(Eletroquímica)Laboratório de Química Geral Experimental

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Universidade Federal de Minas Gerais
Laboratório de Química Geral Experimental
ELETROQUÍMICA
Alunos: Ana Luiza Guedes de Oliveira, Carlos Augusto Damasceno, Júlia Vitória Monteiro Santos.
Professor(a): Letícia Regina de Souza Teixeira
Belo Horizonte, 05 de Junho de 2018.
INTRODUÇÃO
 A eletroquímica é a área da química que estuda o uso de reações químicas espontâneas para a produção de eletricidade, sendo esta, também usada para forçar as reações químicas não-espontâneas a acontecerem. Essa parte da química também fornece diversas técnicas de monitoramento de reações químicas e de medida de propriedades das soluções, inclusive, o pH de uma solução e o pKa de um ácido.
 No ramo da eletroquímica as reações mais estudadas são as de oxirredução na qual envolve a transferência de elétrons entre substâncias. Dessa maneira, atribuiu-se potenciais relativos de oxidação e redução para as espécies envolvidas, tomando como referência o eletrodo padrão de hidrogênio que foi atribuído com potencial 0 volts. Sendo assim aos eletrodos que tem facilidade em perder elétrons (em comparação ao hidrogênio) são atribuídos potenciais positivos e os que ganham elétrons facilmente potenciais negativos. De forma análoga, as reações redox são comuns nas aplicações de pilhas (também conhecida como célula eletroquímica), e eletrólises, na qual a primeira converte energia química em energia elétrica de modo espontâneo e a segunda converte energia elétrica em energia química de modo não- espontâneo. 
 Além dessas, a eletroquímica está bastante presente em nosso cotidiano, como por exemplo em reações do corpo humano, sendo permitido também o monitoramento das atividades do nosso cérebro e coração. Está presente também no funcionamento de aparelhos eletrônicos e até mesmo no carregamento de baterias.
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.
PROCEDIMENTOS
MATERIAIS
Fonte de energia (1); eletrodos de grafite (2); multímetros (1); eletrodo de cobre (1); eletrodo de zinco (1); ponte salina (1); tubo em U para eletrólise (1); béquer de 50 mL (1); béquer de 25 mL (1); garra (1); condutores metálicos (fios de cobre) (2); palha de aço, suporte de ferro (4); pipeta graduadas de 10 mL (2), frascos para resíduos.
Reagente e materiais:
Solução aquosa de: KI 0,5 mol/L (20mL); alcoólica de fenolftaleína (1mL); dispersão de amido (1mL); ZnSO4 1,0 mol/L (30mL); CuSO4 1,0 mol/L (30mL); solução saturada de KCl (30mL); 1 prego, lâminas metálicas: cobre (2) e zinco (1).
PROCEDIMENTOS
Experimento 1: Verificação qualitativa da tabela de potencial de oxidação
Colocou-se em um tubo de ensaio uma pequena quantidade da solução de cobre (II) e mergulhou-se nesta solução um prego. Observou-se as condições iniciais da reação e suas evidências de transformação.
Experimento 2: 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 em outro, 20 mL da solução de sulfato de zinco (II). Montou-se o sistema conforme o esquema apresentado a seguir
Figura 1: Esquema da Pilha de Daniell
Ligou-se o eletrodo de zinco ao terminal negativo e o eletrodo de cobre ao terminal positivo do voltímetro de modo a fechar o circuito intercalando o voltímetro entre os eletrodos.
Experimento 3: Eletrólise
Montou-se um sistema conforme o esquema abaixo:
Figura 2: Esquema de Eletrólise
Fez-se a ligação entre os pólos da fonte e os eletrodos de grafite imersos em um tubo em U. Colocou-se no tubo em U uma solução de KI até enchê-lo completamente. Deixou-se que a eletrólise se processasse por 2 a 3 minutos e observou-se o que ocorre no cátodo e no ânodo. Adicionou-se de um lado dos tubos 1 gota de fenolftaleína e do outro lado adicionou-se 1 gota de dispersão de amido e observou-se novamente o ocorrido. 
Experimento 4: Verificação das áreas Anódicas e Catódicas:
Colocou-se em uma placa de ferro limpa, 2 gotas de solução de NaCl contendo K3[Fe(CN)6] (indicador ferroxílico) e fenolftaleína. Depois de alguns minutos observou-se a reação.
Experimento 5: Corrosão Galvânica:
Em béqueres com solução indicadora de NaCl contendo K3[Fe(CN)6] (indicador ferroxílico) e fenolftaleína, foi-se adicionado peças de Fe:Cu e Fe:Zn unidas por um fio de cobre soldado (condutor). 
RESULTADOS E DISCUSSÃO
Experimento 1- a reação que ocorre na superfície do prego pode ser descrita pela seguinte equação:
Fe(s) → Fe+2(aq) + 2 e- εo = +0,44 V
Cu+2 (aq) + 2 e- → Cu(s) εo = +0,34 V 
Fe(s) + Cu+2 (aq) → Fe+2(aq) + Cu(s) Δεo = +0,78 V 
ΔG = -nFΔE → -2 . 96500 . (+0,78) = - 150540 joules
Após alguns poucos segundos de reação é possível observar que o prego começa a adquirir uma coloração cobreada, ou seja, devido ao maior potencial de redução do cobre a reação acontece de forma espontânea, levando a um acúmulo de cobre na superfície do prego, devido a atração de cargas entre os íons.
Na segunda parte dessa experiência nada aconteceu. Essa afirmação pode ser comprovada também teoricamente, já que temos os potenciais de redução dos metais. Assim é possível observar que a reação é impossibilitada devido ao potencial de redução baixo do zinco, que impede o cobre de oxidar e a reação de ocorrer.
Cu(s) → Cu+2(aq) + 2 e- εo = -0,34 V
Zn+2 (aq) + 2 e- → Zn (s) εo = -0,76 V 
Cu(s) + Zn+2 (aq) → Cu+2(aq) + Zn(s) Δεo = -1,10 V 
Δεo<0 e ΔG>0 ΔG = -nFΔE → -2 . 96500 . (-1,10) = + 212300 joules
Experimento 2: Montagem da pilha de cobre e zinco(Pilha de Daniell)
A pilha funciona de acordo com a seguinte experiência e reações a ela relacionadas:
Figura 3:Esquema de montagem da Pilha de Daniell
Semirreação no ânodo: Zn (s) ↔ Zn2+(aq) + 2 e-
Semirreação no cátodo: Cu2+ (aq) + 2 e- ↔ Cu (s)
Reação Global: Zn (s) + Cu2+ (aq) ↔ Zn2+ (aq) + Cu (s) 
Com a ajuda de um voltímetro a diferença de potencial medida foi de 1,03 V. Utilizando a tabela de potenciais como referência a ddp desta pilha é de 1,10 V, de acordo com o cálculo abaixo.
− Zn → Ԑ°oxidação = +0,76 V
− Cu → Ԑ°redução = +0,34 
ΔԐ° = 0,76 + 0,34 = 1,10 V
Logo foi possível a observação de uma diferença entre os valores encontrados experimentalmente e teoricamente, que foi de 0,07 V, que pôde ser encontrada devido a fatores externos que podem ter influenciado o meio reacional ou até mesmo a algum erro no aparelho de medição.
Experimento 3: Eletrólise
Essa reação utiliza eletrodos inertes e ocorre segundo as seguintes equações:
2I- (aq) → I2 (g) + 2e- Ԑ°= -0,54V
2H2O (l) + 2e- → 2H2 (g) + 2OH- (aq) Ԑ°= -0,83V
2I- (aq) + 2H2O (l) → I2 (g) + 2H2 (g) + 2OH- (aq) ΔԐ° = -1,37 V
A partir da observação da reação ocorrida, é possível notar que no ânodo ocorre a oxidação do I- e que no cátodo ocorre a redução da H2O. Além disso, é possível notar que no ânodo surge uma coloração terra, um pouco avermelhada, o que indica o surgimento de I2 como um dos produtos dessa reação.
A fenoftaleína adicionada adquire uma coloração rosa choque no lado do cátodo, pois a redução de H2O libera íons OH-, o que faz com que o indicador adquira essa coloração devido ao meio básico. 
Após a adição de dispersão de amido ao tubo em U, podemos notar o aparecimento de uma coloração azulada no ânodo, que ocorre principalmente na superfície. Isso ocorre devido a essa suspensão de amido ser um indicador que em presença de iodo adquire uma cor azulada forte.
Experimento 4: Verificação das áreas Anódicas e Catódicas (Experimento da Gota)
A solução utilizada nesse experimento possui dois indicadores, um de meio básico (fenoftaleína) e um de íons Fe2+ (K3[Fe(CN)6]. Na gota é possível observar duas regiões distintas, a mais interna, com menor presença de O2, adquiriu uma coloração azulada, que é característica do indicador dos íons Fe2+, ou seja, nessa região ocorreu uma oxidação do ferro, indicando ser uma área Anódica. Já na área mais externa da gota observamos uma coloração rosada,característica da fenoftaleína quando esta se encontra em meio básico, ou seja, é possível dizer que há a presença de íons OH-, demonstrando que houve uma redução no local, devido ao contato do Fe com o O2, sendo assim essa é uma área Catódica.
Experimento 5: Corrosão Galvânica:
Na peça Fe:Cu, as reações que ocorrem no ânodo e cátodo são:
Ânodo: Fe (s) → Fe2+ (aq) + 2 e-
Cátodo: O2 (g) + 4e- + 2 H2O (l) ----> 4OH- (aq)
Nesse meio reacional foi possível observar a aparição de uma cor azulada no entorno da placa de ferro, o que indica a presença dos íons Fe2+, já que o indicador adquire essa coloração na presença desses íons. Logo essa placa constitui o ânodo da reação, pois nela ocorre a oxidação do ferro sólido. Já a placa de cobre adquire no seu entorno uma cor rosada, que se deve a fenoftaleína que adquire essa coloração em contato com o meio básico. Esse meio básico se deve a presença dos íons OH- na região da placa de cobre, devido à redução ocorrida ali, indicando que essa é o cátodo da reação.
Na peça de Fe:Zn, as reações observadas foram:
Ânodo: Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2 e-
Cátodo: O2 (g) + 4e- + 2 H2O (l) → 4OH- (aq)
Devido ao potencial de oxidação do zinco ser maior do que o do ferro, é ele que sofre a oxidação, logo nessa reação o Fe não sofre nenhum tipo de reação. Porém na região da sua placa ocorre a redução que tem como produto íons OH-, que fazem com que surja uma coloração rosácea, devido a fenoftaleína presente.
CONCLUSÃO
 Concluímos por meio dos experimentos realizados, que algumas reações podem ocorrer de forma espontânea ou não, sendo isso visível por meio do experimento de montagem da pilha de Daniell ou através da eletrólise. Observando-se os potenciais padrão de redução de algumas soluções comparadas ao hidrogênio de potencial 0 volt, é possível perceber que alguns tem mais tendência a oxidar e outros a reduzir. Outro fator importante, caracterizado nos experimentos são a análise das reações do tipo oxirredução na qual há transferência de elétrons.
 Sendo assim observando os experimentos percebemos que substâncias com diferentes potenciais padrão de redução quando submetidos ao mesmo meio, um oxida e o outro reduz como no experimento do prego mergulhado na solução de cobre (II). Desta maneira conclui-se que sob a perspectiva da representação da pilha de Daniell a oxidação da placa de zinco e redução da placa de cobre, contribui para a criação de uma corrente elétrica (perceptível através do voltímetro), sendo esta reação feita de forma espontânea. Deste modo o processo inverso também ocorre, como na eletrólise, onde existe também a reação redox, porém necessita da passagem de corrente elétrica para que a mesma ocorra, ou seja, de forma não espontânea. Outro fato importante está na verificação das áreas anódicas e catódicas que em observação ao experimento chega-se a uma conclusão geral que em meios onde existe diferença na concentração de O2, a diferença nos potenciais de redução contribui para o surgimento de áreas anódicas e catódicas. Por fim, observando a ocorrência da oxidação da placa de ferro e redução da placa de cobre, conclui-se que quando dois metais são expostos a um meio corrosivo, o potencial padrão de redução do ferro lhe proporciona uma tendência a oxidar sendo caracterizado pelo ânodo e o cobre tende a reduzir sendo denominado cátodo. Sendo assim, de forma geral, atribuímos um sucesso na realização dos experimentos.
REFERÊNCIAS
ATKINS, P.W.; JONES, Loretta. Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 3.ed. Porto Alegre: Bookman, 2006. 965 p.
Apostila de Práticas de Química Geral; UFMG; 2014.