Espontaneidade de uma reação de óxido-redução

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1.0 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. Quando um processo químico ocorre espontaneamente produzindo corrente elétrica ou produzindo diferença de potencial entre dois polos, é chamado de pilha ou bateria. Analogamente, quando o processo químico ocorre de forma não espontânea, este é induzido por uma corrente elétrica de uma fonte externa, tal processo é denominado eletrólise. A transferência dos elétrons entre os reagentes durante uma reação química é determinada por meio do número de oxidação. Desta forma, a oxidação de um elemento resulta no aumento do número de oxidação, ou seja, quando um íon ou molécula se torna mais positivamente carregado. Por outro lado, a redução de um elemento resulta na diminuição do número de oxidação, ou seja, quando um íon ou molécula se torna mais negativamente carregado. Dessa maneira, pode-se dizer que o agente redutor é oxidado, e o agente oxidante é reduzido. 
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.
Um eletrodo padrão, é aquele no qual as concentrações das substâncias em solução é 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.
2H+(aq) + 2e- → H2(g) (E° = 0,0 volt)
Os eletrodos que perdem elétrons mais facilmente que o hidrogênio foi atribuído potencial positivo e àqueles que ganham elétrons facilmente, potenciais negativos.
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, analogamente, 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. 
1.1 Objetivos
Verificar a espontaneidade de reações de deslocamento de metais.
Montar a pilha de Daniel
2.0 Procedimentos
Experimento 01: Espontaneidade de uma reação de oxirredução
Primeiramente limpar com uma palha de aço 3 pregos e 3 fios de cobre, reservar um prego e um fio de cobre para comparação com os demais, numerando 3 tubos de ensaio. Em seguida colocar no tubo 1, 5mL de solução de sulfato de cobre (II) e mergulhar na solução um prego limpo, no tubo 2 colocar 5mL de solução de sulfato de ferro e em seguida mergulhar um pedaço de fio de cobre limpo e ao tubo 3 adicionar 5mL de solução de nitrato de prata e mergulhar um pedaço de fio de cobre limpo.
Observar as condições iniciais de reação, anotando todas às evidencia de transformação com o passar do tempo.
Experimento 02: Pilha de Daniel
Primeiramente colocar em um béquer 25 mL de solução de sulfato de cobre (II) e em outro 25mL de solução de sulfato de zinco, em seguida preparar a ponte salina enchendo um tubo U com solução de KCl colocar um chumaço de algodão nas extremidades do tubo em U, tomando cuidado para não deixar bolhas de ar no tubo. Montar o sistema conforme a figura 1 e fechar o circuito interligando entre os eletrodos o voltímetro.
Figura 1: Montagem da pilha de Daniel
3.0 Resultados e Discussões
No primeiro experimento foram analisados três tubos de ensaios (Tabela1).
Tabela 1 – Reações ocorridas no procedimento.
	
	Início
	Final
	Tubo 1
	CuSO4 + Fe0
	FeSO4 + Cu0
	Tubo 2
	FeSO4 + Cu0
	FeSO4 + Cu0
	Tubo 3
	AgNO3 + Cu0
	Cu(NO3)2 + Ag0
No tubo 1 ao adicionar o prego limpo na solução de sulfato de cobre que possui coloração azul. Pode se notar que houve uma diminuição na tonalidade da solução e o prego ficou totalmente coberto de cobre e notou-se que o prego ficou avermelhado. Ou seja, o cobre reduziu e o ferro oxidou, pois o ferro tem menor potencial de redução que o cobre. Isso também pode ser explicado pela passagem do cobre iônico para o cobre metálico, onde neste mesmo sistema o ferro metálico (Fe0) passa para a forma iônica (devido ao contato do ferro com o cobre iônico).
CuSO4 + Fe0 → FeSO4 + Cu0
No tubo 2 pode-se perceber que não houve alteração na reação, pois o ferro tem menor potencial de redução que o cobre, portanto na presença de ferro o cobre reduz, e é devido isso não haver uma mudança da solução.
No tubo 3 contendo a solução de nitrato de prata, notou-se que ela possuía coloração esbranquiçada e ao adicionar o cobre, pode-se notar um tempo depois que a coloração da solução ficou cinzenta, e o fio de cobre ficou completamente coberta pela prata metálica. Isto é, o cobre oxidou e a prata reduziu. Pois a prata tem maior potencial de redução que o cobre.
2AgNO3 + Cu0 → 2Ag0 + Cu(NO3)2
No segundo experimento a reação química que ocorre é:
Zn0 + Cu2+SO42- Zn+2SO42- + Cu0
Neste caso o zinco transfere elétrons para o íon cobre II. O zinco (Zn0) oxida para Zn2+ ou seja, ele perde dois elétrons e o cobre (Cu2+) é reduzido para Cu0, ou seja, ele ganha dois elétrons. Com a pilha em funcionamento, a coloração da solução de sulfato de zinco com a placa de cobre, que era azulada também diminuiu de intensidade e ficou mais diluída, já a solução de sulfato de zinco ficou mais concentrada. O fluxo de elétrons passou do circuito externo da barra de zinco para a barra de cobre. Com o aumento da concentração de Zn2+ a solução tende um excesso de carga positiva, enquanto que uma diminuição de quantidade de íons Cu2+ faz a solução tender para um excesso de cargas negativas. Portanto a ponte salina utilizada na montagem da pilha tem como função permitir a passagem de íons de uma solução para outra fazendo com que as soluções ficassem eletricamente neutras.
O valor encontrado experimentalmente da pilha foi de 1,09V, que é próximo do valor teórico do potencial da pilha de Daniel, que é de 1,10V em condições padrões. 
4.0 Conclusão
No primeiro experimento, pode-se concluir que há uma diferença na espontaneidade das reações, e esta pode se justificada pela tendência de redução e oxidação de cada substância. 
Com a montagem da pilha de Daniel pode-se verificar a influência da associação de elementos, das concentrações das soluções e da condutividade elétrica no conceito de pilhas, e o resultado obtido foi próximo do valor teórico da pilha, concluindo assim que o experimento foi gratificante.
5.0 Bibliografia
ERVIM LENZI, Química Geral Experimental; Rio de Janeiro; Freitas Bastos, 2004. 
BROWN; LEMAY; BURSTEN. Química a Ciência Central 9ª Edição. p 324-342.