eletroqímica

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ELETROQUÍMICA
	Experimento 7
	EMERSON OZIAS DE LUNA
	
	Departamento de Química Fundamental, Universidade Federal de Pernambuco, Recife, Brasil.
	
	Professora: Jéssica Dias.
	
	Data da prática: 16/05/2018; Data de entrega do relatório: 23/05/2018.
	
Experimentos em Química Experimental 1,EMERSON OZIAS DE LUNA , Experimento 7
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.A eletroquímica se divide em:
termodinâmica que trata de sistemas em equilíbrio e muitos parâmetros termodinâmicos entre eles a energia livre e entropia. 
cinéticaque se preocupa com sistemas onde uma ou mais reações estão ocorrendo fora do equilíbrio, como é o caso em baterias e celas eletrolíticas.
Tanto na química industrial como na química analítica e no desenvolvimento de pesquisas, Os processos eletroquímicos são muitoimportantes, como exemplo, temos:
Na química industrial; A produção industrial de sódio metálico e cloro, é feita por eletrólise do cloreto de sódio fundido. O alumínio é obtido eletroliticamente pelo processo Hall.
Na química analítica; um dos métodos para análise de íons de metais, consiste na sua redução e deposição numa cela eletrolítica; e o método mais usado para determinação de pH utiliza um sensor, o eletrodo combinado de vidro, que nada mais é do que uma cela eletroquímica onde um dos eletrodos é sensível à 
concentração de íons hidrogênio presentes no meio.
No desenvolvimento de pesquisas;Em
ciências biomédicas, o estudo de reações químicas no interior de células vivas é feitas com o auxílio de pequenas sondas eletroquímicas. E na área de polímeros condutores a síntese eletroquímica tem tido papel fundamental.
A primeira pilha eletroquímica foi criada em 1800, por Alessandro Volta, que utilizou discos (chamados de eletrodos) alternados de cobre e zinco, separados por algodão embebido em solução salina. O nome "pilha" advém da sobreposição dos diversos discos de metal e algodão.
Em 1836, John Frederic Daniell construiu a primeira cela galvânica, com eletrodos de cobre e zinco, onde cada eletrodo ficava em uma célula individual, possuindo um tubo, chamado de "ponte salina", que ligava as duas cubas, aumentando sua eficiência, nessa célula ocorreu à reação de oxi-redução: 
Zn(s) + Cu2+ ⇌ Zn2+ + Cu(s)
As semi-reações que ocorrem nos dois eletrodos são: 
Eletrodo de zinco: Zn(s) ⇌ Zn2+ + 2e
Eletrodo de cobre: Cu2+ + 2e⇌ Cu(s)
Este tipo de dispositivo passou a ser chamado de pilha de Daniell, que foi a fonte de estudo desse experimento, onde estudamos algumas reações simples de oxi-redução, e construímos uma cela galvânica , utilizamos a equação de Nernst para avaliar a variação do potencial da célula em função da composição e concentração das soluções eletrolíticas.
Procedimento Experimental
Parte I: Reações de Oxi-redução
	Colocamos um pedaço de fio de cobre, previamente lixado, num tubo de ensaio contendo 3mL de FeSO4 0.1 M. Deixamos em repouso.
	Colocamos um prego limpo num segundo tubo de ensaio contendo 3mL de solução CuSO4 0.1 M. Deixamos em repouso.
	Colocamos um pedaço de fio de cobre lixado num terceiro tubo de ensaio com 3mL de AgNO3 0.1 M. Deixamos em repouso.
Parte II: Construção da Pilha de Daniell
	
Ponte salina: preparamos a ponte salina colocando solução deKCl (~1M) num béquer e mergulhamos o cordão de nylon. Após cada medida, foi lavada a ponte com água corrente e água destilada e mergulhada novamente na solução de KCl.
	Eletrodos: lixamos as lâminas de Zn(s) e Cu(s), lavamos com água destilada e secamos com algodão.
	c) Meias-celas: transferimos para um béquer 70 mL a solução de ZnSO4 0.1 M; em um segundo béquer colocamos 70 mL da solução de CuSO4 0.1 M.
	d) Montagem e operação: mergulhamos a lâmina de Zn na solução de ZnSO4 e a lâmina de cobre na solução de CuSO4. Colocamos cuidadosamente a ponte salina entreos béqueres mergulhando em ambas as soluções. Conectamos os eletrodos com um voltímetro e apreciamos o potencial da pilha (conformefigura 1, a seguir). Retiramos a ponte salina eapreciamosnovamente o potencial da pilha. Recolocamos a ponte salina e voltamos a ler o potencial da pilha.
Efeito do hidróxido
	Adicionamos 20 ml de uma solução de NaOH 1,75 M ao béquer contendo a solução de CuSO4 0,1 M. observamos o potencial da pilha.	
Relação da concentração com o potencial
	Montamosmais 3 pilhas com concentrações variáveis CuSO4(10-3, 10-5 e 10-7 M) e concentrações fixas de ZnSO4 0,1 M. observamos o potencial.
Figura 1.
Resultados e Discussão
Parte I: Reações de Oxi-redução
Cada eletrodo em uma célula é definido em termos da reação que ocorre na sua superfície, e não em termos da sua carga elétrica. O anodo é o eletrodo no qual ocorre a oxidação e o catodo é aquele no qual ocorre a redução. Essas definições se aplicam tanto as células galvânicas como as células eletrolíticas. Os eletrodos de zinco e cobre na célula não são somente condutores de eletricidade, mas também, são reagentes e produtos da reação da célula, diante disso devemos entender as reações que ocorrem em cada material em diferentes soluções: 
o tubo de ensaio que continha a solução de sulfato de ferro com um fio de cobre não apresentou nenhuma mudança, a não ser a presença de uma mancha marrom no fundo do recipiente, que é explicada pelas reações:
Cu + FeSO4 → Fe + CuSO4
Semi-reação de oxi-redução esperada:
Cu → Cu+2 + 2e- Eoredução Cu= 0,34V
Fe+2 + 2e- → Fe Eoredução Fe= -0,44V
Logo, conclui-se que nada ocorreu. Pelos potencias de redução, a direção da reação espontânea do ferro está invertida, pois esta se encontra negativa. Isto mostra que o Fe é agente redutor mais forte que o Cu. Sendo assim, o Fe é oxidado, sendo ele o ânodo. como não há ferro sólido na amostra, nada ocorre(ver figura 2).
figura 2.
O tubo que continha uma solução de sulfato de cobre e um prego (ferro),apresenta as seguintes reações.
CuSO4 + Fe → FeSO4 + Cu
Semi-reação de oxi-redução:
Cu+2 + 2e- → Cu Eoredução Cu= 0,34V
Fe → Fe+2 + 2 e- Eoredução Fe= -0,44V
De acordo com a equação acima, a reação de deslocamento entre o elemento químico ferro (Fe) e o sulfato de cobre (CuSO4), formando-se o sulfato de ferroso (FeSO4) e o metal cobre (Cu).Como o potencial de redução do cobre é maior do que o do ferro, ele reduz, logo é o agente oxidante do ferro, isto se mostra nas semi-reações de oxi-redução, sendo comprovado quando o ferrofica recoberto por uma camada de metal vermelho (o cobre). Por outro lado, a solução fica amarela (solução de sulfato de ferro II)(ver figura 3).
figura 3.
No tubo que continha o fio de cobre e a solução de nitrato de prata, formou um sólido prateado com forma irregular na superfície que se encontrava em contato com a solução, obedecendo a seguinte reação:
AgNO3 + Cu → CuNO3 + Ag(s)
Semi-reação de oxi-redução:
Ag+2 + 2e- → Ag E° redução Ag = 0,80V
Cu → Cu+2 + 2e- E° redução Cu= 0,34V
Como o potencial de redução da prata é maior, ela será o agente oxidante do cobre, que tem um menor potencial de redução. Por isso que se formou tal sólido, sendo o resultado da oxidação do Cu pela Ag (visto na figura 4).Classificando os metais em ordem decrescente das suas forças de reduções, temos que:
Ag(0,80V) > Cu (0,34V) > Fe (-0,44V)
figura 4
Parte II: Construção da Pilha de Daniell
confeccionamos a pilha de Daniell com a utilização de um cordão de nylon encharcado com uma solução de cloreto de potássio (KCl) para servir de ponte salina, Se as reações nos eletrodos ocorrerem em qualquer extensão mensurável, deve haver um caminho para os íons se moverem entre as soluções a fim de manter a condição de eletroneutralidade. Quando um átomo de zinco é oxidado e passa para a solução como um íon, a solução adquire uma carga líquida positiva de 2 unidades. Se esta carga não for diminuída, ela inibirá a formação de íons zinco adicionais. O mesmo argumentose aplica à solução de cobre, exceto que a carga líquida será negativa. A ponte salina permite que os íons fluam para dentro e para fora das soluções à medida que for necessário para manter aeletroneutralidade da solução.Assim, é possível traçar o fluxo completo da corrente na célula. A eletroneutralidade pode ser mantida pelo fluxo da esquerda para a direita dos íons positivos (Figura 5a) e/ou da direita para a esquerda dos íons negativos (Figura 5b) através das soluções. Analisando a (Figura 5a), observa-se que para cada íon zinco (II), Zn 2+, que vai para a solução, outro íon zinco (II), Zn 2+, deixa a solução se movendo pela ponte salina, a ponte salina mantém a sua eletroneutralidade pela passagem de dois íons potássio, cuja carga é +1, para a solução de cobre. Esses dois íons positivos são exatamente os necessários para repor o íon cobre, cuja carga é +2, reduzido no eletrodo. Esse processo representa um fluxo de eletricidade positiva da esquerda para a direita através da solução. Um mecanismo alternativo para satisfazer a eletroneutralidade é mostrado na Figura 5b, onde a eletricidade flui da direita para a esquerda através da solução. Os dois processos não são mutuamente exclusivos, isto é, ambos podem (e usualmente acontece) ocorrer simultaneamente.
Figura 5b
É desejável que o cátion e o ânion do eletrólito na ponte salina tenham, aproximadamente, amesma mobilidade (velocidade de difusão e migração) na solução. Uma solução de cloreto de potássio preenche satisfatoriamente esse requisito, e é o eletrólito mais comumente usado em pontes salinas.
Observamos que seguinte reação ocorre espontaneamente:
Zn(s) + Cu 2+⇌ Zn 2+ + Cu(s)
Na reação, cada átomo de zinco fornece dois elétrons para os íons cobre (II), Cu 2+.
foi feita uma montagem na qual o zinco sólido, Zn(s), e os íons cobre (II), Cu 2+, nãoficaram em contato direto um com o outro, os elétrons transferidos poderão criar um fluxoatravés de um circuito externo, gerando assim, uma fonte de eletricidade utilizável. Taissistemas são conhecidos como baterias, mas quimicamente recebem um nome mais restrito, de células eletroquímicas. Quando uma bateria está se descarregando, o seu comportamento é o de uma célula galvânica, mas quando a mesma está se carregando, é chamada de célula eletrolítica. Se a célula opera produzindo energiaelétrica é denominada célula galvânica, mas se opera consumindo energia elétrica édenominada célula eletrolítica.
Uma célula galvânica típica é a pilha de Daniell, as lâminas de zinco e cobremergulhadas em soluções dos seus íons, respectivamente, são os eletrodos da célula e o nylon é a ponte salina, que é constituída de uma solução saturada de um sal (solução eletrolítica) e tem comofunção a condução de íons.
As semi-reações que ocorrem nos dois eletrodos são:
Figura 5a
Eletrodo de zinco: Zn(s) ⇌ Zn 2+ + 2e-
Eletrodo de cobre: Cu 2+ + 2e-⇌ Cu(s)
Quando um átomo de zinco deixa o metal e passa para a solução como íon zinco, dois elétrons permanecem no metal, tornando-o negativamente carregado. No eletrodo de cobre, o processo inverso causa uma condição de deficiência de elétrons, resultando em um metal positivamente carregado, esse efeito gera uma diferença de potencial que pode ser medido com o multímetro (conforme figura 1), isto explica porque a diferença de potencial cai para 0V quando retiramos a ponte salina e volta para 1,09V quando repomos, em uma concentração de CuSO410-1M.
Por convenção sugerida pela IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry), os componentes químicos que constituem a célula eletroquímica são listados colocando-se as substâncias do anodo à esquerda, na ordem da oxidação e as do catodo à direita, na ordem da redução. As interfaces, onde existe uma diferença de potencial, são representadas por uma linha vertical simples. A ponte salina é representada por duas linhas verticais (duas interfaces). Assim, a célula mostrada na (Figuras 1) é representada pela (equação 1):
Zn(s)/ZnSO4(x mol L-1)//CuSO4(x mol L-1)/Cu(s)
 equação 1.
Os componentes da ponte salina, normalmente, não são especificados narepresentação esquemática da célula. Quando são conhecidas, as concentrações das váriassoluções são mostradas nos parêntesis da equação 1,Pela observação dos processos representados pelas semi-reaçõesque ocorrem em cada um dos eletrodos, fica claro que a atividade (concentração) dos íonszinco (II), Zn 2++, em solução afeta o potencial adquirido pelo eletrodo de zinco. Umaumento na concentração desses íons inibe a oxidação do zinco metálico e facilita aredução dos mesmos, tornando o eletrodo mais positivo. Por outro lado, um decréscimo naconcentração inibe a redução dos íons zinco (II), Zn 2+, e facilita a oxidação do zincometálico, e o eletrodo se torna mais negativo. Da mesma forma, a concentração dos íonscobre (II), Cu 2+, em solução afeta o potencial adquirido pelo eletrodo de cobre. Umaumento na concentração desses íons facilita a redução dos mesmos e torna o eletrodo maispositivo, enquanto que um decréscimo na sua concentração dificulta a redução, tornando oeletrodo menos positivo.Assim, o uso efetivo dos potenciais de eletrodo é limitado, a menos que se conheçaa concentração da solução, na qual eles estão sendo medidos. Quando todas as substânciasenvolvidas na semi-reação estão presentes em concentrações do estado padrão, o eletrodotem o seu potencial padrão, Eo.
A atividade de uma espécie em solução é aproximadamente igual a sua concentração, especialmente em soluções diluídas; a atividade de uma substância pura (sólida ou líquida) é definida como a unidade e a atividade de um gás é igual a sua pressão parcial. Nas condições padrão, a concentração das soluções é de 1 molL-1e a pressão atmosférica é de 1 atm.
O potencial da célula de Daniell é a diferença entre os potenciais padrão dos eletrodos, O íon cobre (II), Cu 2+, é um agente oxidante mais forte do que o íon zinco (II), Zn 2+ ,uma vez que o potencial de eletrodo para a semi-célula Cu 2+ /Cu é mais positivo do que oda semi-célula Zn 2+ /Zn. Em outras palavras, o potencial de redução do cobre é maior doque o potencial de redução do zinco.
Cu 2+ + 2 e-⇌ Cu(s) E° =+0, 339 V.
Zn 2+ + 2 e-⇌ Zn(s) E° = -0,762V
A diferença de potencial elétrico entre o eletrodo de zinco e o eletrodo de cobre é o que faz os elétrons fluírem no circuito externo do anodo para o catodo. Esta diferença de potencial entre os eletrodos é denominada força eletromotriz da célula (fem) ou potencial da célula (Ecel ou ∆E) e é determinada pela grandeza dos potenciais dos eletrodos individuais. Pela convenção da IUPAC, a força eletromotriz de uma célula galvânica é descrita como:
∆E= Ecel=E°catodo-E°anodo
∆E=+0, 339 V -(-0,762 V) = 1,1V.
portanto; 1,1V é o valor teórico do potencial da célula de Daniell nas condições padrão.
Efeito do hidróxido
	Quando Adicionamos 20 mL de uma solução de NaOH 1,75 M ao béquer contendo a solução de CuSO4 0,1 M, houve a formação de um sólido de consistência gelatinosa por todo o corpo da mistura mudando a cor da solução de verde claro para um azul intenso(ver figura 6), A (equação 2) descreve a reação:
2NaOH(aq) + CuSO4 → Cu(OH)2(s) + Na2SO4
Equação 2.
Sabemos que os sulfatos (SO42-) são solúveis. O sulfato de sódio não é uma das exceções, assim ele não forma um precipitado. Já os hidróxidos (OH-) são insolúveis, por isso o hidróxido de cobre é um precipitado.
Assim, temos:
2 Na+(aq) + 2 OH-(aq) + Cu2+(aq) + SO42(aq) → Cu(OH)2(s) + 2 Na+(aq) + SO42-(aq)
Ou, mais simplificadamente:
Cu2+(aq) + 2 OH-(aq) → Cu(OH)2(s)
Vemos que dois aníons hidróxido reagem com um cátion cobre, formando precipitado, calculamos o número de mol e a massa de cobre, e o número de mol e a massa do hidróxido que reagiram.
m= µ.M.V=159,609g.mol-1.0,1mol.L-1.0,07L
m=1,117g de CuSO4;
usando uma regra de três, temos massa do Cu+2= 445.10-3g, usando cálculos parecidos encontramos a massa do hidróxido que reagiu, sendo o cobre o reagente limitante, temos duas vezes o numerode mol do cobre para o hidróxido; 2(OH)-= 23,8.10-3g
portanto a massa do Cu(OH)2(s) = 0,468 g.
figura 6.
Com o acréscimo do hidróxido de sódio, o potencial observado foi de 0,89V. O precipitado gelatinoso era o hidróxido de cobre, o responsável pela diminuição de íons de cobre na solução. Isso ocorre como uma diluição na solução diminuindo o potencial, a relação quantitativa entre a concentração e o potencial de eletrodo foi primeiramente descrita pelo químico alemão Walther Nernst, e a equação tem o seu nome(equação 3)que relaciona o potencial de eletrodo com a temperatura e a atividade das espécies.
E=E°- ln 
Equação 3.
= f [A], onde f é o coeficiente de atividade e [A] é a concentração emmol L-1, e, como, normalmente, se trabalha com soluções diluídas, f = 1. Portanto, a equação de Nernst (ver equação 4) será função da concentração das espécies envolvidas na semi-reação:
E=E°- ln 
Equação 4.
Se o potencial de eletrodo for expresso em volts, e a temperatura igual a 25oC (298 K) e convertendo o logaritmo natural para logaritmo na base 10, temos a forma mais comum da equação de Nernst(equação 5): 
E=E°- log
Equação 5.
Usamos a equação 5 para fazer uma Relação da concentração com os potenciais, comparando os valores teóricos com os valores obtidos através do multímetro,para as 4 células com concentrações variáveis de CuSO4(10-1,10-3,10-5 e 10-7 M) e concentrações fixas de ZnSO4, 0,1 M, (ver tabela 1). Tomando como base a reação global: Zn(s) + Zn+2(aq) → Zn+2(aq) + Cu(s).
Com os dados experimentais, observamos que quanto mais diluída a solução de CuSO4, menor é o potencial da célula. Isso ocorre pelo fato de que quanto menor é a concentração do sal, menor será a concentração dos íons na solução e, portanto, menor a quantidade de íons de cobre livres para se reduzir, fazendo com que diminua os receptores dos elétrons,vemos também que os valores teórico estiveram sempre muito próximos dos valores obtidos na prática, refletindo reprodutibilidade do experimento, atribuímos a diferença dos valores a diferença das condições ambientes das condições padrão. 
Conclusão
Inicialmente conhecemos do que trata a eletroquímica e suas divisões, percebemos a importância que desempenham os diferentes processos eletroquímicos na química industrial, na química analítica e no desenvolvimento de pesquisa em diversas áreas do conhecimento, estudamos algumas reações simples de oxi-redução e procuramos entender o papel dos varios metais e íons metálicos nessas reações ,e suas espontaneidades.
Contruimos e colocamos em funcionamento uma cela galvânica, conhecida como pilha de Daniell, que foi montada pela primeira vez em 1836, observando a reação entre zinco e cobre como eletrodos,ponte salina e os eletrólitos, confirmamos a aplicação da cela galvânica como uma fonte de energia eletroquímica, comparamos seu potencial teórico, (calculado pela equação de Nernst) e o obtido na prática para diferentes concentrações de eletrólitos(CuSO4).
Por fim estudamos o efeito do hidróxido(NaOH) diluindo o eletrólito (CuSO4) e a relação com a diferença de potencial da pilha.
Referências
[1]-BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005.
[2]- Atkins, P; Jones, L. – Princípio de Química, ed. LTD.
[3]- Harris, Daniel C., Analise Química Quantitativa, LTC, 6aed., 2005.
[4]- Apostila de química experimental 2018.1 UFPE.
Questões
1) Consulte uma tabela de potenciais e calcule o () para cada equação química da parte I. Baseado nos valores destes potenciais qual é o metal com maior caráter redutor?
Resposta: 
	Fe → Fe+2 + 2 e-
	Eoredução Fe= -0,44V
	Cu+2 + 2e- → Cu
	Eoredução Cu= 0,34V
	Ag+2 + 2e- → Ag
	Eºredução Ag = 0,80V
O ferro é o metal com o maior caráter redutor, pois ele tem maior capacidade de reduzir outro metal. Ele sofre oxidação. Pela tabela, percebe-se que dentre os três, o agente redutor mais poderoso é o ferro.
2) Suponha que você tenha um soldadinho de chumbo e que deseja protegê-lo da corrosão. Isto pode ser feito guardando-o numa solução adequada. Entre as soluções utilizadas na parte II qual (ou quais) você escolheria para proteger o brinquedo?
Resposta:
 A solução de ZnSO4, pois assim o zinco se oxidaria no lugar do chumbo e do cobre, pois o zinco possui maior potencial de oxidação ou, ainda, menor potencial de redução em comparação com o chumbo e cobre.
 Pb→Pb 2+ +2e- Eoxi = 0,126 V
 Zn→Zn +2 + 2e- Eoxi = 0,762 V
 Cu→Cu +2 + 2e- Eoxi = -0,339 V