Relatório de eletroquímica

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS
RELATÓRIO DA AULA PRÁTICA DE ELETROQUÍMICA — QUI204
Segundo semestre de 2010 – Turma U7B (1009) Farmácia / Noturno
COMPONENTES / MATRÍCULA:
Robson Soares Ferreira 2010026076
Taynná Bruna de Morais Ferreira 2010026165
Thaíssa Narciso Elvir Dubón 2010026173
Vivian Thaise da Silveira Anício 2010026220
PROFESSOR:
Aluir 
Introdução: 
Eletroquímica
 As reações de oxirredução (redox) estão entre as reações químicas mais comuns e importantes. Elas estão envolvidas em uma grande variedade de processos importantes incluindo a ferrugem do ferro, a fabricação e ação de alvejantes e a respiração dos animais. A oxidação refere-se à perda de elétrons. Portanto, as reações de oxirredução ocorrem quando os elétrons são transferidos do átomo oxidado para o átomo reduzido. Quando o zinco metálico é adicionado a um acido forte, por exemplo, os elétrons são transferidos dos átomos de zinco para os íons de hidrogênio: 
Zn(s) + 2H⁺ (aq) → Zn²⁺ (aq) + H₂(g)
 A transferência de elétrons que ocorre na reação descrita acima produz energia na forma de calor; a reação é termodinamicamente em declive e ocorre espontaneamente . A transferência de elétrons que ocorre durante as reações de oxirredução pode também ser usada para produzir energia na forma de eletricidade. Em outras instancias usamos a energia para fazer determinados processos não espontâneos ocorrerem. A eletroquímica é o estudo das relações entre a eletricidade e as reações químicas. A abordagem de eletroquímica fornecerá uma visão de tópicos diversos como a fabricação de baterias , a espontaneidade de reações , a corrosão de materiais e galvanização elétrica.
Objetivo
Avaliar qualitativamente a tabela de potencial de redução, a fim de verificar previamente a possibilidade da realização de certos experimentos; construir uma pilha de Daniell observando os produtos da reação de eletrólise, bem como entender a ocorrência do fluxo de elétrons pela diferença de potencial inerente a determinado metal, reconhecendo a espontaneidade das reações de oxi-redução. A eletrólise também é aplicada nos experimentos, mostrando o modo de realizar processos químicos com uma corrente elétrica.
Parte Experimental
Materiais
- 1 fonte de energia;
- 2 eletrodos de grafite; 
- 1 Multímetro;
- 1 eletrodo de cobre;
- 1 eletrodo de zinco;
- 2 tubos em U;
- 2 béqueres de 50 ml;
- 1 garra;
- 2 condutores metálicos (fios de cobre);
- palha de aço;
- 4 suportes de ferro;
- 2 pipetas graduadas de 10 ml.
Reagentes e indicadores
- 20 ml de solução aquosa de Ki 0,5 mol/L¯¹;
- 1 ml de solução alcoólica de fenolftaleína;
- 1 ml de solução aquosa de dispersão de amido;
- 30 ml de solução aquosa de ZnSo₄ 1,0 mol/L¯¹;
- 30 ml de solução aquosa de CuSo₄ 1,0 mol/L¯¹;
- 30 ml de solução aquosa saturada de KCl;
- 1 prego;
- 2 lâminas metálicas de cobre (dimensões: 3cm x 4cm);
- 1 lâmina metálica de zinco (dimensão: 3cm x 4cm).
Previamente 
Procedimentos
Verificação qualitativa da tabela de potencial de oxidação
 1.1- Colocou-se em um tubo de ensaio uma pequena quantidade da solução de cobre II e, nesta solução mergulhou-se um prego previamente limpo com palha de aço. Observou-se as condições iniciais e anotou-se as evidencias de transformação. 
 1.2- Em outro béquer colocou-se um pouco da solução de Zinco II e mergulhou-se uma lâmina de cobre metálico. Observou-se e anotou-se os resultados.
Montagem da pilha de cobre e zinco (Pilha d Daniell)
 Colocou-se em um béquer 25 ml da solução de sulfato de cobre II e, em outro béquer, 25 ml da solução de sulfato de zinco II. 
 Preparou-se a ponte salina, enchendo um tubo em U com a solução saturada de KCl, em seguida colocou-se um chumaço de algodão nas extremidades do tubo, tomou-se cuidado para não deixar entrar bolhas de ar, pois estas reduzem a eficácia do procedimento.
 Montou-se o seguinte sistema: 
Deste modo, o circuito foi fechado inserindo-se o voltímetro entre os eletrodos. Em seguida anotarou-se as semi-reações que ocorreram nos eletrodos bem como a reação global. 
Eletrólise
Utilizou-se uma montagem que continha uma fonte de energia com pólos, os quais estavam conectados a eletrodos de grafites fixos nas duas extremidades de um tubo em “U”. A esse tubo em “U” se adicionou uma solução de KI 0,5 mol/L até completo preenchimento. Esperou-se 3 minutos para que a eletrólise acontecesse em quantidade significativa para então ser recolhido 2 amostras de aproximadamente 2mL de cada lado dos eletrodos. A cada par adicionou-se fenolftaleína e amido para observações experimentais.
Resultados e discussão
Procedimento 1
Reação: Fe(s) + CuSO4(aq) -> Cu(s) + FeSO4(aq)
Foi observado que o prego prateado corou-se de laranja, devido ao cobre que se acumulou nas bordas, segundo a reação acima. Isso se deve ao fato do ferro ter oxidado, passando a fazer parte da solução; e o cobre ter reduzido, depositando-se no prego. Uma vez que o potencial é positivo, a reação ocorre espontaneamente.
∆E = + 0,44 + 0,34 = + 0,78V
 Reação: Cu(s) + ZnSO4(aq) -> CuSO4(aq) + Zn(s)
Diferente da reação do item 1.1, esta reação de solução de zinco (II) com uma lâmina de cobre mergulhada não ocorreu, pois uma vez que o potencial global é negativo, a reação não é espontânea. Esta previsão teórica foi comprovada com o experimento.
∆E = -0,76 – 0,34 = -1,10V
Procedimento 2
Semi-reação I 		Zn(s) 	-> Zn2+(aq) + 2e-			∆E= +0,74V
Semi-reação II		Cu2+(aq) + 2e- -> Cu(s)			∆E= +0,34V
Reação Global		Zn(s) + Cu2+(aq) -> Cu(s) + Zn2+(aq)		∆E= +1,10V
Pela pilha de Daniell os elétrons são transferidos pelo fio, e os íons pela ponte salina, a fim de evitar excesso de cargas iguais nas soluções. A diferença de potencial medida no voltímetro foi de 1.04V, então foram comparados os dados teóricos com os experimentais. Observou-se uma discrepância de 0.06V, todavia a reação continuou positiva, portanto espontânea. 
Essa diferença de potencial entre o teórico e experimental pode ser explicado pelo fato de serem reaproveitados os materiais do laboratório, o que desgasta a pilha (como é de costume observar nas pilhas recarregáveis, as quais perdem sua durabilidade de acordo com a reutilização).
Procedimento 3
No tubo em “U” identificou-se os 2 pólos. No pólo negativo, cátodo, houve desprendimento de gás. Este, foi identificado como H2(g, por ter um maior potencial de redução que o K+ solubilizado; segundo a reação de redução:
Semi-reação I: 2H+(aq) + 2e- -> H2(g)
No pólo positivo, ânodo, formou-se uma substância amarelada, identificada como I2(s) pela sua coloração característica e pelo maior potencial de oxidação do I-(aq); de acordo com a seguinte reação:
Semi-reação II: 2I-(aq) -> I2(s) + 2e-
Após observação das semi-reações da eletrólise, adicionou-se aproximadamente 2mL de solução das extremidades do tubo em “U” em 4 tubos de ensaio, sendo 2 tubos de cada extremidade. Fenolftaleína alcoólica foi adicionada a um par de tubos de ensaio, e observou-se alteração apenas da solução retirada do lado catódico do tubo em “U”, pois surgiu uma coloração rósea, devido à maior concentração OH- (meio básico, pela constante redução dos íons H+). No outro par de tubos de ensaio adicionou-se amido, e observou-se alteração apenas na solução retirada do lado anódico, porque surgiu uma coloração marrom escura (quase preto) nesta solução, isso se deve à formação do complexo iodo-amido - sinalizado por essa coloração.
Conclusão
 Com os procedimentos realizados, foi possível observar várias reações de oxi-redução, como a formação de um metal a partir de uma solução de seu íon  em contato com outro metal (como no experimento 1.1) e a formação de substâncias moleculares através de seus íons na eletrólise (procedimento 3). Esses processos nos permitem fazer uma avaliação qualitativa na tabela de potenciais de redução, associando essa grandeza com a capacidade de maior ou menor de uma substância oxidar-se ou reduzir-se em contato com outra.
Concluiu-se que o funcionamento das pilhas elétricas se dá pela separação do oxidante dos redutores,de tal modo que os elétrons sejam cedidos pelo redutor ao oxidante gerando um fluxo elétrico (energia). São as maneiras de realizar esse artifício, bem como as diferentes reações de oxi-redução que originam os vários tipos de pilhas elétricas e seus distintos ddp’s. através de cálculos algébricos entre valores tabelados e qualitativamente testados, que as reações ocorrem de forma espontânea ou não.
Em uma reação de oxi-redução, a soma dos potenciais de oxidação dos elementos participantes sendo positiva, obtêm- se uma reação espontânea (como o experimento 1.1), e sendo negativa, obtêm-se uma reação não espontânea, que só ocorre induzida por uma corrente elétrica, como o último experimento realizado - da Eletrólise. 
Assim, verifica-se a importância da eletroquímica e suas aplicações, podendo responder indagações sobre a voltagem de uma pilha, seja para uma indústria calcular a viabilidade técnica e econômica de uma reação de oxi-redução.
Referências 
DEMICHELI, Cynthia Peres. Apostila de práticas de Química Geral – UFMG 2010.
http://www.profpc.com.br/eletroqu%C3%ADmica.htm – Imagem da Pilha de Daniell
Química: A Ciência Central 9ª edição Theodore L. Brown;H. Eugene LeMay, Jr. ;Bruce E. Bursten ;Julia R. Burdge . Página 721