Relatório Experimento 9- Eletroquimica

Relatório Experimento 9- Eletroquimica

(Parte 1 de 2)

Universidade Federal de São João del- Rei

Departamento de Ciências Naturais-DCNAT

Beatriz do Livramento Felicidade

Cristiane Marina de Carvalho

Jéssica Regina Romão Cabral

Eletroquímica

São João del-Rei

Dezembro de 2010

Introdução

Eletroquímica é um ramo da química que estuda todos os processos químicos que envolvem reações de óxido-redução entre substâncias, logo, a transformação de energia química em energia elétrica. Quando um processo químico ocorre espontaneamente produzindo corrente elétrica ou produzindo diferença de potencial entre dois pólos, é chamado de pilha ou bateria. Analogamente, quando o processo químico ocorre de forma não espontânea, este é induzido por uma corrente elétrica de uma fonte externa, tal processo é denominado eletrólise.1,2,3

A transferência dos elétrons entre os reagentes durante uma reação química é determinada por meio do número de oxidação. Desta forma, a oxidação de um elemento resulta no aumento do número de oxidação, ou seja, quando um íon ou molécula se torna mais positivamente carregado. Por outro lado, a redução de um elemento resulta na diminuição do número de oxidação, ou seja, quando um íon ou molécula se torna mais negativamente carregado. Dessa maneira, pode-se dizer que o agente redutor é oxidado, e o agente oxidante é reduzido. 1,5,7

A principal condição em uma reação de óxido-redução é a transferência de elétrons do agente redutor para o oxidante. Assim, estabeleceram-se potenciais relativos de oxidação e redução para os elementos, tomando como padrão o eletrodo padrão de hidrogênio.

Um eletrodo padrão, é aquele no qual as concentrações das substâncias em solução é igual a 1 mol/L e a temperatura é de 25°C. No caso se um gás participar do eletrodo, sua pressão deve ser igual a 1 atm. Desta forma, foi atribuído, arbitrariamente, o potencial de zero volt (V) para o eletrodo padrão de hidrogênio.

H+(aq) + e- → ½ H2(g) (0 = 0,0 volt)

Os eletrodos que perdem elétrons mais facilmente que o hidrogênio foram atribuídos potenciais positivos e àqueles que ganham elétrons facilmente, potenciais negativos. 1,6

É possível prever a espontaneidade de reações de óxido-redução por meio dos valores de potenciais relativos de oxidação e redução dos elementos. Quando o potencial apresentar valor positivo, a reação será espontânea, analogamente, quando o potencial apresentar valor negativo, o sistema sofrerá transformação por meio da indução de corrente elétrica por uma fonte externa e, portanto a reação ocorrerá de forma não espontânea. 1,3,6,7

Além disso, outro critério que pode ser utilizado pra prever a espontaneidade de uma reação química é por meio do cálculo da variação de energia livre de Gibbs. A energia livre de Gibbs, ou simplesmente energia livre, G, é uma função de estado termodinâmica que combina com duas funções de estado, entalpia e entropia. Para um processo ou reação ocorrendo a temperatura e pressão constante, o sinal de ∆G relaciona-se à espontaneidade do processo. Assim, quando ∆G for positivo, o processo é não espontâneo e quando ∆G for negativo, o processo é espontâneo. A energia livre de Gibbis é representada pela seguinte equação:

∆G = - nF∆E (joules) ou ∆G = - nF∆E (Kcal mol-1)

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onde: n = número de mols de elétrons transferidos

F = constante de Faraday (96.500 coulombs)

∆E = potencial da pilha em volts 1,2,4

Parte Experimental

Material utilizado

  • Fonte de energia

  • Dois eletrodos de grafite

  • Multímetro

  • Eletrodo de cobre

  • Eletrodo de zinco

  • Tubo em U para a ponte salina

  • Tubo em U para a eletrólise

  • Dois béqueres de 50 mL

  • Garra

  • Condutores metálicos

  • Palha de aço

  • Suporte de ferro

  • Duas pipetas de 2 mL

  • Lâminas metálicas de cobre e zinco

Soluções

  • Solução aquosa de KI a 0,5 mol/L

  • Solução alcoólica de fenolftaleína

  • Dispersão de amido

  • Solução de ZnSO4 a 1,0 mol/L e a 0,2 mol/L

  • Solução de CuSO4 a 1,0 mol/L e a 0,2 mol/L

  • Solução saturada de KCl

Procedimento Experimental

O procedimento foi dividido em três partes. Na primeira parte foi feita a verificação qualitativa da tabela de potencial de oxidação. Em um tubo de ensaio foi colocado uma pequena quantidade da solução de cobre (ΙΙ) 0,2 mol/L e nesta solução foi colocado um prego previamente limpo com palha de aço.Logo em seguida foi colocado em um béquer uma solução de zinco (ΙΙ) 0,2 mol/L e nesta solução foi mergulhada uma lâmina de cobre.

Na segunda parte foi feita a montagem da pilha de cobre e zinco. Em um béquer foi colocado 50 mL da solução de sulfato de cobre (ΙΙ) 1,0 mol/L e em outro béquer foi colocado 50 mL da solução de sulfato de zinco (ΙΙ) 1,0 mol/L. Em seguida foi preenchido um tubo em U com a solução de KCl e nas suas extremidades foi colocado um chumaço de algodão. Após foi montado um sistema conforme é mostrado na figura abaixo.

Figura 1 – Montagem da Pilha de Daniell

Logo após a montagem o circuito foi fechado intercalando o voltímetro entre os eletrodos.

Na terceira parte foi feita a eletrólise. Primeiramente foi feita a montagem conforme o esquema da figura abaixo.

Figura 2 – Montagem para a eletrólise de uma solução de KI.

Foi colocado em um tubo U a solução de KI 0,5 molL. Em seguida foi feita uma ligação entre os pólos da fonte e os eletrodos de carbono em um tubo U. Após aproximadamente 30s os eletrodos de carbono foram removidos e com o auxilio de uma pipeta foram retirados aproximadamente 2 mL de solução do lado esquerdo do tubo em U que foram colocados em dois tubos de ensaio. O mesmo foi feito com a solução do lado direito. Depois adicionou-se uma gota de fenolftaleína a um tubo de ensaio de cada par e uma gota de amido no outro tubo de cada par.

Resultados e discussão

As reações nas quais há uma mudança no estado de oxidação acompanhada por troca de elétrons entre os reagentes são denominadas reações de óxido-redução, ou reações redox.

Ao se mergulhar um prego em uma solução de sulfato de cobre, ele é revestido com metal vermelho de cobre, e a presença de ferro (ΙΙ) pode ser detectada na solução.

Fe(s) + CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu(s)

Neste caso, o ferro metálico doa elétrons aos íons de cobre (ΙΙ). O ferro (Fe) oxida-se a Fe²+, ou seja, ele perde dois elétrons, e o cobre (Cu²+) é reduzido a Cu, ou seja, ganha dois elétrons. Ao se somar as semi-reações de redução, ou seja, ao se somar a equação de oxidação balanceada com a equação de redução balanceada igualando o número de elétrons ganhos e perdidos é possível se escrever a equação de oxirredução total.

Fe → Fe²+ + 2e‾ (equação de oxidação)

Cu²+ + 2e‾ → Cu (equação de redução)

___________________

Fe + Cu²+ → Fe²+ + Cu (equação de oxirredução total)

Utilizando a tabela 1-Potencial padrão de redução e oxidação de algumas espécies, é possível se encontrar o Potencial padrão ou fem das reações de óxido-redução e verificar a sua espontaneidade.

Tabela 1 – Potencial padrão de redução e oxidação de algumas espécies químicas.

O ferro ao perder seus elétrons sofre oxidação, esse processo possui potencial padrão de Oxidação 0,44, positivo e potencial padrão de redução -0,44, negativo.Já o cobre ao ganhar elétrons sofre redução e seu potencial padrão de redução é 0,34, positivo.

Ao se subtrair o potencial padrão de redução pelo potencial padrão de oxidação é possível se encontrar a fem (força eletromotriz) ou potencial padrão da reação (E°).

E° = E°red(processo de redução) – E°red( processo de oxidação)

E° = 0,34 - (-0,44)

E° = + 0,78

Como o valor dado acima é positivo a reação é espontânea.

Ao se mergulhar uma lâmina de cobre em uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4) não é possível à verificação de reação.

Cu(s) + ZnSO4(aq) → CuSO4(aq) + Zn(s)

Considerando as possíveis semi-reações e seus potenciais padrão de redução é possível calcular o potencial padrão desta reação e verificar se ela é ou não espontânea.

Cu → Cu²+ + 2e‾

Zn²+ + 2e‾ → Zn

Ao se calcular potencial padrão desta reação utilizando os valores do potencial padrão de redução do zinco igual a -0,76 e do potencial de redução do cobre igual a + 0,34, verifica-se:

E° = -0,76 - (-0,34)

E° = -0,42

Como o valor do potencial padrão da reação (E°) é negativo a reação não é espontânea, por isso ela não aconteceu nas condições em que foi feita, sem adição de temperatura, eletricidade ou de qualquer outro fator que induzisse a reação.

A energia liberada em uma reação de óxido-redução espontânea pode ser usada para realizar trabalho elétrico. Este é efetuado por uma célula voltaica (ou galvânica), dispositivo no qual a transferência de elétrons ocorre pelo caminho externo ao invés de diretamente entre os reagentes.

Como foi dito anteriormente, ao se colocar um prego (Fe) em contato com uma solução de sulfato de cobre (ΙΙ), os elétrons são transferidos do íon Cu²+ , formando íons Fe²+ e Cu(s) através de uma reação de óxido-redução espontânea.

Ao se montar uma célula voltaica com essa reação, ao invés de se colocar o prego (Fe) diretamente em contato com o sulfato de cobre, coloca-o em contato com o Fe²+ em um compartimento e o Cu em contato com o Cu²+ em outro compartimento.

A transferência de elétrons nesse caso ocorrerá por um circuito externo, ou seja, por um fio conectado ao prego e a uma fita de Cu. A esquematização dessa célula voltaica é mostrada na figura abaixo.

IMAGEM

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