QUIM_EX007

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DEPARTAMENTO DE QUÍMICA
UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS
NYCOLAS RANGEL CYPRIANO
TALES BERALDO SANTIAGO
RELATÓRIO EXPERIMENTAL 7
Eletroquímica 
Belo Horizonte
Outubro de 2019
Sumário
1	INTRODUÇÃO	1
2	OBJETIVOS	1
3	MATERIAIS E MÉTODOS	1
3.1	EQUIPAMENTOS ULTILIZADOS	1
3.2	REAGENTES E INDICADORES	2
4	PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS	2
4.1	PROCEDIMENTO 1	2
4.2	PROCEDIMENTO 2	2
4.3	PROCEDIMENTO 3	3
5	RESULTADOS E DISCUSSÃO	3
5.1	PROCEDIMENTO 1	3
5.2	PROCEDIMENTO 2	4
5.3	PROCEDIMENTO 3	5
6	CONCLUSÃO	7
REFERÊNCIAS	8
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INTRODUÇÃO
A Eletroquímica é o ramo da química que estuda os fenômenos químicos e elétricos produzidos pelas reações espontâneas das pilhas e baterias, bem como as transformações geradas pela passagem de corrente elétrica em uma solução, esse processo é conhecido como eletrólise.
A reações químicas de oxirredução ocorrem devido à transferência de elétrons entre as espécies envolvidas. Os valores para se prever a espontaneidade das reações é obtido através da tabela de Potencial Padrão de Redução ou Oxidação, se o potencial for positivo a reação é espontânea e se for negativa o sistema somente sofrera transformação à custa de um trabalho elétrico. Esses valores foram tomados a partir do eletrodo de hidrogênio que foi padronizado como tendo potencial de 0 volt. 
É possível analisar a variação de energia livre de Gibbs, observando assim o critério de espontaneidade de uma reação. Essa energia é calculada pela formula: 
∆G = -nF∆E
Onde n é o número de mols de elétrons transferidos, F é a constante de Faraday e ∆E é o potencial da pilha dado em volts.
Dessa forma se ∆G for menor que zero, a reação é caracterizada como sendo espontânea, já se a variação for maior que zero ela não é espontânea.
OBJETIVOS
O Experimento 7 tem como objetivo mostrar a espontaneidade de reações de oxidação e redução, além disso, o aluno montará uma pilha de zinco e cobre, conhecida pelo nome de Pilha de Daniell, e neste experimento observará os produtos da reação de eletrólise.
MATERIAIS E MÉTODOS
EQUIPAMENTOS ULTILIZADOS
Fonte de energia, eletrodos de grafite, multímetro, eletrodo de cobre, eletrodo de zinco, ponte salina, tubo em U para eletrólise, béquer de 50 mL, béquer de 25 mL, garra, condutores metálicos (fios de cobre), palha de aço, suporte de ferro, pipetas graduadas de 10 mL e frasco para resíduo.
REAGENTES E INDICADORES
Soluções aquosas de: KI 0,5 mol L-1 (20 mL), ZnSO4 1,0 mol L-1 (30 mL), CuSO4 1,0 mol L-1 (30 mL). Solução saturada de KCl (30 mL), solução alcoólica de fenolftaleína (1 mL), dispersão de amido (1 mL), 1 prego, lâminas metálicas de: cobre e zinco. 
PROCEDIMENTOS EXPERIMENTAIS
PROCEDIMENTO 1 
Verificação qualitativa da tabela de potencial de oxidação:
Para início do procedimento foi separado um tubo de ensaio o qual foi adicionado uma quantidade de uma solução de Cobre (II) e em seguida foi introduzido ao mesmo tubo um prego.
Logo após foi reservado um béquer de 50 mL o qual foi adicionado uma quantidade de uma solução de Zn (II) e em seguida foi introduzido ao béquer uma lâmina de cobre. Os resultados de ambos procedimentos foram observados e analisado para discussão.
PROCEDIMENTO 2
Montagem da pilha de cobre e zinco (Pilha de Daniell):
Para início do procedimento foram dispostos dois béqueres, o qual um foi preenchido com 20 mL de uma solução de CuSO4(aq) 1,0 mol L-1 e o outro com 20 mL de uma solução de ZnSO4(aq) 1,0 mol L-1. Foi então colocada a ponte salina em gel, que já se encontrava preparada saturada em KCL, interligando os dois béqueres, como demostrado na figura 1. 
Em seguida foi disposto no béquer contendo a solução de ZnSO4 uma placa de zinco (Zn) e no béquer contendo a solução de CuSO4 uma placa de cobre (Cu). De modo a fechar o circuito foi interligado as duas placas por intermédio de um voltímetro, o sistema por fim é representeado pela figura 1. Os resultados observados e assim como a leitura do voltímetro foram analisadas para discussão.
 
Figura 1 - Pilha de Deniell
PROCEDIMENTO 3
Eletrólise:
Para início do procedimento, por meio de uma fonte geradora de energia, foi feita a ligação entre os polos (um negativo e outro positivo) da fonte e dois eletrodos de carbono (grafite) imersos em tubo em “U” suspenso. O tubo então foi preenchido com uma solução de KI 0,5 mol L -1 ao passo que a fonte era ligada. O sistema foi deixado em eletrólise por alguns instantes.
Logo após, com auxílio de uma pipeta graduada foram retiradas duas amostras de 2 mL de cada um dos ramos e em seguida foram adicionados para as duas amostras de um dos ramos 1 gota de fenolftaleína e uma 1 gota de dispersão de amido, o mesmo processo foi realizado para o outro ramo.
RESULTADOS E DISCUSSÃO
PROCEDIMENTO 1
Verificação qualitativa da tabela de potencial de oxidação:
Um prego convencional é composto por aço temperado, dessa forma temos que se fracionarmos a sua composição teremos na ordem de 0,23% de carbono, 0,60% de manganês e uma fração de 0,040% de fósforo, sendo então o mesmo composto majoritariamente de ferro.
No sistema o qual foi realizado o procedimento laboratorial, a solução de Cu (II), ou seja, CuSO4 se desassocia em Cu2+ + SO42- devido ao processo de eletrólise aquosa. Portanto, ocorre uma reação de oxi-redução na superfície do metal, que ocasiona o acúmulo de cobre no prego (deixando-o avermelhado-alaranjado, uma vez que Cu(s) possui esta coloração), pois o potencial padrão de redução do cobre (+0,34V) é maior que o do ferro (- 0,44V). Logo, o cobre irá se reduzir ao passo que o ferro sofre uma oxidação. Podemos observar essa interação pela equação química abaixo:
Fe (s) + Cu2+ (aq) Fe2+ (aq) + Cu (s) 	ΔEº = + 0,78 V
No segundo caso tínhamos uma solução de ZnSO4, o qual se desassocia em Zn2+ + SO42-. O potencial de redução do Zn2+ é – 0,76V e o do Cu2+ é + 0,34V, como dito antes. Note que o potencial de redução do cobre é maior que o do zinco, no entanto, o cobre já se encontra na forma reduzida (Cu(s)), o que fará com que não ocorra nenhuma reação. Podemos observar essa interação pela equação química abaixo:
Cu (s) + Zn2+(aq) Cu2+(aq) + Zn (s) 	∆ εº = - 1,10V
Note que o ∆ Eº < 0 indica que essa é uma reação não-espontânea, ou seja, ela só ocorreria com o fornecimento de energia
PROCEDIMENTO 2
Montagem da pilha de cobre e zinco (Pilha de Daniell):
Em uma célula galvânica, neste caso a pilha de Daniell, podemos observar a divisão do sistema em duas meias células: meia célula de zinco e a meia célula de cobre, sendo respectivamente o ânodo e o cátodo uma vez que o potencial de redução do zinco (Eº = - 0,76 V) é menor que o potencial de redução do cobre (Eº = + 0,34 V), ou seja, cobre reduz e o zinco oxida.
Note que o conjunto metal/solução do zinco é um eletrodo negativo, podemos verificar isso uma vez que:
Zn (s) Zn2+ (aq) + 2 e- 	ΔEº = - 0,76 V
Podemos fazer a mesma análise para o conjunto metal/solução do cobre, se comportando como eletrodo positivo, uma vez que:
Cu2+ (aq) + 2 e- Cu (s) 	ΔEº = + 0,34 V
Sendo assim, pode-se então observar que há um movimento ordenado de elétrons no sentido do ânodo para o cátodo, ou seja, há então a geração de uma corrente que indica a presença de um diferencial de potencial.
Ao final da montagem do sistema foi possível ler no voltímetro uma diferença de potencial igual a + 1,07 volts, porém a partir dos valores encontrados na tabela padrão de redução, calculamos uma diferença de potencial ideal de + 1,10 volts para o sistema, resultando em uma diferença de 0,03 volts, como expressado abaixo:
Cátodo:		 Cu2+ (aq) + 2 e- Cu (s) 	ΔEº = + 0,34 V
Ânodo: 		 Zn (s) Zn2+ (aq) + 2 e- 	ΔEº = + 0,76 V
Reação global: 
Cu2+ (aq) + Zn (s) Cu (s) + Zn2+ (aq) 	ΔEº = + 1,10 V
Essa diferença ocorre uma vez que as condições em que o sistema se encontrava não eram ideais, a temperatura e pressão, impurezas e diferença de concentração das soluções presentes assim como o próprio erro do multímetro podem ser fatores que influenciaram na divergência dos valores medidos.
A ponte salina desempenha uma função despolarizante na pilha. A redução doCu2+ no catodo provoca a redução de cargas positivas no mesmo, enquanto que a oxidação do Zn no anodo provoca o aumento de cargas positivas nesta região. A polarização de cada região (negativamente no catodo e positivamente no anodo) iria impedir o fluxo de elétrons no circuito e consequentemente a pilha não funcionaria. O deslocamento de cátions da ponte salina para o catodo e de ânions para o ânodo levam a uma despolarização de ambos os meios e a pilha funciona normalmente (o que não ocorre quando retiramos a ponte salina).
PROCEDIMENTO 3 
Eletrólise:
Ao ser iniciado o processo de eletrólise no ramo ligado ao pólo positivo (cátodo) observou-se a liberação de um gás, enquanto no polo negativo (ánodo) observou-se a produção de um líquido marrom, ao ser removido os eletrodos não houve alteração dos mesmos.
Feita a amostragem, ao ser aplicada uma gota de fenolftaleína a um tubo de cada par observou-se que líquido incolor, retirado do catodo, tornou-se rosa, indicando a presença de íons OH- na solução. O líquido retirado do anodo, líquido marrom, não apresentou nenhuma alteração em seu estado ou coloração ao ser adicionada a fenolftaleína.
Ao ser aplicada uma gota de dispersão de amido a um tubo de cada par observou-se que no tubo contendo o líquido incolor houve nenhuma ocorrência, já o tubo contendo o líquido marrom verificou-se a alteração da coloração do mesmo em um tom de azul escuro, indicando a presença de I2.
Com isso podemos concluir que ocorreu a oxidação do I-, o que permitiu a formação do I2 no anodo. Já a oxidação da água foi responsável pela formação de H2 e OH- no cátodo, que tornou o meio básico. O potencial padrão de redução da água é - 0,83V, enquanto o do K+ é - 2,92 V, menor que o da água, logo, a água se reduz mais facilmente que o K+. Podemos verificar as semi-reações de oxidação e redução pelas seguintes semi-equações:
 
Cátodo: 		2 H2O(l) + 2 e- H2 (g) + 2 OH- (aq)		 ΔEº = - 0,83 V 
Ânodo:			 I-(aq) ½ I2 (s) + e-			 ΔEº = - 0,54 V
Equação Global:
H2O(l) + I-(aq) ½ I2 + ½ H2 (g) + OH- (aq) 	 ΔEº = - 1,37 V
Note que o ΔEº < 0 indica uma reação não-espontânea, sendo uma eletrólise, como houve o fornecimento de energia por meio da fonte a equação pode ocorrer.
 
CONCLUSÃO
Com a prática e o estudo das reações eletroquímicas podemos concluir que as mesmas são de suma importância uma vez que suas aplicações se estendem por várias áreas. Uma reação química que gera uma diferença de potencial elétrico é utilizada comumente em quase todos os equipamentos eletrônicos na forma de pilhas ou baterias elétricas. Outra aplicação deste conhecimento é a chamada eletrodeposição metais que se constitui em sobrepor uma fina camada de um metal (geralmente um metal “nobre”) sobre um outro (geralmente um metal menos “nobre”). Outra característica de algumas destas reações é a necessidade do uso de energia elétrica externa para ocorrência da reação, este tipo de reação é chamado eletrólise e não ocorre naturalmente. 
REFERÊNCIAS
DEMICHELI, P. CYNTHIA; SOUZA, A. B. ANA LÚCIA; SANTOS, N. EDUARDO; REIAS, F. A. GERALDO; CARVALHO, M. D. MARIA ELIZA; FABIANO, L. RONALDO; et al. Química Geral. Belo Horizonte, 2014. (Apostila).