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UNIVERSIDADE FEDERAL DE PERNAMBUCO CAMPUS ACADÊMICO DO AGRESTE NÚCLEO DE TECNOLOGIA ENGENHARIA CIVIL ELETROQUÍMICA ALINE ADRIANE PEREIRA DE SIQUEIRA NASCIMENTO CLENILDO DUDA DE LIRA E SILVA ELYAQUIM DOMINGOS TORRES REBECA THAYS FLORENCIO TEODORO DE SIQUEIRA SOFFIA VALÉRIA SOUZA LIMA Caruaru 2018 ALINE ADRIANE PEREIRA DE SIQUEIRA NASCIMENTO CLENILDO DUDA DE LIRA E SILVA ELYAQUIM DOMINGOS TORRES REBECA THAYS FLORENCIO TEODORO DE SIQUEIRA SOFFIA VALÉRIA SOUZA LIMA ELETROQUÍMICA Trabalho acadêmico de modelo de relatório laboratorial, como requisito à obtenção de nota do segundo exercício escolar, apresentado à disciplina de Química Geral II da Universidade Federal de Pernambuco. Orientadora: Professora Drª. Érika Pinto Marinho Caruaru 2018 RESUMO Este relatório objetiva expor os resultados alcançados e observações feitas sobre os experimentos laboratoriais realizados sobre reações de oxirredução, concomitantemente discutindo-os. Além disso, visa descrever as metodologias aplicadas e resultados obtidos na realização de tal atividade realizada pelos discentes do curso de Engenharia Civil, da Universidade Federal de Pernambuco – Campus Agreste, na disciplina de Química Geral II. Palavras-chave: Práticas laboratoriais. Química Geral II. Eletroquímica. Redox. SUMÁRIO 1 INTRODUÇÃO .......................................................................................................................5 2 PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS ..............................................................................8 2.1 Reação Cobre metálico e Fe2+ ...................................................................................8 2.2 Reação Ferro metálico e Cu2+ ....................................................................................9 2.3 Cobre metálico e Ag2+ ..................................................................................................9 2.4 Em meio ácido ...............................................................................................................9 2.5 Construção de células eletroquímicas ....................................................................9 3 RESULTADOS .....................................................................................................................11 3.1 Estudo das reações de oxirredução ......................................................................11 3.2 Metais em meio ácido ...........................................................................................12 3.3 Células eletroquímicas .........................................................................................13 4 CONSIDERAÇÕES FINAIS ...............................................................................................14 REFERÊNCIAS .......................................................................................................................16 ANEXOS ...................................................................................................................................17 5 1 INTRODUÇÃO A natureza da eletricidade era desconhecida até a segunda metade do século XVIII. Uma das descobertas que ajudou em sua compreensão surgiu com a necessidade da produção de um dispositivo que armazena energia, uma bateria simples por exemplo, sendo então a porta de entrada para o ramo da química que estuda a transformação de energia química para energia elétrica, a eletroquímica. Uma corrente elétrica pode ser definida como o fluxo de elétrons em um circuito, e quando essa corrente provém de uma reação química, os elétrons saem de uma espécie que sofre oxidação para outra que sofre redução. A partir desse fato, foi inferido por John F. Daniell o possível uso dessa transição para processos que demandassem energia, inclusive uma bateria simples. Desse fato, surgiram os conceitos de célula eletroquímica e célula galvânica. Uma célula eletroquímica caracteriza um dispositivo onde há um fluxo de elétrons decorrentes de uma reação química espontânea, onde não foi necessário gasto energético para que o fluxo ocorresse, ou não espontânea, que demanda aplicação de energia. Por sua vez, uma célula galvânica é uma célula eletroquímica que possui um fluxo de elétrons provindos de uma reação química espontânea, que é utilizado para geração de energia. A célula galvânica é comumente composta por dois metais mergulhados em soluções iônicas dos mesmos, unidos por um voltímetro e uma ponte salina em formato de U que será responsável por manter o equilíbrio entre as soluções, de modo que os íons possam transitar entre uma solução e outra através da solução salina concentrada em água (geralmente usa-se o KCl). Como exemplo, tem-se a pilha de zinco e cobre. Nela, uma placa de zinco metálico (Zn(s)) está em contado com uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4(aq)) em um béquer. Em outro béquer, encontra-se uma placa de cobre metálico (Cu(s)) que está em contato com a solução de sulfato de cobre (CuSO4(aq)), como na figura abaixo: 6 Após as placas serem conectadas ao voltímetro, o mesmo registra a passagem de corrente elétrica, concluindo assim o processo de uma célula galvânica. Para dizer se uma reação é ou não espontânea, é necessário fazer o estudo da seguinte equação: ΔGr = -nFEº (equação 01) Onde o ΔGr representa a energia livre de Gibbs, já vista em termodinâmica, n o número de elétrons em mols que participaram da reação, F é a constante de Faraday e Eº é a diferença de potencial entre os eletrodos. Para saber a quantidade de mols de elétrons que foram envolvidos na reação, é necessário fazer as semi-reações do processo, de modo que tanto os coeficientes estequiométricos quando as cargas estejam balanceadas de ambos os lados da reação. A partir dessa equação é possível estabelecer três relações quanto a espontaneidade da reação: • Se a Eº for positiva, consequentemente o ΔGr será negativo e a reação terá tendência a formar produtos, logo espontânea. • Se a Eº for negativa, consequentemente o ΔGr será positivo e a reação terá tendência a formar reagentes, logo não espontânea. • Se a Eº = 0, então a reação está em estado de equilíbrio, logo não haverá diferença de potencial entre os eletrodos. Como dito anteriormente, um dos eletrodos sofrerá oxidação e o outro, redução, pois, os elétrons não podem deixar de existir, apenas migrar. Por 7 questões de nomenclatura, define-se ânodo o eletrodo onde ocorre a oxidação e cátodo o eletrodo onde ocorre a redução. Enquanto a possibilidade de redução, definiu-se um parâmetro de medição para potencial oxidante tendo como referencial o eletrodo de hidrogênio (padrão). Deste modo, para todo eletrodo há um potencial oxidante ou tendência de redução. Tal dado pode ser utilizado para calcular a DDP (diferença de potencial) de uma célula ou saber previamente qual espécie reduzirá preferencialmente ante à outra. É importante saber que nem sempre as condições de medição da Eº serão padrão. Tendo em vista isso, existe uma equação que serve para estimar os potenciais das células em condições diferentes do padrão, como também estimar a DDP em células de concentração (possuem eletrodos com a mesma espécie em concentrações distintas). Tal equação provém das relações da energia livre de Gibbs e é definida por: E célula = Eºcélula -(RT/nF) ln (Q) Onde Qé 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. 8 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 9 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 10 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. 11 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) 12 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) 13 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. 14 4 CONSIDERAÇÕES FINAIS No estudo das reaçõesde oxirredução, foi visto que entre alguns íons e metais ocorrem reações de simples troca, oxirredução e também pode acontecer a permanência do estado (não ocorrência de reação), os resultados coletados experimentalmente correspondem a relação entre os coeficientes de redução dos metais Cobre, Ferro e Prata, as reações de redução dos mesmos podem ser observadas abaixo: Cu+2 + 2é → Cu(s) ε0 = +0,34 Redução do Cobre Fe+2 + 2é → Fe(s) ε0 = -0,44 Redução do Ferro Ag+ + 1é → Ag(s) ε0 = +0,80 Redução da Prata A diferença nos coeficientes de redução explica as reações do primeiro experimento, pois quando um metal reage com os íons de outro que possui maior coeficiente de redução, o íon tende a reduzir, oxidando o metal anteriormente sólido e formando uma camada metálica ao seu redor. A reação dos metais com o meio ácido pode ser explicada através da reatividade dos metais, que pode ser vista no fluxograma abaixo. Tendo o hidrogênio como referência, é possível perceber que os metais que se localizam à esquerda do hidrogênio, chamados metais não nobres, irão reagir com os ácidos, diferentemente dos metais nobres. No caso do cobre que reage com o HNO3, a reação ocorre, pois, o agente oxidante não se trata do hidrogênio, e sim do nitrogênio presente no ácido, capaz de oxidar o cobre. Já com o alumínio a reação de fato ocorreu, porém devido à baixa concentração do ácido clorídrico, a observação foi dificultada. 15 1Reatividade dos metais com relação ao hidrogênio Quanto à pilha de Daniel, vale ressaltar que existem certos fatores que alteram a ddp, como a concentração dos componentes, já que no início do funcionamento da pilha, a concentração de íons na solução é maior e, por isso, a capacidade da outra espécie química de doar elétrons é a máxima. Mas, com o tempo, a concentração desses íons vai diminuindo e a ddp diminui gradativamente e temperatura, pois a elevação da temperatura aumenta a velocidade das reações, provocando variações na ddp da pilha. Por fim, levando em conta que pilha de concentração é uma pilha com duas células de volume equivalente do mesmo material diferindo apenas na concentração, pode-se calcular o potencial desenvolvido por uma tal célula usando a equação de Nernst, que serve para determinar a força eletromotriz gerada por uma pilha para concentrações de íons diferente de uma unidade e para cálculos de titulação de oxidação-redução. . Uma célula de concentração produz uma pequena tensão enquanto tenta alcançar o equilíbrio. Este equilíbrio ocorre quando a concentração do reagente em ambas as células é igual. O eletrodo mergulhado na solução mais concentrada funciona como cátodo, pois ocorre a reação de redução, e portanto absorção de elétrons, e o eletrodo mergulhado na solução menos concentrada funciona com ânodo. Ao calcular o Kps da pilha de concentração de cobre, obtemos o valor de 1.53X10^-19, muito próximo do esperado (1,6x10^-19) o que constata a veracidade da lei de Nernst. 16 REFERÊNCIAS ATKINS, Peter. Princípios de Química: Questionando a Vida Moderna e o Meio Ambiente. 5ª ed. São Paulo: Bookman, 2011. REATIVIDADE DE METAIS COM ÁCIDOS. Rocha. Jennifer. Disponível em: <https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/reatividade-metais-com- acidos.htm>. Acesso em: 14 out. 10:22h 2018 POTENCIAL-PADRÃO DE REDUÇÃO DAS PILHAS. Rocha. Jennifer. Disponível em: <https://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/potencialpadrao-reducao-das- pilhas.htm>. Acesso em: 14 out. 14:41h 2018 17 ANEXOS Questionário 1) Mostre as semi-reações de oxiredução que ocorrem em cada experimento. Reação: CuSO4 (aq) + Fe (s) → FeSO4 (aq) + Cu (s) Redução: Fe+2+ 2 e-→Feº Oxidação: Cu+2+ 2 e-→ Cuº Reação: Cu (s) + 2AgNO3 (aq) –> Cu(NO3)2 (aq) + 2Ag (s) Redução: 2 Ag+(aq) + 2e-→ 2 Ag0(s) Oxidação: Cuº(s) → Cu2+(aq) + 2 e- Reação: Mg(s) + 2 HCl(aq) → MgCl2(aq) + H2(g) Redução: 2 H+(aq) + 2e- → H2(g) Oxidação: Mg(s) → Mg2+(aq) + 2e- Reação: 2Al(s) + 6HCl(aq) → 2Al3+(aq) + 6Cl-(aq) + 3H2(g) Redução:6H+1 +6e- -> 6H0 Oxidação:Al0 -> 2 Al+3 +6e- Reação: 2 Fe(s) + 6 HCl(aq) → 2 FeCl3(aq) + 3 H2(g) Redução:6H+1 + 6e- ->6 H0 Oxidação:2FeO ->2 Fe+3 + 6e- Reação: Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4 (aq) + Cu(s) Redução: Cu+2 (aq) + 2e- -> Cu(s) Oxidação: Zn(s) -> Zn(aq) +2 + 2e- Reação: 4HNO3 (aq) + Cu ( s)→ Cu(NO3)2(aq) + 2NO2 (g)+ 2H2O (l) Oxidação:3 Cu-> 3Cu+2 + 6e- Redução: 2N + 6e- -> 2N+2 2) Indique a ordem de reatividade dos metais de acordo com os potenciais de redução. O metal mais reativo reage com substâncias iônicas cujos cátions são menos reativos, ou seja, o metal da esquerda reage com metal da direita e nunca o inverso. 18 3) É possível proteger uma estrutura de chumbo usando algumas das soluções usadas neste experimento? Sim, é possível através do conhecimento da proteção catódica passiva (metal de sacrifício). Esse metal de sacrifício é mais facilmente corrosível e atua como ânodo. Para que a proteção funcione o ânodo deve possuir um potencial de eletrodo inferior do que o cátodo (estrutura a ser protegida). Quem tem maior potencial de oxidação sofre oxidação, quem tem menor sofre redução. Quem tem maior potencial de redução sofre redução, quem tem menor sofre oxidação. Nesse sentido, teremos o Ferro, Zinco, Alumínio e Magnésio que poderiam ser usados como metal de sacrifício. 4) Qual a função da ponte salina? A função da ponte salina é permitir a migração de íons entre as soluções do eletrodo. Os cations (íons positivos) migram para o cátodo e o ânion (íons negativos) migra para o ânodo. Assim, ela ajuda a fazer com que as cargas 19 positivas e negativas em cada solução permaneçam em equilíbrio. Dessa forma, ela permite o prolongamento do funcionamento da pilha.
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