Pilha

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Introdução aos Processos Químicos e Bioquímicos 
Prática DPI - EQ
Autores: 
Professora: Carla
Disciplina: Introdução aos Processos Químicos
Turma: EQE112 6854
Rio de Janeiro
2017
Introdução
Algumas reações podem ocorrer espontaneamente na natureza, essa espontaneidade é explicada através da análise da afinidade e diferença de potenciais que diversas substâncias possuem entre si, baseadas na troca de elétrons. Essa diferença de afinidade e seu poder de deslocar outra substância de seu composto segue uma fila de reatividade prescrita.
Toma-se como exemplo a reação espontânea entre um fio de cobre (Cu) imerso numa solução de nitrato de prata (AgNO3). O cobre metálico tem, segundo a fila de reatividade, que pode ser observada acima, uma reatividade maior do que a prata, o que fará com que a reação de oxirredução possa ocorrer nesse sistema, o qual será regido pelas semirreações e reações globais abaixo descritas:
2 Ag+(aq) + 2 e- → 2 Ag(s) REDUÇÃO
Cu(s) → Cu+2(aq) + 2 e- OXIDAÇÃO
Cu(s) + 2 AgNO3(aq) → Cu(NO3)2(aq) + 2 Ag(s) REAÇÃO GLOBAL
Após o início da reação espontânea descrita acima, poderá ser observado sobre a camada do fio de cobre, um depósito de partículas de prata que se reduziu ao mesmo tempo em que houve a oxidação do cobre.
Há também, sistemas em que não há um contato direto entre as duas substâncias que estão sofrendo a reação de oxirredução, nesses sistemas ocorre a transferência de elétrons de um meio para o outro através de outras substâncias. 
Uma pilha é um dispositivo onde ocorre, de forma espontânea, uma reação de oxirredução, em função de uma diferença de potencial positivo, o que gera uma corrente elétrica, que pode ser utilizada em algum equipamento ou sistema. Essa diferença de potencial (ddp), ou também chamada de força eletromotriz (∆E0), é calculada através da diferença entre os potenciais padrões dos eletrodos usados na confecção da pilha.
∆E0 = E0espécie reduzida - E0espécie oxidada
E a partir desta equação, pode-se inferir se haverá uma reação espontânea de oxirredução de forma que:
1. ∆E0 > 0 a reação no sentido indicado será espontânea;
2. ∆E0 < 0 a reação no sentido indicado não será espontânea;
3. ∆E0 = 0 a reação está em equilíbrio e não há corrente elétrica.
Na figura 1 observa-se o exemplo de uma pilha, onde há a presença de dois eletrodos (Zn e Cu) e duas soluções por onde os elétrons liberados seguirão. Além disso, há representação da ponte salina, a qual tem a função de ligar as duas soluções, com potenciais de redução diferentes, o que vai gerar uma reação espontânea de oxirredução, onde o eletrodo que possuir o menor potencial padrão de redução tenderá a se oxidar, comportando-se como o anodo da reação. 
Uma pilha é formada por basicamente duas partes importantes: o eletrodo, que é uma barra metálica mergulhada na solução que conduzirá os elétrons, e a própria solução denominada eletrólito. 
 
Pilha de eletrodos de Zn e Cu
Já o eletrodo que possuir maior potencial padrão de redução tenderá a se reduzir, comportando-se como catodo da reação. Então, o fluxo de elétrons será sempre do anodo em direção ao catodo. As reações de oxirredução em uma pilha como a ilustração acima, gera a oxidação de um eletrodo, em detrimento da redução do outro eletrodo dentro do sistema. O eletrodo que sofre a oxidação tem sua massa reduzida conforme o elemento que o compõe passa a estar em solução, já o eletrodo que sofre redução ganha massa, pois o elemento que o compõe e está no eletrólito ganha elétrons e se reduz à sua forma metálica.
Prática 1 – Pilha eletroquímica
Materiais e reagentes:
Tubo de ensaio (com tampa)
Barra de Cobre
Barra de Ferro
2 fios com jacaré
Solução 3% (p/p) de NaCl
Fenolftaleína
Ferricianeto de Potássio
Procedimentos
Em primeiro lugar, limpou-se as barras metálicas utilizando uma lixa. Em seguida, despejou-se a solução de NaCl em um tubo de ensaio, até mais ou menos a metade do volume do tubo. Posteriormente, adicionou-se seis gotas de fenolftaleína e duas gotas de ferricianeto na solução no tubo. Em seguida, tampou-se o tubo, e introduziu-se as barras metálicas nos orifícios da tampa, as prendendo, mas as mantendo em contato com a solução. Como ultima etapa, conectou-se as duas barras, utilizando os fios com jacaré, e observou-se os fenômenos ocorridos.
Resultados e Discussão
Neste experimento, foi observado o aparecimento de um pigmento rósea na superfície da barra de cobre. Ao redor da barra de ferro, ocorreu o aparecimento de um pigmento azulado.
Ao conectar a barra de cobre à fita de magnésio através de uma garra jacaré, uma diferença de potencial é gerada. Como o potencial padrão do eletrodo contendo cobre é maior que o do Ferro, a tendência é que o cobre sofra redução, e o Ferro oxidação. Desta maneira, o sistema eletrolítico, em tese, poderia ser representado pelas semi equações de oxirredução do Ferro e do Cobre.
Com isso, uma diferença de potencial é estabelecida entre o eletrodo de magnésio e o de cobre. Essa ddp faz com que a solução aerada na qual a barra de cobre está mergulhada atue como cátodo, já que, teoricamente, não há íons Cu2+ para que ocorra a redução mencionada. Desta forma, a espécie quem sofre redução é a solução na qual a barra de cobre se encontra. Mais especificamente, a água é a espécie que reduz. Portanto, as semi-reações da pilha deste experimento são:
Ânodo:	Fe(s) → Fe2+(aq) + 2 e- Eox = 0,44 V
Cátodo:	O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e- → 4 OH-(aq)		Ered = 0,40 V
O Cobre recebe os elétrons cedidos pelo Ferro, e, por isso, a redução da água ocorre ao redor da barra de cobre, o que implica na formação de íons OH- ao redor da mesma, aumentando o pH da solução. A fenolftaleína é um indicador ácido-base, que, em pH básico (acima de 8), muda sua cor para o rósea. Portanto, quando ocorre a liberação da espécie OH-, o pH no eletrodo de cobre se torna básico, provocando a alteração da cor da fenolftaleína, que vai de incolor à rósea. Estruturas químicas da fenolftaleína, ora em meio básico, ora em meio ácido.
Já, o fenômeno que o ocorre na barra de ferro, pode ser explicado da seguinte maneira: Como visto nas semi reações, a barra de Ferro oxida, liberando íons Fe2+. Esses íons ferrosos reagem facilmente com o ferricianeto, formando um complexo cujo pigmento azul escuro é muito conhecido, denominado “Azul da Prússia”. A reação de formação desse pigmento é a seguinte:
Fe2+(aq) + [Fe(CN6)]3-(aq) Fe4[Fe(CN)6]3(aq)Azul
Prática 2 - Redução do Cobre
Materiais e Reagentes:
Proveta (25mL)
Chumaço de palha de aço
Solução de CuSO4
Procedimentos:
Introduziu-se na proveta o chumaço de palha de aço, de modo a ficar bem encaixado para que a solução que seria posteriormente despejada, não escoasse pelas bordas do chumaço. Adicionou-se, em seguida, a solução de CuSO4 e aguardou-se o seu percolamento através do chumaço. 
Resultados e Discussão:
Observou-se que a palha de aço adquire uma coloração vermelha por onde a solução de CuSO4 foi percolada, enquanto a mesma perde sua coloração azul característica e se torna amarelada.
Isso ocorreu devido a palha de aço, que é feita de Fe0, ao entrar em contato com a solução de CuSO4, iniciar uma reação de simples troca entre os íons Cu+2 da solução. O Fe tem potencial de redução menor que o do Cu, o que gera uma dpp favorável à ocorrência da reação, como mostrado abaixo:
Equação de oxidação: Fe3+ + 3e- Fe. Eo = - 0,04 V (x2)
Equação de redução: Cu2+ + 2e- Cu. Eo = + 0,34 V (x3)
Equação global: 3 CuSO4 + 2 Fe 3 Cu + Fe2(SO4)3
O potencial de redução do cobre é mais alto, por isso ele oxida o ferro, agente redutor nesta reação. Sendo assim, o ferro é o anodo onde ocorre a oxidação, e a solução de CuSO4, o catodo.
A perda da cor azul da solução, é devida a redução do íons Cu+2 a Cu0, e a cor amarelada resultante é devida aos íons Fe3+ formados, enquanto o Cu0 formado é responsável pela coloração vermelha observada sobre a palha de aço.
Prática 3 - EletróliseMateriais e Reagentes:
Bécher
Barra de cobre
Uma moeda
Uma pilha
2 fios (com jacaré)
Solução de CuSO4
Procedimentos:
Com uma lixa, realizou-se a limpeza mecânica da barra e da moeda. A moeda foi pesada antes do procedimento de eletrólise, e anotou-se sua massa. Colocou-se a solução de CuSO4 no béquer e introduziu-se a barra e a moeda após ligá-las, respectivamente, aos polos positivo e negativo da pilha. Manteve-se a reação durante 5 minutos, em seguida retirou-se os eletrodos e procedeu-se uma nova pesagem da moeda.
Resultados e Discussão:
Antes do procedimento, a massa da moeda era de 3,9197g e, após o procedimento, a massa pesada foi de 3,9275g. Portanto, conclui-se que a moeda ganhou massa. Além disso, notou-se a perda de massa da barra de cobre.
Esse fato pode ser justificado pelo tipo de sistema eletrolítico montado. A pilha utilizada já fornece o potencial para que as reações químicas ocorrem. Isso significa que o uso de pilhas pode forçar reações não espontâneas a acontecerem. 
Como a moeda foi ligada no polo negativo (cátodo), é nesse polo que a redução ocorrerá. Mais especificamente, os íons Cu2+ da solução irão reduzir, formando Cu(s), que irá depositar na superfície da moeda. Analogamente, a barra foi ligada ao polo positivo (ânodo), que é o polo onde a oxidação ocorrerá. Desta forma, a barra perde massa pois o cobre da barra oxida, formando Cu2+, que se dispersa na solução. 
Conclusão
Através desses experimentos foi possível observar o comportamento de diversos metais, quando expostos a outros metais, soluções, e outras influências externas, como, por exemplo, a eletricidade. Tanto as reações evidenciadas quanto as que não ocorreram foram compatíveis com a literatura. 
Bibliografia
Luz, L. M. (04 de 10 de 2016). Pilha de Daniell (pilha eletroquímica). Fonte: InfoEscola: http://www.infoescola.com/quimica/pilha-de-daniell-pilha-eletroquimica/
http://manualdaquimica.uol.com.br/fisico-quimica/reatividade-dos-metais.htm
 http://www.dqi.iq.ufrj.br/tabela_de_potenciais.pdf
http://mundoeducacao.bol.uol.com.br/quimica/indicadores-acido-base.htm
https://en.wikipedia.org/wiki/Prussian_blue
http://www.unifal-mg.edu.br/riscosambientais/incompatibilidadequimica