Relatório 2 Eletroquímica

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UNIVERSIDADE ESTADUAL DO OESTE DO PARANÁ
CAMPUS TOLEDO
DEPARTAMENTO DE ENGENHARIA E CIÊNCIAS EXATAS
CURSO DE QUIMICA BACHARELADO
 
PRÁTICA 2 – ELETROQUÍMICA
Relatório entregue como parte da avaliação da disciplina Físico-Química Experimental I, do curso Química Bacharelado, ministrado pelo Professor Doutor Douglas Cardoso Dragunski.
Alunas: Bruna Grassi
 Camila Dias de Oliveira
 Gabriela Lauer
 Giulia S. Fukase dos Santos.
TOLEDO – PR – Brasil
Abril de 2018
Introdução
Eletroquímica é um ramo da química que estuda todos os processos químicos que envolvem reações de óxido-redução entre substâncias, logo, a transformação de energia química em energia elétrica. Desta forma, quando um processo químico ocorre espontaneamente produzindo corrente elétrica ou produzindo diferença de potencial entre dois pólos, é chamado de pilha ou bateria. Simultaneamente, quando o processo químico ocorre de forma não espontânea, este é induzido por uma corrente elétrica de uma fonte externa, este processo é denominado eletrólise. Logo, pilha e bateria apresentam processos químicos que ocorrem de maneira espontaneamente e gerando corrente elétrica, no entanto na eletrólise é processo inverso químico (reação química) que ocorre de forma não espontânea, ou seja, ocorre na presença de uma corrente elétrica. [1,6]
A eletroquímica como dita anteriormente, é o estudo de reações de oxirredução que produzem ou são produzidas por correntes elétricas. Essas reações químicas podem ser divididas em dois grandes grupos: reações nas quais os elementos participantes não têm alterados seus números de oxidação e reações em que seus elementos sofrem alteração no seu número de oxidação, recebendo ou doando elétrons. Essas reações de Oxirredução há perda de elétrons denominando esta perda de Oxidação, e o ganho, Redução. A Oxidação é a perda de elétrons, que gera um aumento do seu número de oxidação; e a Redução é o ganho de elétrons, diminuindo seu número de oxidação. Numa reação de oxirredução sempre há perda e ganho simultâneos de elétrons, pois os que são perdidos por um átomo, íon ou molécula são imediatamente recebidos por outros. [2,4]
Desta forma, as espécies que sofrem oxirredução são agentes oxidantes e redutores. Agente Oxidante é aquele que provoca oxidação, sempre reduzindo. Agente Redutor sempre provoca reduções, se oxidando. A principal condição em uma reação de óxido-redução é a transferência de elétrons do agente redutor para o oxidante. Assim, estabeleceram-se potenciais relativos de oxidação e redução para os elementos, tomando como padrão o eletrodo padrão de hidrogênio. [4]
Um eletrodo padrão, é aquele no qual as concentrações das substâncias em solução são igual a 1 mol/L e a temperatura é de 25°C. No caso se um gás participar do eletrodo, sua pressão deve ser igual a 1 atm. Desta forma, foi atribuído, arbitrariamente, o potencial de zero volt (V) para o eletrodo padrão de hidrogênio. [5]
Os eletrodos que perdem elétrons mais facilmente que o hidrogênio foi atribuído potencial positivo e àqueles que ganham elétrons facilmente, potenciais negativos. [5]
É possível prever a espontaneidade de reações de óxido-redução por meio dos valores de potenciais relativos de oxidação e redução dos elementos. Quando o potencial apresentar valor positivo, a reação será espontânea, desta forma, quando o potencial apresentar valor negativo, o sistema sofrerá transformação por meio da indução de corrente elétrica por uma fonte externa e, portanto, a reação ocorrerá de forma não espontânea. [6]
Aliás, outro critério que pode ser utilizado para prever a espontaneidade de uma reação química é por meio do cálculo da variação de energia livre de Gibbs. A energia livre de Gibbs, G, é uma função de estado termodinâmica que combina com duas funções de estado, entalpia e entropia. Quando um processo ou reação ocorre em temperatura e pressão constante, o sinal de ∆G relaciona-se à espontaneidade do processo. Assim, quando ∆G for positivo, o processo é não espontâneo e quando ∆G for negativo, o processo é espontâneo. A energia livre de Gibbis é representada pela seguinte equação:
Onde, n = número de mols de elétrons transferidos, F = constante de Faraday (96.500 coulombs) e ∆E = potencial da pilha em volts.[6]
Objetivo
Determinar o potencial de uma célula eletroquímica, medir a diferença de potencial de células galvânicas e compreender os conceitos de uma reação de oxirredução e a corrosão de metais.
Materiais e reagentes
Lâminas de cobre, chumbo, zinco e ferro;
Pregos;
Multímetros;
Fio com jacarezinho;
Tubo em U;
Béquer;
Proveta;
Soluções 0,1 mol L-1 de cobre, zinco e chumbo;
Solução saturada de cloreto de potássio;
Soluções de Ferricianeto de potássio (1,0 mol L-1); Fenolftaleína 1%; Cloreto de sódio 3%.
Procedimento 
	O procedimento foi dividido em quatro partes como descrito a seguir. A primeiro momento foram distribuídas as células eletroquímicas entre a turma, cada bancada ficou responsável por uma célula, ocorrendo interação e o compartilhamento dos dados.
Parte I 
	 Utilizou-se béqueres de 100 mL além das lâminas e soluções necessárias para a construção dos semi-elementos, relacionados abaixo:
Cu/Cu++ (0,1 molL-1)
Zn/Zn++ (0,1 molL-1)
Pb/Pb++ (0,1 molL-1)
Duas pontes salinas de KCl.
	Os mesmo foram unidos dois a dois utilizando a ponte salina, medindo em seguida as tensões entre os terminais das células formadas. As bancadas 1, 2 e 4 foram responsáveis pela célula de Cu/Cu++ (0,1 molL-1)/ Zn/Zn++ (0,1 molL-1) e a bancada 3 pela Cu/Cu++ (0,1 molL-1)/ Pb/Pb++ (0,1 molL-1).
Parte II
	Foi feito a associação de dois elementos galvânicos Zn/Zn++ (0,1 molL-1)/ Cu++ (0,1 molL-1)/ Cu em série pelas bancadas 1 e 2, como mostra a figura abaixo.
	Medindo as tensões entre os pontos A e B; C e D; A e D. 
Seguidamente realizou-se a associação dos mesmos elementos em oposição, medindo os mesmo pontos.
O mesmo foi realizado pelas bancadas 3 e 4, mas com a associação dos elementos Cu/Cu++ (0,1 molL-1)/ Pb++ (0,1 molL-1)/ Pb em série e em oposição.
Parte III
	Variando a concentração da solução de zinco para 1,0 molL-1 realizou a medida da pilha A e B. 
Parte IV
	Em um béquer foi colocado aproximadamente 5 mL de solução de FeSO4 1,0 molL-1, em seguida mergulhou-se um pedaço de cobre. Em outro béquer contendo solução de CuSO4 1,0 molL-1 foi mergulhando um prego de ferro. 
	Por fim utilizando um béquer de 250 mL, foi adicionado 50 mL de solução aquosa de cloreto de sódio a 3%, 2 gotas de fenolftaleína 1% e 4 gotas de solução aquosa 1,0 molL-1 de ferricianeto de potássio. Dois eletrodos metálicos, sendo um de cobre e outro de ferro foram imergidos e imobilizados no béquer, sendo ligados por meio de um fio de cobre. Observou-se os fenômenos ocorridos, descrevendo as possíveis reações.
Resultados e discussão
Antes de iniciar a montagem das células, as lâminas tiveram que ser lixadas e limpas para a remoção da camada protetora formada na superfície do metal.
No béquer com solução que continha íons zinco, Zn2+, que é obtida pela dissolução de um de seus sais, estava mergulhado o zinco metálico, Zn. 
Nesse eletrodo, o zinco metálico da placa doa 2 elétrons para o cátion zinco da solução e se transforma em Zn 2+.
Zn → 2é + Zn2+
O cátion zinco que estava em solução, recebeu os 2 elétrons doados pelo zinco metálico e se transforma em Zn metálico.
Zn 2+ + 2é → Zn
	Este é um processo contínuo e ininterrupto, portanto, a equação global representando o equilíbrio dinâmico:
Zn ↔ 2é + Zn 2+
	O eletrodo de cobre, é análogo ao de zinco, em que se estabelece o equilíbrio:
Cu ↔ Cu2+ + 2é
	Se houver uma interligação entre 2 eletrodos de metais diferentes, o metal mais reativo transfere seus elétrons para o cátion do metal menos reativo.
Como o zinco é mais reativo que o cobre, na interligação os eletrodos de zinco e os de cobre, através de um fio condutor, o zinco metálico transfere seus elétrons para o cátion cobre,Cu 2+, em vez de transferi-los para o cátion zinco, Zn2+.
Na pilha de zinco e cobre: no eletrodo de zinco, o zinco metálico da placa doa 2 elétrons, que “correm” pelo fio condutor em direção ao eletrodo de cobre.
Perdendo 2 elétrons, o zinco metálico se transforma em cátion zinco, Zn2+, e passa a fazer parte da solução.
Zn → 2é + Zn2+ (reação de oxidação)
No eletrodo de cobre, o cátion cobre, Cu2+, que estava em solução, recebe os dois elétrons doados pelo zinco, que vieram pelo fio condutor até a placa de cobre.
Recebendo 2 elétrons, o cátion cobre se transforma em cobre metálico e passa a fazer parte da placa.
Cu2+ + 2é → Cu (reação de redução)
 A reação global da pilha será então a soma das reações parciais de cada eletrodo:
Zn → 2é + Zn2+       Eº= 0,76 V
Cu2+ + 2é → Cu      Eº = 0,34 V
____________________________
Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu     ΔEº = 1,10 V
A notação química da pilha de zinco e cobre será:
Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu
A ponte salina utilizada, continha cloreto de potássio. A função da ponte salina é permitir a migração de íons de uma solução para outra, de modo que o número de íons positivos e negativos da solução de cada eletrodo permaneça em equilíbrio.
Na pilha de zinco e cobre, tem-se a migração de íons negativos, Cl- e SO42- , para o eletrodo de zinco, por causa do aumento de íons Zn2+ em solução. Ao mesmo tempo, tem-se a migração de íons positivos K+ e Zn2+, para o eletrodo de cobre, por conta da diminuição de íons Cu2+ em solução.
O zinco metálico, neste caso, é o anodo, ou seja, quem oxidou, de onde partem os elétrons que vão para o sentido dos íons cobre, atuando como catodo, quem reduziu. 
Para a célula galvânica com elementos idênticos em série, o valor do potencial observado no experimento foi de 1,97V, cerca de 10,5% menor do que o valor teórico de 2,20V, obtido pela soma das ddp padrão das células.
Quando as associações das células ficaram em oposição ocorreu um comportamento diferente. O potencial lido no voltímetro foi de 0,05V que neste caso uma pilha acabou “contrabalanceando” a outra e teoricamente a medida deveria ser zero.
A semi-célula chumbo-cobre apresentou um potencial de 0,47V que quando associado sem série com a semi-célula zinco-cobre obteve uma ddp que é a somatória das duas semi-célula, resultando num potencial de 1,42V, enquanto que ao colocar em oposição, a ddp ficou em -0,54V. Como as duas semi-célula não contém o mesmo potencial, o valor final não pode ser totalmente zerado, mas o que acontece é que o menor potencial anula seu valor na semi-célula de maior potencial. 
Quando a concentração da solução de zinco foi alterada de 0,1 para 1,0 mol L-1, a tensão medida diminui passando de 1,03 V para 0,97 V. Quando calculado o ΔE para as concentrações iguais de zinco e cobre o valor encontrado foi de 1,10 V, e quando o ΔE foi calculado com as concentrações diferentes o valor encontrado foi de 1,0 V. Essa pequena diferença entre o valor teórico e o valor experimental, é justificada pela perda de energia do equipamento utilizado. Nota-se que quanto maior a diferença de concentração menor será a eficiência da pilha, para se obter um aumento na eficiência da mesma, seria necessário aumentar a concentração da solução de cobre. 
No momento em que o prego entra em contato com a solução de sulfato de cobre, percebe-se que o prego começa a ficar avermelhado, ou seja, o cobre começa a se depositar no prego, logo detecta-se os íons de ferro na solução. 
Fe++ + Cu0 ↔ Cu++ + Fe0
	O sentido da reação é espontâneo da direita para a esquerda. Sendo assim o ferro metálico oxida-se a Fe++, perdendo dois elétrons que são transferidos para o cobre que foi reduzido a Cu0, ou seja, ganha dois elétrons. Por meio da soma das semi-reações, é possível encontrar o potencial padrão (Eº) da reação de oxi-redução e averiguar a espontaneidade a partir do ΔGº.
Fe0 → Fe++  + 2 e-       Eº = +0,44
Cu++  + 2 e-  → Cu0     Eº = +0,34
______________________________________
Cu++ + Fe0 → Fe++ + Cu0    ΔEº= +0,78
Comprova-se a espontaneidade da reação utilizando a equação 1.
ΔG =-n.F.ΔE°            Eq.1
	Onde n= número de elétrons envolvido na reação; F= constante de Faraday (96485,31 C mol-1); ΔEº= +0,78. 
Como o valor encontrado foi de ΔG<0, constata-se que a reação é espontânea. Quando o pedaço de cobre foi colocado na solução de sulfato de ferro não ocorreu nenhuma mudança, não havendo reação devido a mesma não ser espontânea. 
Ao final quando construído a pilha de corrosão, nota-se a mudança na coloração da solução, que inicialmente era amarela, depois de ligados os eletrodos notam-se que em torno da placa de cobre a solução passa a ser rosa, e entorno da placa de ferro a solução passa a ser azul. Essas mudanças ocorrem indicando que houve reação. A coloração rosa indica o caráter básico em torno da placa de cobre, ou seja, a presença de OH- que se forma quando o ferro se oxida e forma ferrugem. A coloração azul é devido a formação do complexo Fe3[Fe(CN)6]2, que indica a formação dos íons de Fe++. 
Conclusão
Nesta prática, observou-se que em uma reação de oxirredução como a Pilha de Daniell é previsível, ou seja, é possível prever se determinada reação será espontânea ou não, e analisar o comportamento do potencial das semi-células quando associadas em série e em oposição, constatando que a voltagem fornecida pela reação dependerá diretamente da concentração das soluções envolvidas, verificando se estes valores condizem com a literatura. 
Questões:
1- Diferenciar uma célula galvânica de uma célula eletrolítica:
Uma célula galvânica é uma célula eletroquímica em que uma reação química espontânea é usada para gerar corrente elétrica. A energia gerada é proporcional às massas e depende das substâncias escolhidas. A célula eletrolítica usa a eletricidade fornecida para gerar energia química para que assim ocorra a reação, sendo uma reação de decomposição ou dissociação.
2- As concentrações dos íons metálicos presentes na solução podem alterar o potencial padrão? E o real?
Sim, se apenas a concentração de um dos íons for alterada. Se a concentração dos dois íons for alterada igualmente, o potencial padrão será o mesmo, mas caso mude apenas de um, pode ocorrer o aumento ou diminuição do potencial, dependendo de qual dos íons for alterado.
3- Dê um exemplo de célula galvânica e eletrolítica utilizadas em nosso dia-a-dia.
Um exemplo a ser citado é o funcionamento da bateria de um celular. Quando o celular é ligado na tomada para que o aparelho seja carregado o seu funcionamento é de uma célula eletrolítica, em que o mesmo recebe energia elétrica para que ocorra a reação química no interior da bateria do celular. Quando o aparelho é desligado da tomada, passa a funcionar como uma célula galvânica, em que a reação química que ocorre em seu interior fornece energia para o funcionamento do aparelho.
Bibliografia
[1] Atkins, P.; Jones, L. Princípios de Química: Questionado a vida moderna e o meio ambiente. 3ª Ed., Bookman, Porto Alegre, 2006
[2] Brown, T.L.; Lemay, H.E.; Bursten, B.E. Burdge, J.R Química: A ciência central, 9ª Ed., Pearson Prentice Hall, São Paulo, 2005
[3] CASTELLAN, G.W. Físico-Química, v. 1. Rio de Janeiro: LTC Editora, 1984.
[4] FELTRE, Ricardo. Fundamentos da Química - Volume Único - 2ª Edição - 1997 - Editora Moderna
[5] Kortz, Jonh C.; Treichel, Jr., Paul M. Química Geral e Reações Químicas, v. 2, 5ª Ed., Cengage Learning, São Paulo, 2009
[6] Schiavon, M.A.; Santos, J.M.S; Mano, V.Química Geral Experimental I, São João Del Rei, 2005.