Pré - Relatório Estudo de Corrosão e Eletrólise

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Universidade Estadual de Maringá - UEM	
 Centro de Ciências Exatas - CCE
 Departamento de Físico-Química - DQI
Pré - Relatório 
FILA DE TENSÃO ELETROLÍTICA DOS METAIS E PILHAS
Acadêmicos: 
Andressa M. Takahashi RA: 80106
Geovana Alda RA: 95204
 
Docente: Prof. Dr. Wilker Caetano 
Curso: Química - Licenciatura 
Disciplina: Físico-Química Experimental II - Turma 32 
 Maringá - PR
Ano Letivo - 2020
1. INTRODUÇÃO 
1.1) Reações de oxi-redução;
Uma reação redox ou oxi-redução é a transferência de elétrons de uma espécie para outra, essa transferência de elétrons pode ser acompanhada por outros eventos, tal como a transferência de átomos ou íons, mas o efeito resultante é sempre a transferência de elétrons, por isso ocorre uma mudança no número de oxidação de um elemento. A oxidação é a remoção de elétrons de uma espécie por uma espécie oxidante (ou agente oxidante) e este recebe elétrons, enquanto a redução é a adição de elétrons à uma espécie, causada pelo agente redutor e este doa elétrons. Uma reação redox pode ser expressa como a diferença entre duas meias-reações, reações idealizadas que mostram o ganho de elétrons. As espécies reduzidas e oxidadas em uma meia-reação formam um par redox, em geral, escreve-se um par redox como Ox/Red e a meia-reação corresponde como Ox + e­- → Red.
Veremos que é conveniente, em muitas circunstâncias, exprimir a composição de compartimento eletródico em termos do quociente reacional, Q, da meia reação correspondente. Esse quociente é definido da mesma forma que o quociente reacional da reação global, mas ignoram-se os elétrons.
 Os processos de redução e oxidação responsáveis pela reação global em uma pilha eletroquímica ocorrem espacialmente separados. A oxidação se passa num compartimento eletródico, e a redução, no outro compartimento. À medida que a reação avança, os elétrons libertados na oxidação Red1 → Ox, + e-, em um eletrodo, deslocam-se através do circuito externo e entram na pilha através do outro eletrodo. Nesse eletrodo eles propiciam a redução: Ox, + e- → Red2. O eletrodo onde a oxidação ocorre é chamado de ânodo; o eletrodo em que a redução ocorre é chamado de cátodo. Numa pilha galvânica, o cátodo tem um potencial mais elevado do que o ânodo; as espécies que sofrem redução, Ox2, retiram elétrons do eletrodo metálico que fica então com carga positiva em excesso (o que corresponde a um potencial elétrico alto). No ânodo, a oxidação é o resultado da transferência de elétrons para o eletrodo, que fica então com excesso de carga negativa (correspondendo a um potencial elétrico baixo).
1.2) Semi-celas;
A diferença de potencial elétrico entre os pólos de uma cela galvânica, medida com voltímetro numa situação em que a cela não esteja fornecendo corrente elétrica para um circuito, é representado por ΔE. Se essa diferença de potencial for medida nas condições-padrão (convencionadas como 1,0 mol/L e 100 kPa*) e em uma temperatura de interesse (geralmente 25°C), ela é denominada diferença de potencial-padrão e representada por ΔE°. Já sabemos que o potencial elétrico do cátodo é maior que o do ânodo. Assim, podemos dizer que o valor de AE° é dado por: 
Em que e epresentam, respectivamente, os potenciais elétricos do cátodo e do ânodo.Como já foi dito, o voltímetro não mede valores de potencial, mas sim diferenças de potencial. Assim, não há um modo de medir isoladamente ou . Apenas medimos a diferença entre ambos (ΔE°).O valor de E° para o eletrodo-padrão de hidrogênio foi convencionado como sendo 0 V (zero volt), quer ele atue como ânodo, quer como cátodo.A partir dessa definição podemos, de acordo com os fatos experimentais, resumidos no esquema , afirmar que:
· o potencial-padrão da semicela Ag+/ Ag0 é +0,80 V;
· o potencial-padrão da semicela Cu2+/ Cu0 é +0,34 V;
· o potencial-padrão da semicela Zn2+/ Zn0 é -0,76 V.
O potencial-padrão de uma semicela é o valor da diferença de potencial elétrico, nas condições-padrão (1,0 mol/L e 100 kPa) e numa temperatura de interesse (geralmente 25°C), entre o eletrodo dessa semicela e o eletrodo-padrão de hidrogênio.
1.3) Potenciais;
O cálculo do potencial de uma pilha é realizado quando se deseja saber com antecedência (antes da montagem) qual será a voltagem, fem (força eletromotriz) ou ddp (diferença de potencial) que uma determinada pilha gerará a partir de dois metais com características diferentes.
O termo com antecedência foi utilizado porque, se quisermos medir a voltagem de um dispositivo qualquer, tanto de uma pilha quanto de uma bateria, basta utilizar um multímetro.
Cada um dos metais que participam da composição do ânodo e do cátodo da pilha apresenta diferentes capacidades para sofrer oxidação (capacidade de perder elétrons) e redução (capacidade de ganhar elétrons). Essa capacidade de oxidar ou reduzir é chamada de potencial. Assim sendo, os metais que compõem o eletrodo de uma pilha podem apresentar:
· Potencial-padrão de redução (Ered): é a capacidade que o eletrodo apresenta de sofrer o fenômeno da redução. Esse potencial é medido em volts (V) e seu valor é o mesmo para o potencial-padrão de oxidação, mas com sinal oposto.
· Potencial-padrão de oxidação (Eoxi): é a capacidade que o eletrodo apresenta de sofrer o fenômeno da oxidação. Esse potencial é medido em volts (V) e seu valor é o mesmo para o potencial-padrão de redução, mas com sinal oposto.
Para realizar o cálculo do potencial de uma pilha, devemos conhecer os valores dos potenciais-padrão, seja de oxidação, seja de redução, e aplicar na seguinte equação matemática:
ΔE = Ered (maior) - Ered (menor)
ou
ΔE = Eoxi (maior) - Eoxi (menor)
· ΔE = variação do potencial de uma pilha (fem ou ddp).
Essa equação utiliza a variação do potencial porque, como no dispositivo ocorrem a oxidação e a redução, a medida do potencial será dada simplesmente pela subtração do potencial de cada um dos eletrodos (metais).
1.4) Espontaneidade de reações G;
· ∆G (Energia livre): A energia livre ou energia livre de Gibbs (porque foi proposta apenas por esse cientista em 1878) é a energia útil do sistema que é usada para realizar trabalho.
Um sistema possui uma energia global, mas apenas uma fração dessa energia será usada para realizar trabalho, essa é a chamada energia livre de Gibbs, simbolizada por G. Segundo Gibbs, um processo é considerado espontâneo se realizar trabalho, ou seja, se G diminuir. Nesse caso, o estado final da transformação será mais estável que o inicial quando ∆G < 0. Baseado nisso, podemos concluir o seguinte:
1.5) Pilhas;
Podemos estudar os equilíbrios de oxidação-redução convencionalmente
medindo os potenciais de células eletroquímicas nas quais as duas semi-reações
que compõem o equilíbrio sejam seus participantes. Por essa razão, precisamos
considerar certas características das células eletroquímicas. Uma célula
eletroquímica consiste em dois condutores chamados eletrodos, cada um deles
imerso em uma solução eletrolítica. Na maioria das células, as soluções nas quais
os eletrodos estão imersos são diferentes e precisam ser mantidas separadas para
evitar a reação direta entre os reagentes. O modo mais comum de evitar a mistura é
pela inserção de uma ponte salina, como aquela mostrada na Figura 1, entre as
soluções. Então a condução de eletricidade de uma solução eletrolítica para a outra
ocorre pela migração de íons potássio presentes na ponte para uma direção e íons
cloreto para a outra. Portanto, o contato direto entre o cobre metálico e os íons prata
é evitado.
Em uma célula eletroquímica, o catodo é o eletrodo no qual ocorre a redução, ou seja, ele recebe elétrons. O anodo é o eletrodo no qual ocorre a oxidação, ou seja, ele doa elétrons. As semi reações 1 e 2, mostram o ocorrido, utilizando a pilha da figura acima. 
Cu(s) → Cu2+ (aq) + 2e- (1) Anodo/oxidação
Ag+ (aq) + e- → Ag(s) (2) Catodo/redução
1.6) Pilha de Daniel;
Em 1836, o cientista John Frederic Daniell (1790-1845) construiuuma pilha formada por dois eletrodos separados em duas semicelas. Como se pode ver na representação abaixo, um dos eletrodos era formado por uma placa de zinco metálico (Zn(s)) mergulhada em uma solução que continha cátions zinco (Zn2+(aq)), como uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4(aq)). Já o segundo eletrodo era formado por uma placa de cobre metálico (Cu(s)) mergulhada em uma solução que continha cátions cobre (Cu2+(aq)), como uma solução de sulfato de cobre (CuSO4(aq)). Esses dois eletrodos eram interligados por um circuito externo, com uma lâmpada, cujo acendimento indicaria a passagem de corrente elétrica:
Além da lâmpada realmente acender, com o passar do tempo, ocorreram outras mudanças no sistema, que foram: 
· A placa de zinco foi corroída, perdendo massa; 
· A placa de cobre aumentou de massa;
· A solução de sulfato de cobre era azul inicialmente e foi ficando mais descorada.
Essas mudanças ocorreram graças às reações de oxidorredução entre os dois eletrodos. Visto que o zinco é mais reativo que o cobre, ele passou a transferir seus elétrons para o cátion cobre do outro eletrodo ao qual estava interligado, por meio do fio condutor. Desse modo, o zinco metálico sofre oxidação, perdendo elétrons, tornando-se o polo negativo dessa pilha, que é chamado de ânodo. Veja essa semi reação abaixo:
Semirreação do ânodo: Zn( s) ↔ Zn2+(aq) + 2 e-
Portanto, visto que o zinco metálico foi consumido, transformando-se nos cátions zinco, a massa da lâmina de zinco foi diminuindo com o tempo. Por outro lado, os cátions cobre da solução receberam os elétrons que o zinco transferiu e, desse modo, esses cátions sofreram redução, transformando-se em cobre metálico, como mostra a semirreação abaixo. Dessa forma, esse eletrodo do cobre tornou-se o polo positivo, isto é, o ânodo: 
Semirreação do cátodo: Cu2+(aq) + 2 e- ↔ Cu( s)
A cor azul da solução era ocasionada graças aos cátions cobre dispersos nela. Mas esses cátions foram sendo consumidos, transformando-se em cobre metálico. Por isso, houve diminuição da cor azul da solução e aumento da placa, visto que o cobre metálico formado depositou-se nela.
Assim, a reação global dessa pilha de Daniell pode ser dada por:
Semirreação do ânodo: Zn( s) ↔ Zn2+(aq) + 2 e-
Semirreação do cátodo: Cu2+(aq) + 2 e- ↔ Cu( s)_______ ____________
Reação Global da Pilha: Cu2+(aq) + Zn( s) ↔ Zn2+(aq) + Cu( s)
A convenção mundial de representação das pilhas é feita com base na seguinte ordem:
Seguindo essa notação química, a representação da pilha de Daniell é dada por:
Zn / Zn2+// Cu2+ / Cu
1.7) Ponte salina e membrana porosa. (Função, atuação e constituição);
Ponte salina é uma ligação que existe entre o eletrodo positivo e o eletrodo negativo de uma pilha. Ela pode ser constituída de um tubo de vidro em formato de U, preenchido com uma solução aquosa concentrada de um sal bastante solúvel; pode ser o cloreto de potássio (KCl(aq)), o nitrato de amônio (NH4NO3(aq)), o nitrato de sódio (NaNO3(aq)) ou o nitrato de potássio (KNO3(aq)). Nas extremidades desse tubo coloca-se com um algodão, lã de vidro ou ágar-ágar (substância gelatinosa retirada de algas vermelhas que é usada em alimentos e como meio de cultura em laboratórios bacteriológicos).
Para entendermos a necessidade da implantação de uma ponte salina entre os eletrodos de uma pilha, observe a imagem abaixo e relembre alguns conceitos de pilha.
Numa pilha há o ânodo ou polo negativo de onde migram os elétrons em direção ao cátodo, ou polo positivo. No caso apresentado, o ânodo é o zinco metálico (da placa - Zn0) e o cátodo, os cátions de cobre (Cu2+). Com o passar do tempo, essa transferência de elétrons fará com que ambas as soluções percam sua neutralidade elétrica, porque haverá excesso de íons, tornando as soluções instáveis e interrompendo precocemente o funcionamento da pilha.
Assim, para eliminar esses excessos, usa-se a ponte salina ou uma placa de porcelana porosa, que permite a migração dos íons de uma solução para a outra. Desse modo, os íons permanecem em equilíbrio e a pilha continua funcionando.
Na ponte salina da pilha citada acima, temos a migração de íons cloreto (Cl1-(aq)) para o eletrodo de zinco por causa do surgimento de íon zinco (Zn2+(aq)); e os íons de potássio (K1+(aq)) são transferidos para o eletrodo de cobre, que é menos reativo que o zinco, para neutralizar o excesso de cargas negativas (SO42-(aq)) que ocorre devido à diminuição de íons Cu2+(aq) em solução.
1.8) Características do HCl e HNO3.
O ácido clorídrico ou ácido muriático é formado pelo gás de hidrogêncio (HCl) dissolvido em água. É um ácido inorgânico considerado forte.
● Propriedades físico-químicas:
- líquido incolor levemente amarelado se estiver contaminado.
- odor irritante
- Massa molecular: 36,46
- Densidade: 1,194g/mL à 26ºC
- Ponto de ebulição: - 84,8ºC
- Pressão de vapor (mm Hg): 3040 à 17,8ºC
- Densidade de vapor (Ar = 1): 1,257
- Solubilidade:
o água: 823 g/L à 0ºC
 	561 g/L à 60ºC
o etanol à 95%: solúvel
o éter: solúvel
o benzeno: solúvel
 
 O ácido nítrico puro anidro é um líquido incolor, corrosivo, de odor sufocante característico. O produto de grau reagente é uma solução em água contendo cerca de 69- 71% de ácido. O ácido nítrico fumegante contém pelo menos 90% de ácido e dióxido de nitrogênio dissolvido, gás vermelho que pode ser liberado ao se abrir o recipiente com o produto. 
Não é inflamável mas devido a suas propriedades de oxidante forte pode causar fogo e explosão em contato com vários materiais, tanto orgânicos quanto inorgânicos, e de maneira geral combustíveis e redutores.
Não é explosivo. Forma misturas explosivas com várias substâncias como ácido acético, compostos nitroaromáticos. Reage explosivamente com outras como éter etílico, materiais orgânicos e ácido sulfúrico, etc.
Reage violentamente com muitos materiais, tais como bases fortes anidras e em solução, metais, etc. O ácido nítrico ataca todos os metais com exceção dos metais nobres (platina, ouro, etc.), e dependendo da natureza do metal e da concentração do ácido a reação é mais ou menos rápida e pode dar origem a diferentes produtos, geralmente uma mistura de óxidos de nitrogênio. Ataca alguns tipos de plásticos, borracha, etc.
2. OBJETIVO
PARTE I : Estudar reações redox comparando-se alguns metais e a ação oxidante de ácidos:
PARTE II : Construir a pilha de Daniell clássica e medir a diferença de potencial em células galvânicas (pilhas).
 
3. PROCEDIMENTOS 
EQUIPE A - COBRE METÁLICO.
EQUIPE B - ZINCO METÁLICO.
EQUIPE C - MAGNÉSIO METÁLICO (fita de 0,5 cm lixada).
- Coloque pequena quantidade de grãos do metal em tubos de ensaio, contendo
CuSO4 0,1 mol/L, ZnSO4 0,1 mol/L e Mg (NO3)2 0,1 mol/L (altura de 1 dedo
de solução); observe as reações dos demais colegas;
DEMONSTRATIVO, com cuidado e na capela:
- Adicione os 3 metais separadamente em 1 mL de água, a seguir goteje HCl
concentrado.
- Adicione os 3 metais separadamente em 1 mL de água, a seguir goteje HNO3 concentrado (com muito cuidado e na capela).
- Tome um tubo adicional com Zno
(sem água) e adicione HNO3 concentrado; observe a reação no início e após cerca de 30 minutos.
OBSERVE: Mudanças na superfície dos metais; logo após adição e com o tempo;mudanças de cor e desprendimento de gases.
NOTA. Descreva as reações (incluindo a de geração de gases) e coloque em ordem
crescente de potencial de redução. Compare com a literatura. Quais as
diferenças entre HCl e HNO3 ?.
Utilizando béqueres de 50 mL, lâminas de cobre e zinco (lixadas e desengorduradas) e soluções necessárias (aproximadamente 30 mL de soluções 0,1 mol/L de íons Zn2+ e Cu2+), construa a pilha de Daniell unindo os semi-elementos através um tubo de vidro em “U” invertido, contendo solução saturada de nitrato de amônio. O tubo deve ter em suas extremidades algodão a fim de evitar escoamento da solução; evite a presença de bolhas grandes. A seguir, mede-se a tensão entre os terminais dos elementos (células) formados.
Indique a direção do fluxo de elétrons; descreva as reações; indique se a placaganha ou perde peso; discuta sobre os valores de potenciais e pense na corrente gerada; função e migrações na ponte salina; etc. Se conectarmos uma lâmpada aos terminais de cobre e zinco, a lâmpada acende ? Discutir
Estes semi-elementos podem ser unidos dois a dois mediante o uso de ponte salina construída pelo tubo em “U”, contendo solução saturada de nitrato de amônio. A seguir, mede-se a tensão entre os terminais dos diversos elementos (células) formados.
4. PROPRIEDADES
4.2. Zinco Metálico
Sendo um dos elementos mais comuns da Terra, o Zinco (Zn), em sua forma pura se apresenta como um metal de coloração cinza-azulada. Com dureza de 2,5 e boa condutibilidade térmica, esse metal tem como principal característica elevada resistência a corrosão em qualquer ambiente. Representado pelo símbolo Zn, o zinco é um metal de transição encontrado em estado sólido à temperatura ambiente.
· Propriedades Físico-Químicas
· Ponto de fusão: 692,68 K 
· Ponto de ebulição: 1180 K
· Condutividade térmica: 116 W/(m.K)
· Massa molar: 65,38 g/mol 
· Raio atômico: 134 pm 
· Estrutura cristalina Hexagonal
· Densidade: 7140 kg/m3
5. BIBLIOGRAFIA
[1]. CASTELLAN, Gilbert, Fundamentos de Físico-Química, LTC.
[2]. ATKINS, P. W, ATKINS - Físico-Química, Vol 1, 8ªEd. 
[3] Ione Maria F de Oliveira, Maria José de S F da Silva, Simone de F B Tófani, Equilíbrio de Oxirredução, Universidade Federal de Minas Gerais, 2009. Disponível em: <EQUILÍBRIO DE OXIDAÇÃO - REDUÇÃO (ufjf.br)>
[4] Pilha de Daniell, Manual da Química. Disponível em: <Pilha de Daniell. Esquema da Pilha de Daniell e seu Funcionamento (manualdaquimica.com)>
[5] FOGAÇA, Jennifer Rocha Vargas. "Função da ponte salina em uma pilha"; Brasil Escola. Disponível em: <https://brasilescola.uol.com.br/quimica/funcao-ponte-salina-uma-pilha.htm.> Acesso em 16 de abril de 2021
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/funcao-ponte-salina-uma-pilha.htm
[6]DIAS, Diogo Lopes. "Cálculo do potencial de uma pilha"; Brasil Escola. Disponível em: https://brasilescola.uol.com.br/quimica/calculo-potencial-uma-pilha.htm. Acesso em 16 de abril de 2021
https://brasilescola.uol.com.br/quimica/calculo-potencial-uma-pilha.htm
[7] Oliveira, O. M., Brasil, M. D., Anjos B. O., ESTUDO DAS PROPRIEDADES DO ZINCO E SUAS APLICAÇÕES NA CONSTRUÇÃO CIVIL, – IFBA – Instituto Federal de Educação, Ciência e Tecnologia da Bahia. Disponível em: ,<304-248.pdf (metallum.com.br)>
[9] VILELLA, Gabriel, Eletroquímica - Pilhas, Química Sem Segredos, 11/07/2012. Disponível em: <Eletroquímica – Pilhas – Química Sem Segredos (quimicasemsegredos.com)>