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ELETROQUÍMICA E REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO - Relatório - Química Geral

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é a razão entre as concentrações dos átomos (espécies) 
presentes na reação. 
 A eletroquímica, visto sua área de estudo, também tem imensa 
aplicabilidade no estudo de materiais: efeitos de corrosão, modificações 
químicas de materiais que estão em contato com o meio, cromagem de peças e 
produção de semijoias. Grande parte devido ao estudo de redução e oxidação 
de átomos. Por isso, é de extrema importância e necessidade que qualquer 
profissional que venha desempenhar qualquer atividade referente a processos 
elétricos e manipulação de materiais, principalmente, tenha um vasto 
conhecimento de processos eletroquímicos. 
 
 
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2 PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS 
 
 Com o objetivo de estudar algumas reações de oxirredução, foram 
utilizados os seguintes materiais: 
 
· Ácido Clorídrico 0,001 M (HCl) 
· Ácido Nitrico (HNO3) 
· Água Destilada 
· Algodões 
· Béquer 50 mL 
· Cloreto de Potássio (KCl) 
· Fio de Cobre 
· Hidróxido de Sódio (NaOH) 
· Lâmina de Cobre 
· Lâmina de Zinco 
· Lixa 
· Nitrato de Prata 0,001 M (AgNO3) 
· Prego 
· Pipeta de Pasteur 
· Pipeta Volumétrica 
· Sulfato de Cobre 0,001 M (CuSO4) 
· Sulfato de Ferro 0,001 M (FeSO4) 
· Tubos de Ensaio 
· Tubo em forma de U 
· Voltímetro 
 
Para a realização dos procedimentos experimentais abaixo: 
 
 2.1 Reação Cobre metálico e Fe2+ 
 
 Em um tubo de ensaio, adicionou-se 3 mL de sulfato de ferro II 
 0,001M. Em seguida, inseriu-se um fio de cobre previamente lixado e logo 
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 em seguida a mistura foi deixada em repouso com o intuito de melhor 
 observar se houve reação de oxirredução entre os metais. 
 2.2 Reação Ferro metálico e Cu2+ 
 
 Foi adicionado 3 mL de sulfato de cobre II 0,001M em um tubo de 
 ensaio. Logo após, colocou-se um prego que representa o ferro metálico. 
 A mistura foi deixada em repouso. 
 2.3 Cobre metálico e Ag2+ 
 
 Acrescentou-se 3 ml de nitrato de prata 0,001M em um tubo de 
 ensaio. Posteriormente, adicionou-se um fio de cobre no tubo e a mistura 
 foi deixada em repouso. 
 2.4 Em meio ácido 
 
 Em quatro tubos de ensaio foram adicionados os metais: magnésio, 
 alumínio, cobre e ferro. Em seguida, acrescentou-se 2 mL de ácido 
 clorídrico 0,001 M em cada tubo. As misturas foram observadas e 
 onde não houve nenhuma reação visível, o experimento foi refeito; desta 
 vez com ácido nítrico substituindo o ácido clorídrico. 
 2.5 Construção de células eletroquímicas 
 
 Em um tubo em forma de  com o auxílio de uma pipeta de Pasteur, 
 adicionou-se cloreto de potássio até que o tubo estivesse preenchido e 
 sem bolhas. Após isso, ambos dos lados do tubo foram vedados com 
 algodão. As lâminas de zinco e cobre foram devidamente lixadas e os 
 eletrodos do voltímetro limpos com água destilada. 
 Foram transferidos para dois béqueres 50 ml de sulfato de zinco 
 II 0,001M e sulfato de cobre II 0,001M respectivamente. Então inicia-se o 
 processo de montagem da ponte salina. Mergulhou-se a lâmina de zinco 
 no béquer com sulfato de zinco II e a lâmina de cobre no béquer com 
 sulfato de cobre II. Mediu-se o potencial da célula. Também foi medido o 
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 potencial numa célula semelhante, porém com maior concentração de 
 sulfato de zinco e de cobre. 
 O mesmo experimento foi refeito utilizando duas lâminas de cobre, 
 sulfato de cobre II e hidróxido de sódio. 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
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3 RESULTADOS 
 
 Com a realização dos experimentos, foram realizadas as devidas 
observações para obtenção dos resultados e análise dos mesmos. 
 
 3.1 Estudo das reações de oxirredução 
 
 3.1.1 Cobre metálico e Fe+2 
 Após o metal ter sido deixado em repouso no sulfato de 
ferro, aguardou-se alguns minutos para que pudesse ser observada a 
reação. Porém, neste caso nada ocorreu, o que indica que não houve 
redução dos íons de ferro II em solução para ferro metálico. 
 
 3.1.2 Ferro metálico e Cu+2 
 O ferro metálico (prego) também foi observado enquanto 
estava na solução de sulfato de cobre, aos poucos foi possível notar um 
leve tom de ferrugem sobre prego, o que indicou a redução dos íons Cu+2 
em cobre metálico e a oxidação do ferro metálico em íons Fe+2, este 
processo é representado na reação de simples troca abaixo: 
CuSO4 (aq) + Fe (s) → FeSO4 (aq) + Cu (s) 
 
 3.1.3 Cobre metálico e Ag+2 
 Desta vez, utilizando também cobre metálico, porém 
em repouso na solução de nitrato de prata (AgNO3), ocorreu a formação 
de uma leve camada de prata na superfície do fio de cobre, o que indicava 
a redução dos íons Ag+ em prata sólida e a oxidação do cobre metálico 
do fio em Cu+2 . A reação de oxirredução abaixo corresponde ao ocorrido: 
 
Cu (s) + 2AgNO3 (aq) –> Cu(NO3)2 (aq) + 2Ag (s) 
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 3.2 Metais em meio ácido 
 
 3.2.1 Magnésio e HCl 
 Ao observar a reação entre a folha de magnésio e o ácido clorídrico 
pôde ser vista a formação de bolhas na superfície de toda a folha, que 
faziam a mesma “saltar” no tubo de ensaio. Tal reação ocorreu devido a 
formação de gás hidrogênio na solução e de cloreto de magnésio, como 
pode ser observado na reação a seguir: 
 
Mg(s) + 2 HCl (aq) → MgCl2(aq) + H2(g) 
 
 3.2.2 Alumínio e HCl 
No caso do alumínio, não foi possível observar nenhuma reação. Porém 
a reação comum para o caso é a reação à seguir, que será explicada no 
tópico de discussões, bem como a razão da impossibilidade de observá-
la. 
2Al(s) + 6HCl(aq) → 2Al3+(aq) + 6Cl- (aq) + 3H2 (g) 
 
 3.2.3 Cobre e HCl / Cobre e HNO3 
 Ao deixar o metal em repouso no meio ácido (HCl), também não foi 
observada nenhuma reação ocorrente, então este foi direcionado para 
uma solução de HNO3, onde foram observados vários processos. 
 Ao mergulhar o cobre no ácido nítrico, observou-se imediatamente 
a liberação de gases de cor castanha e uma cor verde lima intensa na 
solução, são estas características da seguinte reação, que libera tanto 
gases, quanto forma sais em meio aquoso. 
4HNO3 (aq) + Cu (s) → Cu(NO3)2(aq) + 2NO2 (g)+ 2H2O (l) 
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 3.2.4 Ferro e HCl 
 Neste caso, observou-se uma leve camada de “ferrugem” 
formando-se no ferro metálico (prego) devido a ocorrência de uma reação 
de simples troca entre o ácido clorídrico e os íons de ferro II, a reação 
correspondente encontra-se abaixo: 
 
2 Fe(s) + 6 HCl(aq) → 2 FeCl3 (aq) + 3 H2 (g) 
 
 3.3 Células eletroquímicas 
 
 Na primeira pilha, composta por eletrodos de zinco e cobre (Pilha 
de Daniell), foi medida uma diferença de potencial de -0,05 V, devido a 
ocorrência da seguinte reação de oxirredução, envolvendo o cobre e zinco 
metálicos e seus sulfatos: 
Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4 (aq) + Cu(s) 
 Já na pilha mais concentrada, onde ocorreu a mesma reação, 
porém com concentrações mais altas de ZnSO4 e CuSO4, foi obtida uma 
ddp de +1,08 V, um valor consideravelmente superior. 
 No caso da pilha de concentração (cobre-cobre), ocorreu a 
formação de hidróxido de cobre e sulfato de sódio (dupla troca), para a 
medição da ddp e cálculo do Kps através da equação de Nernst, a reação 
característica pode ser observada abaixo: 
 
CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4 
 
 Neste caso, foi obtida uma ddp de +0,29 V e com a aplicação do 
valor obtido na lei de Nernst, foi encontrado um Kps de 1,53x10^-19. 
 
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4 CONSIDERAÇÕES FINAIS 
 
No estudo das reações