EQW112 - Relatório sobre Eletroquímica

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INTRODUÇÃO
	Na aula prática do dia 17 de janeiro de 2013, realizada no laboratório do Departamento de Processos Inorgânicos (DPI), foram realizadas três experiências sobre o supervisão e orientação do Prof.º Robinson Luciano Manfro. O primeiro experimento foi a construção de uma Pilha Eletroquímica com barras de cobre e ferro em meio aquoso; a segunda prática foi a Redução do Cobre, observada na deposição de cobre através de uma reação de substituição com o ferro; e, por fim, uma experiência de Eletrólise, na qual observa-se um aumento na massa de uma moeda, ocasionada pela eletrólise de uma barra de cobre.
DESCRIÇÃO DAS EXPERIÊNCIAS
	Prática nº 1:
	*Materiais utilizados:
	- Tubo de Ensaio;
	- barra de cobre;
	- barra de ferro;
	- 2 fios (com jacaré);
	- solução 3% (P/p) de NaCl;
	- fenolftaleína;
	- ferricianeto de potássio.
	Procedimento:
	Nessa prática, foi feita a oxidação de uma barra de ferro (Fe) em uma solução aquosa a 3% de NaCl, com o acréscimo de seis gotas de fenolftaleína e duas gotas de ferricianeto de potássio, dentro de um tubo de ensaio, com a barra presa a uma tampa de plástico e com o auxílio de um fio provido de jacaré.
	Posteriormente, uma barra de cobre (Cu) é imersa na solução, sem retirar a barra de ferro, também ficando presa à tampa com a ajuda de um jacaré.
	Prática nº 2:
	*Materiais utilizados:
	- Proveta (5ml);
	- Chumaço de palha de aço;
	- Solução de CuSO4.
	Procedimento:
	Na segunda prática observou-se uma reação de substituição entre o Sulfato de Cobre (CuSO4 (aq)) e o Ferro puro (Fe). Nesse experimento, um chumaço de palha de aço é inserido em uma proveta com o intuito de prolongar a passagem do Sulfato de Cobre pela proveta. 
	Prática nº 3:
	*Materiais utilizados:
	- Béquer;
	- barra de cobre;
	- uma moeda;
	- uma bateria ou pilha;
	- dois fios (com jacaré);
	- solução de CuSO4.
	Procedimento:
	No terceiro experimento, foi feita uma Eletrólise. Após realizar a limpeza mecânica de uma moeda com uma lixa e limpeza química em solução de Ácido Clorídrico a 10%, foi medida a massa da moeda, para então submetê-la a um processo de eletrólise, imergindo a moeda e uma barra de cobre em meio aquoso de Sulfato de Cobre (CuSO4). Ligando a barra ao polo positivo de uma bateria e a moeda ao negativo, ocorre o processo de eletrólise, no qual o ânodo (polo positivo/barra de cobre) oxida e perde elétrons, que se ligam ao cátodo (polo negativo/moeda), que reduz. 
RESULTADOS E CONCLUSÕES
	Na primeira parte da prática nº 1, após alguns segundos, observa-se a formação de "nuvens", com coloração avermelhada e azul (a oxidação do Fe e a redução do H2O, formando OH(-), respectivamente) ao redor da barra. Nesse caso, o meio aquoso propiciou que a oxidação do ferro acontecesse, liberando seus elétrons na solução o que era visível pela coloração azulada que se formou. Ao mesmo tempo, por possuirem um potêncial de redução maior que o do Fe, as moléculas de água presentes na solução, ao entrar em contato com os elétrons livres, foram reduzidas, formando íons OH(-), o que caracteriza a outra coloração observada: vermelha.
 
Desse procedimento, percebe-se que a "nuvem" avermelhada começa a se formar nas redondezas da barra de cobre, enquanto que a região azul continua envolvendo o ferro. Entretanto, não se trata da redução do cobre e sim da redução das moléculas de água, cuja reação é mostrada na equação a cima. Como o Potencial de Redução (Ered) do H2O é maior que o do Cu, o agente oxidante nesse experimento é a água, permanecendo o cobre inerte. Nessa experiência, a barra de ferro constitui o ânodo, enquanto que o cobre é o cátodo.
	Potenciais de Redução:
 
 
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	Nessa imagem, observa-se as regiões azulada e avermelhada em volta das barras de ferro (Fe) e cobre (Cu), respectivamente. A coloração azul se deve ao elétrons liberados pelo Fe ao sofrer oxida- ção, enquanto que a cor vermelha é resultado da redução das moléculas de água e a consequente produção de íons OH(-).
	Na segunda experiência, ao fazer com que o Sulfato de Cobre escorra lentamente por uma "barreira" feita com palha de aço, observa-se que o líquido de tonalidade azul forte, chega ao fundo da proveta completamente transparente, enquanto que observa-se uma concentração avermelhada na palha de aço. Trata-se da substituição do Cu pelo Fe.
 
	Como indica a reação, o Sulfato de Cobre reage com o ferro presente na palha de aço, formando o Sulfato de Ferro (FeSO4 (aq)), um líquido transparente, enquanto que o Cobre é depositado, o que pode ser notado pela coloração vermelha que surge na palha de aço após o procedimento.
 
	Através da imagem, observa-se um líquido transparente no fundo da proveta como resultado do procedimento. Trata-se do Sulfato de Ferro (FeSO4) que foi formado a partir de uma reação de substituição do Sulfato de Cobre (CuSO4) com o ferro presente na palha de aço. Também nota-se a deposição de cobre, como observado na região avermelhada.
	Essas reações são consequência de uma reação química exotér- mica, pois ocorre liberação do calor e, assim como na primeira experiên- cia, o ferro sofre oxidação e constitui o ânodo. Consequentemente, o cobre reduz e atua como o cátodo da reação.
	Já no último experimento, após um determinado período de tempo, observa-se a deposição de cobre na moeda e, através de uma segunda pesagem, verifica-se um aumento de massa da mesma. Sabendo o valor da variação de massa e utilizando a Equação de Faraday, é possível determinar o valor da corrente elétrica que foi gerado no sistema.
	Segundo a Lei de Faraday:
	M = E t i , 
 96500
onde M = Mf - Mi (g)
	E = MM 
 nox
	t = tempo (s)
	i = corrente (mA)
	Equação:
	Mi = 4,1908g e Mf = 4,2115g
	Logo, M = 4,2115 - 4,1908 = 0,0207 g
	0,0207 = 31,773 x 900 x i 
 96500
 
	Assim, determinou-se que uma corrente elétrica de 69,8 mA foi gerada pela bateria durante o processo de eletrólise e a análise da fórmula revela que, quanto maior a intensidade da corrente elétrica, maior será o ganho de massa do cátodo.
 
	Na imagem, o resultado da eletrólise, no qual a porção da moeda que ficou submersa no Sulfato de Cobre recebeu elétrons liberados pela barra e teve um aumento de massa. Enquanto que, na barra de cobre, houve perda de massa com o processo de oxidação.
BIBLIOGRAFIA
FOGAÇA, Jennifer. "Medição dos Potenciais Eletroquímicos". Disponível em: <http://www.brasilescola.com/quimica/medicao-dos-potenciais-eletroquimicos.htm> Acesso em: 19 jan. 2013.
"Oxidação e Redução da Água". Disponível em: <http://www.colegioweb.com.br/quimica/reducao-e-oxidacao-da-agua.html> Acesso em: 21 jan. 2013.
 "Reatividade dos Metais". Disponível em: <http://www.dqi.iq.ufrj.br/iqg128_a8_reativ_metais.pdf> Acesso em: 20 jan. 2013.
ROBERTO, Agamenon. "Oxidação e Redução". Disponível em: <http://www.agamenonquimica.com/docs/teoria/geral/oxireducao.pdf> Acesso em: 20 jan. 2013.
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