RELATÓRIO DE QUÍMICA GERAL 7(2)

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RELATÓRIO DE QUÍMICA GERAL
ARTHUR HENRIQUE FERREIRA - 2014140132 
MATEUS FILIPE REIS FRAGA - 2014140213
PROFESSOR: ANA PAULA DE CARVALHO TEIXEIRA
QUÍMICA GERAL PRÁTICA - PU2C
17 DE OUTUBRO DE 2014
EXPERIMENTO 7 – ELETROQUÍMICA
INTRODUÇÃO
De acordo com ATIKINS (2001) a eletroquímica é o ramo da química que trata do uso de reações químicas espontâneas para produzir eletricidade, e do uso da eletricidade para forçar as reações químicas não espontâneas a acontecerem. A principal característica destas reações, seja espontânea (pilhas ou baterias) ou não espontânea (eletrólise), é a transferência de elétrons, que ocorre do agente redutor para o oxidante. Chamamos essas reações químicas de reações de oxi-redução.
Tomando como modelo o átomo de hidrogênio, estabeleceram-se potenciais de oxidação e redução para os elementos. Ao eletrodo de hidrogênio é atribuído o potencial igual a zero volt, aos eletrodos de cada elemento que perdem mais facilmente os elétrons que o hidrogênio são dados potenciais positivos, e aos que ganham elétrons potenciais negativos.
A partir dos valores de potencial dos eletrodos podemos montar as Tabelas de Potencial Padrão de Redução ou Oxidação, onde é possível prever com facilidade a espontaneidade de cada reação. Para potenciais positivos temos reações espontâneas, já para potenciais negativos temos reações de eletrólise, formadas por uma corrente elétrica.
OBJETIVOS
Observar a espontaneidade de reações de oxidação e redução; montar a pilha de zinco e cobre (Pilha de Daniell) e reconhecer os produtos da reação de eletrólise.
MATERIAIS
Fonte de energia; 2 eletrodos de grafite; multímetro; 1 eletrodo de cobre; 1 eletrodo de zinco; 1 ponte salina; 1 tubo em U para eletrólise; 1 béquer de 50 mL; 2 béqueres de 25 mL; 1 garra; 2 condutores metálicos (fios de cobre); palha de aço; 4 suportes de ferro; 2 pipetas graduadas de 10 mL; frasco para resíduo.
REAGENTES
Solução aquosa de: KI 0,5 mol L-1 (20 mL); alcoólica de fenolftaleína (1 mL); dispersão de amido (1 mL); ZnSO4 1,0 mol L-1 (30 mL); solução saturada de KCl (30 mL); 1 prego; lâminas metálicas: cobre (2) e zinco (1). Se possível, as lâminas deverão ter as dimensões de 3 cm x 4 cm.
PROCEDIMENTOS
▪ Verificação qualitativa da tabela de potencial de oxidação
Colocou-se em um tubo de ensaio uma pequena quantidade de solução de cobre (II), suficiente para cobrir o prego.
Mergulhou-se nesta solução o prego, previamente limpo com palha de aço.
Observou-se as condições iniciais de reação.
Colocou-se em um béquer a solução de Zn (II) e mergulhou-se a lâmina de cobre.
Observou-se se houve indícios de uma reação. 
▪ Montagem da pilha de cobre e zinco (Pilha de Daniell)
Colocou-se em um béquer, 20 mL da solução de sulfato de cobre (II) e num outro, 20 mL da solução de sulfato de zinco (II).
Montou-se o sistema conforme o esquema abaixo, colocando com a ajuda de uma pinça a ponte salina que se encontrava mergulhada em KCl(aq).
Fechou-se o circuito intercalando o voltímetro entre os eletrodos (o eletrodo de zinco ao terminal negativo e o eletrodo de cobre ao terminal positivo do voltímetro).
Leu-se a diferença de potencial no voltímetro.
Após a leitura, desligou-se o multímetro, retirou-se os eletrodos das soluções e em seguida a ponte salina enxaguando-a com água destilada, que em seguida foi devolvida ao béquer com solução de KCl.
Com o auxilio da Tabela de Potencial Padrão de redução, calculou-se a diferença de potencial da pilha.
▪ Eletrólise
Fez-se uma montagem baseada no sistema abaixo:
Fez-se a ligação entre os polos da fonte e os eletrodos de carbono (grafite) imersos em um tubo em U.
Colocou-se no tubo em U a solução de KI 0,5 mol L-1 até enchê-lo quase completamente.
Deixou-se que a eletrólise se processasse por aproximadamente 2 minutos.
Removeu-se os eletrodos de carbono.
 Retirou-se, com uma pipeta, aproximadamente 2 mL de solução de um dos ramos em U que foram colocados em 2 tubos de ensaio; fez-se o mesmo com o outro ramo do tubo em U, utilizando outra pipeta e outros 2 tubos de ensaio.
Adicionou-se uma gota de fenolftaleína a um tubo de ensaio de cada par.
Adicionou-se uma gota de dispersão de amido a um tubo de ensaio de cada par.
Observou-se os resultados.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Cu2+ + 2e- Cu0
Fe0 Fe2+ + 2e-
Fe0 + Cu2+ Cu0 + Fe2+
Na superfície do prego ocorreu a redução do cobre, depositando-se na superfície do metal. De acordo com a Tabela de Potencial de Redução, a redução do cobre a cobre metálico e a oxidação do ferro tem potencial positivo cada uma, ou seja, são espontâneas, e por consequência, o calculo da diferença de potencial da reação o resultado é positivo, significando que ela ocorre naturalmente sem interferência de uma fonte de energia.
Quando foi mergulhada a placa de cobre na solução de zinco, nada aconteceu, pois o potencial de oxidação do cobre é negativo e o potencial de redução do zinco é negativo também, resultando uma diferença de potencial também negativa, ou seja, não seria esperado que houvesse reação pois ela não é espontânea, depende de uma fonte de enegia para que aconteça.
Montagem da pilha de cobre e zinco (Pilha de Daniell)
Montou-se uma pilha de Daniell com uma placa de cobre e outra de zinco (já conectadas a um voltímetro), soluções de sulfato de cobre (II) e sulfato de zinco (II), e foi colocada um tubo em U contendo solução de KI, para que atuasse como uma ponte de transferência de eletrons.
Ao ser ligado o voltímetro, foi determinada uma diferença de potencial variando de 1,00 V e 1,10 V.
Com auxílio da Tabela de Potencial de Redução, foi calculada a diferença de potencial teórica da pilha:
º = º oxidante + º redutor
º = 0,34 + 0,76 = 1,10 V 
Comparando o valor da diferença de potencial obtido experimentalmente com o valor teórico, concluiu-se que os valores foram exatos, de 1,10 V.
Eletrólise
Foi previamente feita uma montagem, com dois eletrodos de grafite (ligados a uma fonte de energia) mergulhados um um tubo em U contendo solução de KI. Após ligada a fonte de energia, logo percebeu-se que em um dos lados do tubo (o lado que o eletrodo estava ligado ao polo positivo da fonte) houve evidência de reação, aparecendo uma cor amarelada, enquanto o outro lado continuou com aparência incolor, enquanto do outro lado, houve formação de bolhas na supefície do eletrodo de grafite. E após alguns segundos, foram retiradas amostras de cada lado do tubo, foram acrescentadas uma gota de fenolftaleína à um tubo de cada par, e uma gota de dispersão em amido ao outro par.
Ao acrescentar fenolftaleína à solução incolor, imediatamente ela ficou incolor, indicando que o meio ficou básico (concentração de íons hidroxila maior do que de íons hidrogênio), e ao acrescentar a dispersão em amido na solução incolor, nada ocorreu visivelmente.
Ao acrescentar fenolftaleína à solução amarelada, nada ocorreu visivelmente, a solução permaneceu com a cor amarelada, e ao acrescentar a dispersão em amido na solução amarelada, imediatamente ela escureceu, como a dispersão em amido é indicador de I2, foi comprovado que havia uma concentração de I2 na solução, até porque era esperado pela cor que a solução apresentava que é característico da cor do iodo.
As semi-reações e a reação global da eletrólise, são representadas como mostra a seguir:
Anodo (+) : 2 I-(aq) I2(aq) + 2e-
Catodo (-) : H2O(l) + 2e- H2(g) + 2OH-(aq)
CONCLUSÃO
A partir dos três procedimentos realizados foi possível visualizar os princípios da eletroquímica, confirmando-os experimentalmente. No primeiro experimento pode-se verificar uma reação espontânea, onde a superfície do prego ficou coberta por cobre metálico. No segundo experimento, montagem da pilha de Daniell, pode-se comparar o potencial do sistema com o calculado através das equações químicas e da Tabela de Potencial Padrão de redução, chegando a valores relativamente próximos. No último experimento, eletrólise, verificou-se a ocorrência de uma reação não espontânea, onde as transformações ocorreram somentecom a indução de uma corrente elétrica.
REFERÊNCIAS
ATKINS, Peter W.; JONES, Loretta. Princípios de Química: Questionando a vida moderna e o meio ambiente, 3ª edição. Porto Alegre: Bookman, 2001.
QUESTIONÁRIO
1. Através da deformação e do acúmulo de substância que ocorre nos eletrodos, respectivamente anodo e cátodo. A reação só ocorre e forma a corrente elétrica na presença da ponte salina, que é a responsável pela transferência dos íons entre as soluções.
2. 
Fe
2+
Cu
2+ Fe(s)	*	Cu(s)
	* Ponte salina
3. A ponte salina é responsável pela migração de íons de uma solução para a outra. Com o passar do tempo a transferência de elétrons concentra os íons em uma das soluções e deixa o sistema instável, a ponte salina “transfere” esses íons para a outra solução, equilibrando o sistema e mantendo o funcionamento da pilha.
4. Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e- ɛº = 0,76
∆G = -nF∆ɛº/4186
∆G = - (2)(96500)(0,76)/4186
∆G = - 35,04 Kcal.mol-1 	ou 	∆G = - 146,70 KJ.mol-1
5. Ag+(aq) + e- → Ag(s)	 eV = +0,79 / 2Ag+(aq) + 2e- → 2Ag(s)	eV = +1,58
 Cu(s) → Cu2+(aq) + 2e-	eV = -0,34
 2Ag+(aq) + Cu(s) → Cu2+(aq) + 2Ag(s)		∆ɛº = 1,58 – 0,34 = 1,24
Com base na tabela temos uma reação espontânea, já que o potencial padrão da reação é positivo.
6. 2KI(aq) → 2K+(aq) + 2I-(aq)
 4H2O(l) → 2H3O+(aq) + 2OH-(g)
7. Semirreação anódica – 2I-(aq) → I2(s) + 2e-
 Semirreação catódica – 2H3O+(aq) + 2e- → 2H2O(l) + H2(g)
 Reação global – 2KI(aq) + 2H2O(l) → I2(s) + H2(g) + 2K+(aq) + 2OH-(g)
8. A fenolftaleína indica, dando uma coloração rosada, que no lado que tubo em que houve redução (cátodo) o meio está básico, devido os íons OH-. O amido indica, propiciando uma reação onde há a mudança de cor, que no outro lado do tubo, o anodo, há I2.