Eletroquimica relatorio

Prévia do material em texto

ELETROQUIMICA
Alessandra Ruivo, Crislaine da Rosa Santos. 
Química Geral Experimental II, Universidade Federal do Rio Grande, Campus Santo Antônio da Patrulha, Rua Barão do Caí, 95500000, Santo Antônio da Patrulha – RS, Brasil.
alessandraruivo97@hotmail.com
crislaine1103.santos@outlook.com
INTRODUÇÃO 
A Eletroquímica é um ramo da Química que estuda o fenômeno da transferência de elétrons para a transformação de energia química em energia elétrica e vice-versa. As reações que envolvem transferência de elétrons são chamadas de reações de oxirredução, pois nelas ocorrem simultaneamente a redução e a oxidação. A espécie química que perde elétrons passa por uma oxidação e fica com o Nox (número de oxidação) maior. Já a espécie química que recebe esses elétrons passa por uma redução e o seu Nox fica menor.
Foi realizado experimento “Pilha de Daniell” funciona como uma célula galvânica, e não como uma célula eletrolítica, uma vez que o processo da reação química que ocorre é espontâneo e gera uma diferença de potencial entre os polos da bateria que induz uma corrente elétrica no circuito em que estiver conectada, sem o uso de uma fonte externa de alimentação de energia. No experimento “Arvore de Prata” mergulhamos uma fita de cobre metálico em uma solução de nitrato de prata, notamos que, com o passar do tempo, forma-se uma camada cinza sobre o cobre, e a solução, que inicialmente era incolor, vai ficando azul. Já no experimento “Espelho de Prata” observamos a formação de um belo espelho de prata na parede de uma garrafa.
 
OBJETIVO
Nos três experimentos realizados o principal objetivo na “Pilha de Daniell”, “Árvore” de prata, e “Espelho” de prata, eram por finalidade demostrar na prática os princípios teóricos estudados em eletroquímica tendo em vista a explicação do conteúdo de reações de oxirredução ou reações de deslocamento. Como resultado da tendência das substâncias em receber ou doar elétrons, formando íons e culminando na criação de corrente e outros fenômenos elétricos.
EXPERIMENTOS
3.1 Pilha de Daniell
Materiais e Reagentes:
CuSO4 1,0 mol L-1
ZnSO4 1,0 mol L-1
2 béqueres
Bastão de zinco
Placa de cobre
Tubo em U
KCl 1,0 mol L-1
2 fios soldados a um jacaré
LED vermelho
Voltímetro
Procedimento :
Inicialmente, colocou-se solução aquosa de sulfato de cobre em um béquer até atingir 2/3 de seu volume, e a solução aquosa de sulfato de zinco foi colocada em outro béquer até atingir 2/3 de seu volume. A ponte salina foi feita no tubo em “U” com a solução de cloreto de potássio e a as suas extremidades foram fechadas com algodão para assim evitar o vazamento KCl. Em seguida, cada uma das extremidades do tubo foi imersa em um dos béqueres, fazendo a conexão (ponte salina) entre ambos.
A chapa de cobre foi colocada no béquer com os íons cobre [Cu2+] em solução e o bastão de zinco foi colocado no béquer com os íons zinco [Zn2+] em solução. Com o auxílio de um voltímetro, foi verificado que a voltagem da pilha construída era da ordem de 1,06V. Quando retiramos a ponte salina do experimento, verificou-se que a voltagem foi reduzida a 0V.
Quando todas as oito pilhas construídas foram ligadas em série, pôde-se verificar que a força eletromotriz do conjunto era de 8,64V.
3.2“Árvore” de Prata
Material e reagentes:
Fios de cobre desencapados
Um béquer
AgNO3 0,02 mol L-1 (com caráter ácido)
Procedimento:
Foi moldado um fio de cobre em forma de arvore e coração, podendo admitir qualquer formato desejado para a experiência ser realizada este fato não haverá interferência, assim coloca-se em um béquer e após adicionou –se uma solução de Nitrato de Prata 0,002 mol L-1 até que o cobre seja parcialmente coberto.
Espelho de Prata
Material e reagentes:
Recipiente de vidro (garrafa)
3 béqueres
AgNO3
Glucose de milho (dextrose)
NH4OH concentrado
NaOH 2,50 mol L-1
Água destilada
Procedimento:
	Neste experimento foram utilizados dois beckers. No primeiro foi adicionado 1,7g de Nitrato de prata que foi pesado com auxílio da balança analítica e 20 mL de água destilada. No segundo 4g de glucose que foi pesado com auxílio da balança analítica e 40 mL de agua destilada. Após a realização da pesagem dos produtos teve início o processo de mistura das soluções. No primeiro adicionou-se 3mL Hidróxido de amônia (NH4OH) concentrado e verificou-se que a solução era incolor. Em seguida na garrafa, adicione a mistura a solução do segundo Becker e depois a solução do primeiro Becker e agitamos até que se forme um espelho de prata por dentro da garrafa e o resíduo restante descartado em um local apropriado.
4 RESULTADOS E DISCUSSÃO
4.1 PILHA DE DANIELL
Montamos uma pilha colocando uma solução de sulfato de cobre (CuSO4 1,0 mol L-1) num Becker e mergulhando nessa solução uma placa de cobre. Em outro becker, colocamos uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4 1,0 mol L-1) e mergulhamos uma placa de zinco. Depois, conectamos as soluções por meio de uma ponte salina um tubo em forma de U com (KCl 1,0 mol L-1). Por fim, conectamos as placas metálicas por meio de um fio de cobre com um voltímetro (que indicará a passagem de corrente elétrica). 
As pilhas voltaicas (em homenagem a volta), que também são chamadas como células galvânicas(em homenagem a Galvani) são células eletroquímicas em que uma reação redox espontânea e produz corrente elétrica o consumo de eletricidade, por parte da célula eletrolítica, é diretamente proporcional às massas das substâncias químicas, que foram decompostas. Uma célula galvânica, produz eletricidade, a partir da energia química de seus componentes. A pilha de Daniell é uma célula galvânica.
No experimento montado, o eletrodo de cobre (que funciona como cátodo, ou polo positivo da bateria) sofre redução, ou seja, os íons de cobre [Cu2+] em solução são reduzidos a forma metálica [Cu0] e aderem a placa de cobre, o que faz diminuir a concentração de íons cobre em solução. Por outro lado, o eletrodo de zinco (que funciona como ânodo, ou polo negativo da bateria) sofre oxidação, ou seja, o zinco metálico [Zn0] é oxidado a íons de zinco [Zn2+] que se desprendem do bastão de zinco e aumentam a sua concentração em solução.
Como analisado no voltímetro, o potencial desta reação é de 1,06V. Essa medida não condiz com o potencial padrão dessa reação que seria 1,1V, que pode ser calculado através da soma do potencial de redução do cobre (uma vez que este se reduz) com o potencial de oxidação do zinco (uma vez que este se oxida). Sabe-se que o potencial de redução dos íons de cobre [Cu2+] é de +0,34V e que o potencial de redução dos íons de zinco [Zn2+] é de -0,76. Porém o cálculo deve ser feito com o potencial de oxidação do zinco metálico [Zn0] em íons de zinco [Zn2+], que é exatamente o valor do potencial de oxidação, porém, no sentido inverso da reação, com o sinal invertido.
Logo, as reações para esse experimento podem ser escritas da seguinte forma:
Semirreação de redução do cobre: Cu2+ + 2e- Cu0 E0red = + 0,34V
Semirreação de oxidação do zinco: Zn0 Zn2+ + 2e- E0oxi = + 0,76V
Reação global deste experimento: Cu2+ + Zn0 Cu0 + Zn2+ ΔE = + 1,10V
Vale ressaltar a grande importância da ponte salina nesse tipo de sistema, onde os íons K+ e Cl- vão ajudar no equilíbrio do processo entre a oxidação do zinco e a redução do cobre. E sem a ponte salina o experimento não funcionaria.
Quando as pilhas foram montadas em serie podemos observar que o voltímetro apontou uma força eletromotriz de 8,6V enquanto que, teoricamente deveria apontar 8,8V, pois o potencial de cada um dos experimentos era de 1,1V e as ligações em série viabilizam o aumento do potencial do sistema total através da soma do potencial de cada uma das células ligadas. O potencial mínimo para acender um LED foi de no mínimo 2 V sendo assim apenas uma pilha não foi suficiente para que o LED acendesse, sendo necessário duas pilhas de Daniell.
Pilha de Daniell montada.
Pilha de Daniell montada em série.4.2 “ÁRVORE” DE PRATA
Inicialmente foi desencapado o fio de cobre e foi feito um coração e uma arvore em espiral somente com o cobre sem a capa de proteção do fio, colocamos em um Becker e após adicionamos a solução de nitrato de prata até que cobrisse o fio de cobre.
Após alguns minutos observamos que ao redor do fio de cobre formou-se um depósito de prata com aparência rugosa. Além disso, a solução de nitrato de prata inicial era incolor, com o passar do tempo, ela fica azul.
Isso aconteceu porque o cobre metálico do fio (Cu0) sofre oxidação, transferindo elétrons para os cátions prata (Ag+) que estão presentes na solução. Esses cátions sofrem redução, ganhando os elétrons do cobre e transformando-se na prata metálica que se deposita no fio de cobre. Por outro lado, o cobre que perdeu os elétrons transforma-se nos cátions cobre (Cu+2) que vão para a solução, conferindo-lhe a cor azul. 
Com isso podemos chegar à conclusão que este experimento ocorre uma reação de oxirredução, além disso o processo é ocorrido espontaneamente uma vez que não foi necessário adicionar uma fonte externa de alimentação de energia para que o processor ocorresse e a Energia Livre de Gibbs (ΔG) é negativa e tem-se um sistema no qual ocorre uma reação espontânea.
Semirreação de oxidação: Cu0(s) → Cu2+(aq)+ 2e- E0RED = + 0,80 V
Semirreação de redução:2 Ag+(aq) + 2e-→ 2 Ag0(s) E0RED = + 0,34 V
Reação global: 2 Ag+(aq)+ Cu0(s)→ 2 Ag0(s)+ Cu2+(aq) 
Observe que o potencial-padrão de redução da prata é maior que o do cobre e é por isso que o cobre se oxida.
Diante de todo experimento podemos observar que para que a reação aconteça é essencial que o metal imerso na solução de nitrato de prata possua potencial de redução menor do que o potencial de redução da prata. Sendo assim o experimento também poderia ser feito com o Alumínio (E0red = - 1,66V) ou com Lítio (E0red = - 3,05V), por exemplo. As semirreações e a reação global:
Semirreação de redução da prata: Ag+ + e- Ag0 E0red = + 0,80V
Balanceamento para esta reação: 3Ag+ + 3e- Ag0 E0red = + 0,80V
Semirreação de oxidação do alumínio: Al0 Al3+ + 3e- E0oxi = + 1,66V
Reação global deste experimento: 3Ag+ + Al0 3Ag0 + Al3+ ΔE = 2,46V
Reação com Lítio:
Semirreação de redução da prata: Ag+ + e- Ag0 E0red = + 0,80V
Semirreação de oxidação do lítio: Li0 Li+ + e- E0oxi = + 3,05V
Reação global deste experimento: Ag+ + Li0 Ag0 + Li+ ΔE = 3,85V
Assim, a diferença de potencial (ddp) é a diferença que existe entre os potenciais de cada eletrodo. A sua unidade é volt(V)
O maior valor para a ddp de uma pilha, que é o valor no início de seu funcionamento, é chamado de força eletromotriz (fem ou E), podendo ser medida com voltímetro.
 
 
“ESPELHO” DE PRATA
Para este experimento foram preparadas três soluções no primeiro Becker 1,7 g nitrato de prata com 20 mL de agua destilada, segundo Becker glucose com 40 mL de agua destilada e por fim no terceiro Becker 3 mL de hidróxido de amônia. Na garrafa escolhida acrescentamos a soluções e foi tampado e agitado até que se formasse um espelho interno na garrafa.
Sendo assim houve a formação do reagente de Tollens, fundamental para o resultado do experimento. Quando o nitrato de prata reage com a amônia, forma-se óxido de prata (Ag2O)
AgNO3(aq) + NH4NO3(aq) → Ag2O(s) + H2O(l) + NH3(aq)
Como o meio está básico em virtude da presença de amônia, o óxido de prata interage com a amônia e forma um cátion complexo chamado de diaminprata (Ag(NH3)2+), que é o reagente de Tollens (descrito pela primeira vez pelo químico alemão Justos von Liebig), o qual é solúvel na água e, por isso, a solução volta a ser incolor como descrito 
Ag2O(s) + 4NH3(aq) + H2O(l) → 2Ag(NH3)2+(aq) + 2OH-(aq) (Reagente de Tollens)
Por fim, quando adicionamos a glucose, que apresenta o grupo aldeído na sua estrutura, o reagente de Tollens oxida o grupo aldeído a um ácido carboxílico e, ao mesmo tempo, ocorre a redução da prata presente no reagente de Tollens, formando prata sólida (metálica).
RCHO + 2[Ag(NH3)2]+ + 3OH-(aq) → 2 Ag(s) + RCOO-(aq) + 4NH3 + 2 H2O
A prata metálica formada a partir da redução do cátion prata presente no diaminprata deposita-se na parede do vidro da garrafa que utilizamos no experimento, formando o espelho de prata.
 
CONCLUSÃO
Na natureza as reações de oxirredução são muito comuns. Para a indústria, o estudo da oxirredução é de extrema importância visto que todos os aparelhos eletrônicos portáteis utilizam algum tipo de pilha ou bateria. Outro ponto é o objetivo de evitar que a corrosão atinja estruturas metálicas pela oxidação, principalmente a corrosão do aço que é muito utilizado na construção civil. As reações de oxirredução ocorrem por meio de transferência de elétrons. As substâncias que perdem elétrons são os agentes redutores e os que ganham elétrons são os agentes oxidantes. Sendo assim esta prática foi muito importante porque envolveu todos conceitos estudados durante o último conteúdo do semestre, como: síntese, reações redox, relações termodinâmicas e cinéticas com o experimento, segurança em laboratório, entre outros. 
REFERÊNCIAS
UCKO, A. D. Química para as Ciências da Saúde: uma introdução à química geral, orgânica e biológica. São Paulo: Manole, 1992. 646 p.
Laboratório de Garagem – Como saber a voltagem dos LEDs; disponível em: <http://labdegaragem.com/forum/topics/como-saber-voltagem-dos-leds>;03/01/2018.
L. BROWN, T. L.; LEMAY JR, H. E.; BURSTEN, B. E.; BURDGE, J. R. Química, a ciência central. 9ª edição. São Paulo: Pearson Prentience Hall, 2005;
www.abravidro.org.br/espelho.asp;28/12/2017 
MUELLER, H; SOUZA, D. Química Analítica Qualitativa Clássica. Blumenau, Edifurb, 2010.
RUSSEL; JOHN B. Química Geral. São Paulo, Makron Books, vol. 1, 1994.
VOGEL’S; SVEHLA, G. Qualitative Inorganic Analysis. London and New York, longman, 1990.