodo: oxidaçãoCu0(s) Cu2+(aq) + 2 e- Eº = - 0,34 V
Semi-reação no cátodo: redução 2Ag+(aq) + 2 e- 2 Ag0(s) Eº = + 0,80 V
Equação global Cu2+(aq) + Ag0(s) Cu0(s) + Ag2+(aq) Eº = +1,14 V
▪Lâmina de zinco com Cu2+(aq)
Semi-reação no ânodo: oxidação Zn0(s) Zn2+(aq) + 2 e- Eº = + 0,76 V
Semi-reação no cátodo: redução Cu2+(aq) + 2 e- Cu0(s) Eº = + 0,34 V
Equação global Zn0(s) + Cu2+(aq) Zn2+(aq) + Cu0(s) Eº = +1,10 V
▪Lâmina de zinco com Ag+(aq)
Semi-reação no ânodo: oxidação Zn0(s) Zn2+(aq) + 2 e- Eº = + 0,76 V
Semi-reação no cátodo: redução 2Ag+(aq) + 2 e- 2 Ag0(s) Eº = + 0,80 V
Equação global Zn0(s) + Ag2+(aq) Zn2+(aq) + 2 Ag0(s) Eº = + 1,56 V
Semi-reação no ânodo: oxidação Pb0(s) Pb2+(aq) + 2 e-Eº = + 0,13 V
Semi-reação no cátodo: redução Cu2+(aq) + 2 e- Cu0(s) Eº = + 0,34 V
Equação global Pb0(s) + Cu2+(aq) Pb2+(aq) + Cu0(s) Eº = + 0,47 V
Semi-reação no ânodo: oxidação Pb0(s) Pb2+(aq) + 2 e-Eº = + 0,13 V
Semi-reação no cátodo: redução 2Ag+(aq) + 2 e- 2 Ag0(s) Eº = + 0,80 V
Equação global Pb0(s)+ 2 Ag+(aq) Pb2+(aq) + 2 Ag0(s) Eº = + 0,93 V