RELL FISQUI II eletroquímica 2

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Relatório da 2ª Aula Prática de Físico-Química
Título da Prática: “Eletroquímica”
Docente: Cinthia S. Soares
Discentes: 09. Daniele Santos, 10. Eduardo Gomes, 11. Fernanda Stanzani, 12. Giovanna Costa
Data de realização da prática: 20/12/2013
Data de entrega do relatório: 21/01/2014
Introdução 
A eletroquímica pode ser descrita como o aproveitamento das reações de oxirredução, em que há transferência de elétrons, para a formação de corrente elétrica, bem como o processo inverso: formação de energia química por meio da energia elétrica (eletrólise).
Desse modo, a Eletroquímica costuma ser dividida em duas partes:
Conversão de energia química em energia elétrica
Trata-se do estudo das pilhas e baterias, que são dispositivos onde são colocadas espécies químicas para reagirem espontaneamente, havendo transferência de elétrons entre elas, sendo que uma se reduz e a outra oxida. Essa transferência de elétrons é aproveitada para gerar corrente elétrica e é por isso que esses dispositivos também são chamados de acumuladores.
A diferença entre as pilhas e as baterias é que as primeiras são compostas apenas por dois eletrodos (um cátodo (polo positivo onde ocorre a redução) e um ânodo (polo negativo onde ocorre a oxidação)) e um eletrólito (solução condutora de íons). Já as baterias são formadas por várias pilhas ligadas em série, em que o polo positivo de uma é ligado ao polo negativo da outra e assim sucessivamente. Por exemplo, a bateria de chumbo usada nos automóveis é composta de 6 pilhas com força eletromotriz igual a 2V cada uma. Portanto, essa bateria possui 12V.
	Dos tipos de pilha existentes, onde há conversão de energia química em energia elétrica, pode-se destacar três: A Pilha de Daniell, a Pilha de Ferro e Cobre e a Pilha de Concentração.
Pilha de Daniell
	A pilha de Daniell é constituída de uma placa de Zinco (Zn) em uma solução de ZnSO4 e uma placa de Cobre (Cu) em uma solução de CuSO4. As duas soluções são ligadas por uma ponte salina, ou por uma parede porosa.
Os elétrons circulam do eletrodo de maior potencial de oxidação para o de menor potencial de oxidação. Ou seja, os elétrons vão do zinco para o cobre. A pilha possui os pólos positivo e negativo. No negativo, está o de maior potencial de oxidação (Zn) e no positivo está o de menor potencial de oxidação (Cu). No catodo está a placa de menor potencial de oxidação (Cu), onde ocorre redução. E no anodo está a placa de maior potencial de oxidação (Zn), onde ocorre oxidação. 
A pilha de Daniell é representada pela seguinte notação:
Zn(s) / Zn2+(aq) // Cu2+(aq) / Cu(s)
Anodo - Ponte Salina ( // ) - Catodo
Pilha de Ferro e Cobre
A pilha de Ferro e Cobre possui o mesmo esquema da pilha de Daniell, porém com soluções e placas diferentes (no caso, Ferro e Cobre). Essa pilha, no experimento realizado em laboratório, era constituída de uma placa de Ferro (Fe) em uma solução de FeCl3(s) e uma placa de Cobre (Cu) em uma solução de CuSO4. As duas soluções são ligadas por uma ponte salina de KCl.
Os elétrons circulam do eletrodo de maior potencial de oxidação para o de menor potencial de oxidação. Ou seja, os elétrons vão do Ferro para o cobre. A pilha possui os pólos positivo e negativo. No negativo, está o de maior potencial de oxidação (Fe) e no positivo está o de menor potencial de oxidação (Cu). No catodo está a placa de menor potencial de oxidação (Cu), onde ocorre redução. E no anodo está a placa de maior potencial de oxidação (Fe), onde ocorre oxidação. 
A pilha de Ferro e Cobre é representada pela seguinte notação:
Fe(s) / Fe2+(aq) // Cu2+(aq) / Cu(s)
Anodo - Ponte Salina ( // ) - Catodo
Pilha de concentração
Numa pilha de concentração os eletrodos e os eletrolitos são iguais no catodo e no anodo, só muda a concentração das soluções aquosas dos eletrólitos. E a solução que estiver mais concentrada tem maior tendência para sofrer redução, como é o exemplo do Cobre:
Cu+2 + 2e- ( Cu(s)
Segundo o princípio de Le Chatelier, a reação tenderá a ocorrer no eletrodo que tiver a maior concentração de Cu2+, pois a reação ocorre mais extensamente no sentido direto.
Logo, o eletrodo mergulhado na solução mais concentrada funciona como catodo, pois ocorre a reação de redução, e portanto absorção de eletrons, e o eletrodo mergulhado na solução menos concentrada funciona com ânodo.
E como os metais utilizados são iguais, a sua tendência para sofrerem redução ou oxidação é semelhante, pelo que a energia elétrica produzida será muito pequena, não chegando à ordem de grandeza dos Volts.
Conversão de energia elétrica em energia química
Trata-se da eletrólise, uma reação não espontânea provocada pelo fornecimento de corrente elétrica por um meio no estado líquido que possui íons, produzindo reações químicas que transformam energia elétrica em energia química. Se o líquido for uma substância fundida e não houver presença de água, é nomeada uma eletrólise ígnea. Mas se for uma solução aquosa, é nomeada uma eletrólise em meio aquoso. 
A eletrólise é feita em uma cuba eletrolítica, onde o líquido é colocado e são mergulhados nele dois eletrodos: geralmente inertes, feitos de platina ou grafita, ou podem ser eletrodos ativos, que sofrem reação de oxirredução. Os principais casos de uso de eletrodos ativos são: a purificação eletrolítica de metais, como o zinco, cobalto, níquel e, principalmente, o cobre, e também a galvanoplastia. 
No caso da Purificação Eletrolítica do Cobre, há capacidade de produzir cobre com uma pureza de cerca de 99,9% e é usado, principalmente, para fazer fios de cobre que, se tiverem o mínimo de impureza, podem ter a sua capacidade de conduzir a corrente elétrica muito diminuída. E na Galvanoplastia, é aplicado um revestimento metálico (de um metal mais nobre) sobre um material que se deseja proteger de corrosão. A peça que será recoberta é o próprio catodo, já o anodo deve ser constituído do metal que se deseja revestir a peça. Pode-se usar também no anodo um eletrodo inerte, e a solução aquosa eletrolítica deve ser feita de um sal do metal que será usado para revestir a peça. Esses eletrodos (ativos ou inertes) estão ligados a um gerador que fornece a corrente elétrica.
Materiais e Métodos
Procedimento 1
Adicionou-se 30 ml de solução de CuSO4 1,0mol/L a um béquer de 50mL e foi promovida a imersão de um placa de cobre. Em outro béquer de 50mL, adicionou-se 30mL de solução de ZnSO4 1,0mol/L e foi promovida a imersão de uma placa de zinco. Conectaram-se os béqueres por meio de um tubo em U, contendo solução aquosa de KCl 1mol/L, sendo suas extremidades vedadas com algodão. Foram conectadas as placas a um multímetro e foi medida a diferença de potencial fornecida pela pilha. 
Procedimento 2
A partir da utilização do mesmo sistema montado anteriormente, apenas substituindo-se o eletrodo de zinco (Zn) por um de cobre (Cu), constituído por um béquer de 50mL contido por 30mL de solução aquosa de sulfato de cobre (CuSO4) 0,001 mol/ L, e uma placa de cobre (Cu), conectou-se as placas por meio de um voltímetro, onde, posteriormente determinou-se a diferença de potencial da pilha. Sendo este sistema representado pelo seguinte esquema:
Procedimento 3
Adicionou-se 30 ml de solução de CuSO4 1,0mol/L a um béquer de 50mL e foi promovida a imersão de um placa de cobre. Em outro béquer de 50mL, adicionou-se 30mL de solução de FeCl3 1,0mol/L e foi promovida a imersão de uma outra placa de cobre. Conectaram-se os béqueres por meio de um tubo em U, contendo solução aquosa de KCl 1mol/L, sendo suas extremidades vedadas com algodão. Foram conectadas as placas a um multímetro e foi medida a diferença de potencial fornecida pela pilha. 
Procedimento 4
Conectou-se o pólo negativo da fonte retificadora a um prego. Em seguida, o prego foi parcialmente imerso em um béquer de 50mL que continha 30mL de uma solução de CuSO4 1,0mol/L e uma placa de cobre também parcialmente imersa na solução. Assim, o pólo positivo foi conectado a placade Cu, foi ligada a fonte retificadora na voltagem de 6V.
Resultados e discussões
Procedimento 1
Foram realizadas as imersões das placas de cobre e zinco nos béqueres contendo suas respectivas soluções conforme a figura abaixo:
Após a imersão das placas, foi medida a diferença de potencial fornecida pela pilha de Daniell, e então foi possível observar que o multímetro marcava um valor de +1,05V. Logo, pode-se concluir que este era o valor da diferença de potencial nessa célula galvânica. Observou-se também, que a solução de sulfato cúprico (CuSO4) estava perdendo sua coloração azulada. 
Sabendo que só há uma possibilidade de redução no sistema em questão, conclui-se que os íons Cu+2 presentes na solução de CuSO4 haviam se reduzido a Cu(s), depositando-se sobre a placa de cobre imersa. Como está equacionado abaixo: 
Semi-reação catódica: Cu+2(aq) + 2e- → Cu(s)
No eletrodo de zinco, há apenas a possibilidade de oxidação dos íons Zn+2 presentes na solução de ZnSO4. Abaixo está representada a reação química: 
Semi-reação anódica: Zn(s) → Zn+2(aq) + 2e-
A saída de íons Cu+2 era esperada devido a redução do mesmo, que passa de Cu+2 a Cu(s) conforme mencionado anteriormente. Isso possibilita a compreensão para o fato de que haveria um excesso na concentração de íons SO42-, uma vez que inicialmente ambos encontravam-se com concentrações iguais e o Cu+2 foi reduzido a Cu(s). No caso da solução de ZnSO4 aconteceria o contrário, já que ocorre a formação de cátions Zn+2 (devido a oxidação da placa de Zn(s) para o meio aquoso), haveria menor concentração de íons SO42- causando um desequilíbrio nas cargas. Tal acontecimento proporcionaria o cessar do fluxo de elétrons através do fio condutor, logo, o processo redox pararia. Para evitar isto, foi utilizada uma ponte salina, que se trata de uma vidraria em formato de U, contendo solução de KCl(aq) 1mol/L. Com o passar do tempo, quando uma espécie se oxidar, haverá um ânion Cloreto para o anodo, buscando um equilíbrio elétrico. O mesmo ocorre no catodo: à medida que o cátion se reduz, íons K+ migram para o meio, equilibrando assim, as cargas. 
Para o processo redox da pilha de Daniell, têm-se a seguinte equação iônica essencial:
Semi-reação catódica: Cu+2(aq) + 2e- → Cu(s)
Semi-reação anódica: Zn(s) → Zn+2(aq) + 2e-
Equação iônica essencial: Cu+2(aq) + Zn(s) → Cu(s) + Zn+2(aq)
Sabe-se que os valores dos potenciais de redução padrão do Cu e Zn, são respectivamente, +0,34V e -0,76V. E foi comprovado experimentalmente, ainda que não estivesse nas condições padrão, que o eletrodo com o maior potencial de redução padrão se reduziu, e o com menor, ou seja, maior potencial de oxidação padrão, se oxidou. 
O valor encontrado experimentalmente para a diferença de potencial (ddp) nesta pilha é +1,05V. Porém, o valor da diferença de potencial padrão da pilha deveria ser +1,10V.
Essa ddp é obtida através de cálculos a partir dos valores de potencial padrão de cada eletrodo utilizado:
ΔEº = Eºredcat - Eºredano
ΔEº = +0,34V - (-0,76V) = +1,10V
Essa pequena discrepância entre os dados pode estar relacionada a vários fatores, tais como a temperatura e concentração dos reagentes, visto que ainda que o valor encontrado não seja igual ao tabelado, a influência apresentada sobre a diferença de potencial é desprezível. 
A representação desta pilha segundo a IUPAC é: 
Zn / Zn+2 (1M) // Cu+2 (1M) / Cu
Procedimento 2
As placas de cobre em contato com soluções de diferentes concentrações são caracterizadas como eletrodos com potenciais eletroquímicos distintos. O eletrodo mergulhado na solução mais concentrada possui maior potencial de redução, já que a mesma possui um excesso de íons em relação à outra, sendo ele o catodo. Assim, os elétrons vindos do anodo combinam-se na superfície do eletrodo com os íons Cu2+, formando um depósito de cobre metálico em sua superfície. Desta forma, o eletrodo mergulhado na solução menos concentrada possui menor potencial de redução, pois o equilíbrio é deslocado no sentido de formar mais cátions, ou seja, oxidação, logo, este é caracterizado como o anodo.
Pode-se, então, verificar que, em cada eletrodo, diminuindo a concentração de íons, há deslocamento do equilíbrio no sentido inverso, aumentando a tendência de perda de elétrons por parte do metal. Logo, os elétrons escoarão, pelo condutor, do anodo para o catodo, ou seja, o sentido de migração dos elétrons é da esquerda para a direita.
O único fator que obriga o sistema a produzir um fluxo de elétrons é a diferença das concentrações de íons Cu2+ nos eletrólitos. Entretanto, ao decorrer da reação, a diferença de potencial e a corrente elétrica diminuem, pois a diferença entre as concentrações dos eletrólitos também diminui. A pilha funciona até que essas concentrações se igualem, caracterizando o equilíbrio químico.
A ponte de cloreto de potássio repõe os íons nas soluções eletrolíticas e o multímetro fecha o circuito permitindo a condução elétrica.
	Assim, para que fosse determinada a diferença de potencial entre os eletrodos fez-se o uso de um voltímetro, cujo qual, primeiramente marcou 0,06V, porém, após as soluções serem diluídas, foi alcançado um valor de 0,13V. 
Desta forma, tem se representado como semireações de redução (SRR), de oxidação (SRO) e equação iônica essencial (EIE), respectivamente:
SRR: Cu2+(1M) + 2e → Cu
SRO : Cu → Cu2+(0,001M) + 2e
 EIE:Cu2+(1M) →Cu2+(0,001M)
Entretanto, teoricamente determinou-se o seguinte valor de diferença de potencial, segundo a equação de Nernst, utilizada em sistemas fora das condições padrão, considerando-se 25○C como temperatura no momento da reação:
(E(0,059 x logQ
(E( 0,059 x log (Cu² ] diluído____ 
(E(0,059 x log 0,001 mol/ L
(E( 0,0885 V
Onde tem-se como:
(E: Diferença de potencial entre os eletrodos fora das condições padrão.
n: Número de mols de elétrons envolvidos na reação associada ao processo redox.
Q: Relação entre produtos e reagentes da reação redox.
	Assim, pode ser observada uma pequena distinção entre a diferença de potencial calculada teoricamente e a medida experimentalmente, indicando possíveis falhas durante a realização dos experimentos, como, por exemplo, condições de temperatura, onde considerou-se 25○C. 
A representação desta pilha segundo a IUPAC é: 
Cu EQ / CuSO4 (0,001M) // CuSO4 (1M) / Cu
	A esquematização da pilha pode ser feita da seguinte forma:
Procedimento 3
No pólo positivo da reação, o cobre reduziu de Cu2+ para Cu0 devido a seu maior potencial de redução em relação ao potencial do ferro. Deixando a reação acontecer, após um tempo seria observado o aumento da placa de cobre. 
No pólo negativo, ocorrem duas semi-reações, uma de oxidação e outra de redução. O ferro da placa é oxidado de Fe0 para Fe2+, e o ferro da solução de cloreto férrico (FeCl3) é reduzido de Fe3+ para Fe2+. E após um tempo, seria observado o aumento de íons férricos e diminuição da placa de ferro. 
Essas reações redox ocorrem de acordo com os potenciais de redução e oxidação que estão descritos na parte do Anexo. E as semi-reações estão descritas abaixo:
Semi-reação catódica: Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)
Semi-reação anódica 1: Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e-
Semi-reação anódica 2: Fe3+ + 1e- → Fe2+
	A segunda semi-reação anódica, por ser uma redução, não deveria ocorrer no anodo, pois no anodo ocorre sempre a oxidação. Porém, como a solução usada na prática era de Fe3+, houve essa redução devido ao elevado potencial de redução do Fe3+ a Fe 2+. 
	Mediu-se a voltagem com o auxílio da fonte retificadora e foi observada a ddp = +0,45V. A previsão era de +0,78V, como pode ser comprovado na equação abaixo:
ΔEº = Eºredcat - Eºredano
ΔEº = +0,34V - (-0,44V) = +0,78V
Essa discrepância pode ter sido ocasionada devido a segunda semi-reação no anodo, onde a redução do Fe3+ a Fe2+ deve interferir no resultado final da diferença de potencial da pilha.
A representação desta pilha segundo a IUPAC é: 
Fe /FeCl3 (1M) // CuSO4 (1,0 M) / Cu
A esquematização da pilha pode ser feita da seguinte forma:
Procedimento 4
Após o fornecimento de 6V ao esquema montado, através do uso da fonte retificadora, pode ser observada uma rápida reação, onde o prego utilizado foi envolto por uma camada de cobre metálico. Esses íons Cu2+ serão capazes de oxidar o Fe(s) presente no prego, transformando-o em Fe2+. Pelo fato potencial de redução do Fe2+ ser menor que o do Cu2+, acontecerá uma reação onde o Cu2+, presente na solução, irá ser reduzido, passando de Cu2+ a Cu0, como demonstram as seguintes equações de semi-reações e a figura abaixo:
Semi-reação de oxidação: Fe(s) → Fe2+ + 2 e-
Semi-reação redução: Cu2+ + 2e- → Cu(s) +
__________________________________________________________________________________
Equação Iônica Essencial: Fe(s) + Cu2+ → Fe2+ + Cu(s) 
O desgaste ocorre no anodo e o recobrimento no catodo. O cobre da placa que atuou como anodo passou a solução e foi transportado pela corrente elétrica até a outra placa que atuou como catodo. O cobre se depositou nesta placa de Ferro, formando um revestimento metálico com o objetivo proteger o Fe da corrosão, que seria sua oxidação de Fe0 a Fe2+. Após esse revestimento, é possível concluir que o Fe estava, de certa forma, “protegido” pela camada de Cu0 depositada sobre ele. Esse processo ocorrido é denominado de galvanoplastia, como foi explicado na Introdução.
Teste das pilhas em aparelhos eletrônicos
Com a finalidade de se comprovar o funcionamento das pilhas, estas foram ligadas por meio de pontes salinas, onde, através do uso de fios as mesmas foram conectadas a aparelhos de diferença de potencial equivalentes a suas em série, sendo as pontas vermelhas interligadas ao catodo, e as pretas ao anodo, como demonstra a seguinte imagem.
Primeiramente, para que fosse ligado um relógio de diferença de potencial 1,5 V, interligou-se as pilhas de de Daniell e de ferro-cobre em série, onde, respectivamente ambas possuíam, 1,05 V e 0,45 V de diferença de potencial.
Em seguida, para que fosse ligado o cartão de natal, utilizou-se de todas as pilhas em série, de forma em que se obteve uma diferença de potencial total igual a 3,38 V. 
Conclusão
Nesta aula prática, foram analisadas as condições padrão para tais experimentos, uma vez que estas determinam a precisão e exatidão do mesmo. Foi possível notar que a migração de elétrons que ocorre nos sistemas é de suma importância para o funcionamento dos mesmos. No caso das pilhas, essa movimentação de elétrons é causada pelo processo espontâneo, ou seja, por meio de reações de oxirredução. Entretanto, no caso da eletrólise, é preciso que haja uma corrente inicial, fornecida pela fonte retificadora, para induzir a ocorrência do processo. Também é necessário ressaltar que, após o equilíbrio químico, ou seja, posteriormente ao cessamento de migração de elétrons, a pilha para de funcionar. 
Além disso, analisou-se o fato esperado teoricamente e obtido na prática com um valor próximo e pesquisou-se o motivo desses acontecimentos, assim como foram feitas suposições relacionadas a ocorrência de fatos inesperados. 
Anexo
Tabela de potencial padrão dos eletrodos utilizados na prática.
	Potencial de redução, E°red (em volt)
	Tendência do elemento a reduzir ou oxidar
	Potencial de oxidação, E°oxi (em volt)
	+ 0,34
	Cu2+ + 2e- ( Cu0
	- 0,34
	- 0,76
	Zn0 ( Zn2+ + 2e-
	+ 0,76
	- 0,44
	Fe0 ( Fe2+ + 2e-
	+ 0,44
	+ 0,77
	Fe3+ + 3e- ( Fe2+
	- 0,77
Bibliografia
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http://pilhaselectroqumicasprova.blogspot.com.br/2010/03/principios-teoricos-da-pilha-de.html - acessado em 18/01/14 às 22h – Pilha de Concentração
http://www.soq.com.br/conteudos/em/eletroquimica/p4.php - acessado em 18/01/14 às 22h17 - Eletrólise
http://www.mundoeducacao.com/quimica/eletrolise-com-eletrodos-ativos.htm - acessado em 18/01/14 às 22h24 – Eletrólise e Eletrodos Ativos
http://www.brasilescola.com/quimica/eletrolise-com-eletrodos-ativos.htm - acessado em 18/01/14 às 22h37 – Eletrólise e Eletrodos Ativos 
http://www.pontociencia.org.br/experimentosinterna.php?experimento=390&PILHA+DE+MOEDAS - acessado em 19/01/14 às 12h23 – Pilhas de Concentração
http://www.uff.br/fisicoquimica/docentes/raphael/didatico/fisquicinco/PilhasEletroquimicas.pdf -acessado em 19/01/14 às 13h05 – Pilhas de Concentração
http://pilhaselectroqumicasprova.blogspot.com.br/2010/03/principios-teoricos-da-pilha-de.html - acessado em 19/01/14 às 13h10 – Pilhas de Concentração de Cobre 
https://phaven-prod.s3.amazonaws.com/files/document_part/asset/906417/8gHd4Nep-I5OX7PPM2DCIzxWP3U/Experimentos_de_Eletroquimica.pdf - acessado em 19-01 às 13h37 – Pilhas de Concentração de Cobre 
http://www.pontociencia.org.br/experimentosinterna.php?experimento=873&COBRE+NA+GELATINA#top – acessado em 19/01/14 às 14h - Prego em solução de sulfato de cobre
http://www.pontociencia.org.br/experimentosinterna.php?experimento=873&COBRE+NA+GELATINA#top – acessado em 19/01/14 às 15h - Prego em solução de sulfato de cobre
+
 n 
 n [Cu²] concentrado
 2 1 mol/ L
Ponte Salina de KCl 1mol/L
Solução de CuSO4 0,001 mol/L 
Solução de CuSO41 mol/L 
Placa de Cobre
Placa de Cobre
Multímetro