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Redenção/CE Setembro de 2018 Universidade da Integração Internacional da Lusofonia Afro-Brasileira Instituto de Engenharias e Desenvolvimento Sustentável Bacharelado em Engenharia de Energias LABORATÓRIO DE QUÍMICA II PRÁTICA Nº 4: PROCESSO DE TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS Israel Oliveira Cavalcante Antonio Mateus da Mata Viana Profº: Karolinny Chaves SUMÁRIO 1. INTRODUÇÃO ................................................................................................................... 3 2. OBJETIVOS ........................................................................................................................ 4 3. MATERIAIS ........................................................................................................................ 4 4. MÉTODOS .......................................................................................................................... 5 4.1 Processos eletrolíticos ........................................................................................................ 5 4.2 Estudo da Pilha de Daniell................................................................................................ 5 4.3 Estudo da Corrosão ........................................................................................................... 6 5. RESULTADOS E DISCUSSÕES ...................................................................................... 7 5.1. Processos Eletrolíticos ...................................................................................................... 7 5.2. Estudo da Pilha de Daniell............................................................................................. 10 5.3. Estudo da Corrosão ........................................................................................................ 11 6. PÓS-LABORATÓRIO ..................................................................................................... 13 7. CONCLUSÃO ................................................................................................................... 15 8. REFERÊNCIAS ................................................................................................................ 16 3 1. INTRODUÇÃO Na química, sabemos que ocorrem vários tipos de reações e transformações, todas elas têm suas características distintas que nos fazem perceber qual o tipo de reação que está acontecendo naquele momento. Existem reações que necessitam de uma energia inicial para que o processo possa acontecer, já outras podem ocorrer espontaneamente. No estudo da eletroquímica observamos a troca de elétrons para a transformação de energia química em energia elétrica, ou a transformação de energia elétrica em energia química. Na eletroquímica, quando numa reação ocorre a transferência de elétrons ela é chamada de reação de oxirredução, nessa reação está acontecendo conjuntamente a redução e oxidação do composto, nesse processo onde duas espécies químicas estão em contato, uma irá perder elétrons e a outra irá receber esses elétrons, a espécie que perde esses elétrons passa por uma oxidação e fica com o número de oxidação maior, já a espécie que ganha esses elétrons passa por uma redução e seu número de oxidação fica menor. Outras duas importantes concepções das reações de oxirreduções são do agente redutor e agente oxidante, os próprios nomes já descrevem seus papeis. O agente redutor é aquele que faz com que a outra espécie química entre em redução e o agente oxidante é aquele que faz a outra espécie química entrar em oxidação. Os processos de oxidação e de redução são necessariamente concorrentes, pois os elétrons liberados na oxidação são usados na redução. As pilhas e baterias estão entre os principais campos de estudo da eletroquímica. No interior dessas pilhas e baterias existem substâncias químicas que espontaneamente reagem, havendo a transferências de elétrons. Isto ocorre devido as reações de oxirredução. As pilhas possuem dois eletrodos: o ânodo, e o cátodo. Esses eletrodos são os polos negativo e positivo onde ocorre a oxidação e a redução respetivamente. 4 2. OBJETIVOS • Identificar processos de transferência de elétrons espontâneos e não espontâneos. • Observar o processo de eletrólise reconhecendo seus componentes. • Verificar a montagem e funcionamento de uma célula galvânica. • Investigar o processo de corrosão. 3. MATERIAIS • Tubos de ensaio; • Fios de cobre; • ZnSO4 0,1 M; • CuCl2 0,1 mol/L; • Grafite; • NaCl; • Água destilada; • Fenolftaleína 1%; • Béquer de 150 mL. • CuSO4; • Lâmina de cobre previamente lixada; • Voltímetro; • Lâmina de zinco previamente lixada; • Tubo de vidro em forma de U; • KCl(aq); • Béquer de 250 mL; • Cloreto de sódio; • Ferrocianeto de potássio. 5 4. MÉTODOS 4.1 Processos eletrolíticos • Montou-se, com material encontrado na bancada, um sistema eletrolítico utilizando fios de cobre como eletrodos e ZnSO4 0,1 M como eletrólito. Ligou- se a este sistema a uma fonte, observando as reações nos eletrodos. Procurou-se identificar o cátodo e o ânodo; • Fez-se a eletrólise da solução aquosa de CuCl2 0,1 mol/L, utilizando o mesmo sistema eletrolítico. A solução não foi descartada, pois foi utilizada no item seguinte. • Fez-se a eletrólise da solução aquosa de CuCl2 0,1 mol/L, utilizada no item anterior, desta vez, usando grafite como ânodo. Observou-se atentamente se houve na reação alguma diferença em relação a etapa anterior. • Dissolveu-se 0,5 g de NaCl em 60 mL de água destilada e acrescentou-se algumas gotas de fenolftaleína 1%. Fez-se a eletrólise desta solução, usando eletrodos de grafite; 4.2 Estudo da Pilha de Daniell • Em um béquer de 150 mL adicionou-se até sua metade, solução aquosa 1 mol/L de CuSO4 e nesta solução, mergulhou-se parcialmente uma lâmina de cobre previamente lixada. • Ligou-se a lâmina de cobre ao terminal positivo de um voltímetro; • Adicionou-se solução aquosa de ZnSO4 1 mol/L em outro béquer de 150 mL até sua metade e, nesta solução, mergulhou-se parcialmente uma lâmina de zinco previamente lixada. • Ligou-se a lâmina de zinco ao terminal negativo de um voltímetro; • Encheu-se um tubo de vidro em forma de U com uma solução aquosa saturada de KCl e vede as extremidades com algodão. Uniu-se as duas semipilhas através da ponte salina, montando a pilha; • Fez-se a leitura do voltímetro. 6 4.3 Estudo da Corrosão • Em um béquer de 250 mL, colocou-se 200 mL de solução aquosa 3% em cloreto de sódio, 1 mL de solução alcoólica 1% em fenolftaleína e 2 mL de solução 0,2 M de ferricianeto de potássio. Imergiu-se dois eletrodos metálicos, sendo um de cobre e não deixando que os dois entrem em contato diretamente; • Procedeu-se do mesmo modo da experiência anterior usando, porém, eletrodos de zinco e ferro em vez de cobre e ferro. 7 5. RESULTADOS E DISCUSSÕES 5.1. Processos Eletrolíticos Após a montagem do equipamento, se deu início ao experimento ligando o sistema à fonte que havia sido conectada em corrente contínua. Instantaneamente houve a deposição de massa em um dos eletrodos dentro do béquer com a solução de ZnSO4 utilizada como eletrólito, como mostra a figura a seguir: Figura 1: Deposição de massa no eletrodo. Fonte: Acervo pessoal. Sendo ambos os eletrodos constituídos de cobre, a deposição de massa que ocorre em apenas um dos fios sedeve ao fato de que o eletrodo conectado no fio preto é o terminal negativo do sistema, logo, este é o cátodo. É possível identificar que o eletrodo conectado ao fio preto é o cátodo, pelo fato de que na eletrólise é ele o terminal negativo e é nele onde ocorre a redução, visualizada na forma de deposição de massa, ocasionada pelo ganho de elétrons no cátodo, sendo este o agente oxidante do sistema. Também foi possível analisar que a voltagem aplicada no sistema acelera a deposição de massa caso esta seja aumentada, uma vez que a eletrólise faz parte de um tipo de processo de transferência de elétrons não espontâneo, a energia aplicada afeta diretamente nas mudanças no sistema. 8 Em seguida, em um segundo béquer contendo CuCl2, foi utilizado o mesmo equipamento afim de que fossem observadas as mudanças ocorridas no meio reacional, ainda utilizando dois eletrodos de cobre conectados nos terminais. Imediatamente foi visualizado que houvera uma deposição de massa no eletrodo conectado no fio preto, ou seja, o cátodo no terminal negativo do sistema eletrolítico. Assim, a eletrólise que ocorre no cloreto de cobre é definida por uma reação oxidação-redução. As mudanças ocorridas no sistema podem ser visualizadas na imagem a seguir: Figura 2: Cátodo de cobre com deposição de massa. Fonte: Acervo pessoal. Em seguida, foi substituído um dos eletrodos de cobre por um de grafite no terminal positivo onde ficaria o ânodo, e de modo similar também ocorreu a deposição de massa no cátodo, como pode ser visto a seguir: Figura 3: Cátodo de cobre com deposição de massa. Fonte: Acervo pessoal. 9 De acordo com os estudos e experimentos do físico-químico Michael Faraday, a carga que é aplicada no sistema faz com que os íons do metal em solução se precipitem. Assim, ele concluiu que a quantidade de massa depositada durante a eletrólise dessa substância está diretamente ligada a quantidade de energia que é fornecida para o sistema. O que é perceptível pela deposição de massa que ocorreu no cátodo que está presente na figura acima. Como última parte dos processos eletrolíticos propostos, foi realizada a eletrólise de uma solução contendo 0,5g de NaCl dissolvidos em 60ml de água destilada, juntamente com três gotas de fenolftaleína. Como eletrodos, foram utilizados dois grafites conectados nos terminais e foi ligado a fonte. Após poucos segundos, foi possível notar que o meio onde estava ocorrendo a reação começou a ganhar uma coloração rosa, conforme pode ser analisado na figura abaixo: Figura 4: Mudança na coloração do sistema Fonte: Acervo pessoal. Isso se deve ao fato de que ao aplicar eletricidade no meio reacional, faz com que haja uma dissociação dos íons Na+ e Cl-. Assim, como há uma presença de um radical ácido no sistema, a fenolftaleína age como um indicador fazendo com que haja uma mudança na coloração. 10 5.2. Estudo da Pilha de Daniell Com o experimento da Pilha de Daniell, foi analisado o funcionamento de uma célula do tipo galvânica, em que a mesma produz energia por meio de uma reação espontânea. Este experimento consiste no uso de uma placa de cobre e uma de zinco mergulhadas em um béquer com uma solução de CuSO4 e outro béquer com ZnSO4, respectivamente. Afim de interligar os dois béqueres, foi usado um vidro em formato de “U” com uma solução aquosa saturada de KCl e logo em seguida é ligado um voltímetro com o terminal positivo conectado ao cobre e o negativo ao zinco. A estrutura da pilha fica da seguinte maneira: Figura 5: Pilha de Daniell. Fonte: Acervo pessoal. Logo após a ponte salina ser inserida no meio, imediatamente o voltímetro mostrou a presença de carga no sistema. Isso ocorre porque com o passar do tempo, o zinco começa a perder facilmente elétrons para a solução (oxidação), fazendo com que a placa de zinco diminua a sua massa. De maneira contrária, o cobre começa a receber elétrons (redução), tornando possível afirmar que o cobre é o cátodo (positivo) e o zinco, o ânodo (negativo), pois, é da placa de zinco de onde estão saindo os elétrons. Caso este processo se prolongasse por mais tempo, a massa da placa de cobre aumentaria em decorrência da deposição de massa que ocorreria. Como este sistema se refere a um exemplo de célula galvânica, há a presença de energia oriunda de uma reação espontânea. 11 5.3. Estudo da Corrosão Por fim, foi proposto um experimento sobre corrosão, onde este ocorre de maneira similar ao experimento anterior, ou seja, espontaneamente. Primeiramente, no béquer com a solução indicada no manual foi inserido um eletrodo com um prego de ferro e outro eletrodo com cobre. Após alguns segundos, foi possível visualizar uma leve corrosão no prego de ferro. Para se compreender esse comportamento do ferro, é necessário conhecer os potenciais de redução de ambos os metais em questão, uma vez que se busca entender porque o ferro corrói primeiro. Portanto, sabe-se que quanto maior o potencial de redução de um metal for, mas lentamente ele será corroído. Já que se tem dois metais em questão, entra o conceito de metais de sacrifício. Como o ferro começa a oxidar mais rápido, isso quer dizer que ele tem um potencial de redução menor que o do cobre, fazendo com que ele faça o papel de um metal de sacrifício, onde este será corroído primeiro. Figura 6: Corrosão do ferro. Fonte: Acervo pessoal. Os conceitos de metais de sacrifício são muito utilizados e aplicados na área da engenharia e muitas outras. Uma vez que são usados para evitar grandes prejuízos que podem ser causados pela corrosão dos metais da estrutura principal de uma construção, por exemplo. 12 De forma análoga ao experimento anterior, agora são inseridos na solução um eletrodo de zinco e outro de cobre. Após um curto intervalo de tempo, é possível visualizar uma mudança na coloração nas proximidades da placa de zinco para um rosa claro devido a presença de fenolftaleína. Isso se deve ao fato de que o zinco começou a corroer, antes do ferro. Como visto no processo anterior, a corrosão de um dos metais deve-se ao potencial de redução que o material possui. Já que o zinco começou a corroer primeiro do que o ferro, logo, o seu potencial de redução é inferior ao do ferro. Assim, para esse caso, o metal de sacrifício seria o zinco, pois, ele oxidou primeiro. Diferentemente do segundo caso, o primeiro caso quem oxidou antes foi o ferro, e nesse mesmo caso, ele era o metal de sacrifício, uma vez que o cobre só começaria a ser corroído após a corrosão do prego. Para fins de análise das mudanças ocorridas no sistema, segue a imagem abaixo: Figura 7: Corrosão do zinco. Fonte: Acervo pessoal. 13 6. PÓS-LABORATÓRIO Q.1 Indique para os sistemas eletrolíticos da parte A os produtos obtidos, escrevendo as semi-reações destes processos. Associe as semi-reações ao catodo e anodo respectivamente. Semi-reações obtidas: Semi-reação no cátodo: Cu2+ + 2e- → Cu Semi-reação no ânodo: 2 Cl- → Cl2 + 2e- Q.2 Comente as diferenças observadas nos sistemas 4.1(b) e 4.1(c). Em ambos os experimentos houve a deposição de massa normalmente. Por essa razão, não foi possível detectar instantaneamente alguma diferença entre os dois. Todavia, após alguns minutos observando a reação, foi possível perceber que aquela em que estava sendo utilizado o grafite como ânodo, obteve uma deposição de massa mais significativa,como é possível visualizar nas figuras 3 e 4. Q.3 Faça um breve resumo do processo de eletrólise da solução de NaCl. Para que foi usada a fenolftaleína? Neste experimento, após ligar os terminais à fonte, houve a dissociação do NaCl em íons Na+ e Cl-. Assim, logo em seguida houve a mudança na coloração da solução. Como a fenolftaleína é um indicador, quando ela assume a cor rosa está indicando a presença de um ácido no sistema. Q.4 Sem a ponte salina do item 4.3, o que você observaria? Não seria possível observar nada ocorrendo. Pois, a ponte salina é responsável por possibilitar com que os íons possam fluir entre as soluções dos eletrodos. Dessa forma, a concentração de íons em ambas as substâncias dos eletrodos acaba permanecendo em equilíbrio. 14 Q.5 Indique as reações do catodo, anodo e a reação total da Pilha de Daniel. Após o procedimento experimental, foi possível indicar as Reações da Pilha de Daniell, como estão a seguir: Semi-reação no cátodo: Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s) Semi-reação no ânodo: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e- Reação Global: Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s) Q.6 Discuta suas observações dos itens 4.3 (a) e 4.3 (b). Qual metal escolheria para proteção do ferro, o zinco ou o cobre? O zinco. Pois, no item 4.3 (a) o ferro se tornou o metal de sacrifício para o cobre, porque o mesmo tem o potencial de redução maior que o do ferro, fazendo com que ele corroesse primeiro. Já no item 4.3 (b), o zinco foi o metal de sacrifício para o ferro, pois, o zinco tem o potencial de redução menor que o do ferro. Assim, para proteger o ferro da corrosão, é necessário usar o zinco! 15 7. CONCLUSÃO Dessa forma, após a realização de todo o procedimento experimental, assim como a coleta de dados e a análise dos fenômenos ocorridos, se pode concluir que a transferência de elétrons pode se dar de duas formas: espontânea e não espontânea. O processo espontâneo se dá através de células galvânicas, onde estas produzem energia a partir de reações químicas entre as substâncias utilizadas. De forma inversa, o processo não espontâneo consiste em reações que ocorrem por meio da aplicação de uma corrente elétrica no sistema (eletrólise). Tal corrente influencia diretamente na formação do produto, sendo essa quantidade de energia diretamente proporcional a massa do produto que irá ser formado. Como um exemplo de uma célula galvânica, a Pilha de Daniell permite ser analisada a produção de energia a partir de reações de oxidação-redução nas placas de cobre e zinco, por exemplo. Tal método mostra como é possível gerar energia a partir de elementos químicos e como a ponte salina se faz necessária nesse processo, uma vez que a mesma é responsável por permitir que haja um fluxo de elétrons entre as substâncias dos eletrodos, fazendo com que a concentração dos íons permaneça equilibrada, possibilitando com que haja a oxidação e redução. Por fim, o estudo sobre a corrosão possibilitou concluir como se faz necessário conhecer o potencial de redução de um metal, bem como os efeitos que esse potencial pode causar nas mais diversas aplicações. Através do experimento e das observações e análises das mudanças ocorridas no meio reacional, foi possível indicar quais dos metais tinha um potencial de redução maior, onde estes demorariam a ser corroídos em relação aos metais com baixo potencial, que seriam corroídos primeiramente, preservando o metal com maior potencial. Assim, foi possível concluir que tais metais que são consumidos mais rapidamente são chamados de metais de sacrifício. 16 8. REFERÊNCIAS BROWN, Theodor; LEMAY, Eugene; BURSTEN, Bruce. Química: A Ciência Central. 9. ed. São Paulo: Pearson Education, 2005. MUNDO DA EDUCAÇÃO. Pilha de Daniell. Disponível em: <https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/pilha-daniell.htm>. Acesso em: 05 set. 2018. .
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