Relatório Experimento 9- Eletroquimica

Relatório Experimento 9- Eletroquimica

(Parte 2 de 2)

Para uma célula voltaica funcionar, as soluções nas duas semicélulas, nos dois compartimentos, devem estar eletricamente neutras. Para esse propósito usa-se uma ponte salina, que consiste em um tubo na forma de U contendo uma solução de um eletrólito, cujos íons não reajam com outros íons na célula ou com o material dos eletrodos (dois metais sólidos conectados pelo circuito externo). Esta ponte tem as extremidades obstruídas com chumaços de algodão para impedir arrastamento mecânico.

Conforme a oxidação e a redução ocorrem, os ânions migram no sentido do anodo (eletrodo em que ocorre a oxidação), e os cátions migram pro cátodo (eletrodo em que ocorre a redução).

Ao se colocar uma placa de zinco em uma solução de sulfato de cobre, aparecerá sobre a superfície uma película do cobre metálico e poderá se detectar a presença do íon zinco na solução. A reação química que ocorre é expressa por:

Zn(s) + CuSO4(aq) → ZnSO4(aq) + Cu(s)

Neste caso, o zinco metálico doa elétrons aos íons de cobre (ΙΙ). O zinco (Zn) oxida-se a Zn²+, 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.

Zn → Zn²+ + 2e‾ Anodo (semi-reação de oxidação)

Cu²+ + 2e‾ → Cu Catodo (semi-reação de redução)

___________________

Zn + Cu²+ → Zn²+ + Cu Equação de oxirredução total

Ao se montar uma célula voltaica com essa reação, ao invés de se colocar o zinco (Zn) diretamente em contato com o sulfato de cobre, coloca-o em contato com o Zn²+ em um compartimento e o Cu em contato com o Cu²+ em outro compartimento.

A transferência de elétrons nesse caso ocorrerá por um fio conectado a fita de zinco e a fita de cobre. A ponte salina contendo a solução de KCl deverá ser construída para que as soluções permaneçam neutras, como já foi dito anteriormente. O voltímetro interligado entre os eletrodos tem como finalidade medir a fem (força eletromotriz da célula).

A fem observada nas condições padrão foi de 1,08 V, no entanto ao se realizar o calculo teórico da fem utilizando os valores dos potenciais padrão de redução de cada semi-reação dados pela tabela 1, obtem-se:

E°cel = Eºred(catodo) – E°red(anodo)

E°cel = 0,34 - (-0,76)

E°cel = 1,10 V

O valor da fem calculada não é igual ao valor da fem medida experimentalmente. Essa diferença de valores provavelmente aconteceu devido à saída do chumaço de algodão de uma das extremidades do tubo em U da ponte salina. Com a saída do chumaço a solução contida no béquer deixou de estar eletricamente neutra, influenciando assim na fem da célula.

Ao se colocar dois eletrodos de grafite ligados aos pólos de uma fonte de energia em contato com uma solução de KI, verifica-se a formação de bolhas no pólo negativo, ou seja, no catodo e uma mudança de coloração de incolor para amarela no pólo positivo, ou seja, no anodo.

Analisando as semi-reações verifica-se que o iodo (I‾) oxida-se a Iº e que o hidrogênio (H+) é reduzido a H°.

2I‾(aq) → I2°(aq)+ 2e‾ Anodo (semi-reação de oxidação)

2H2O(l) + 2e‾ → H2°(g) + 2OH‾ Catodo (semi-reação de redução)

__________________________________

2I‾(aq) + 2H2O(l) → H2(g) + I2°(aq) + 2OH‾(aq) Equação de óxido-redução total

Assim, observando as semi-reações, verifica-se a formação de gás hidrogênio no anodo, o que explica a formação de bolhas, e a formação de iodo no catodo, o que explica a mudança de coloração para amarelo.

Ao se adicionar uma gota de fenolftaleína a uma pequena quantidade da solução do anodo, verifica-se uma mudança de coloração de incolor para rosa, isto porque a solução se encontra em meio básico devido à formação dos íons de hidroxila.

Já ao se adicionar amido na mesma solução não foi possível à verificação de nenhuma alteração. Como o amido é um identificador de iodo em soluções e o iodo não estava presente no anodo não foi possível observar qualquer alteração.

Ao se adicionar fenolftaleína à solução amarela contida no catodo não se observou nenhuma alteração, isso porque a solução não se encontrava nem em meio ácido nem em meio básico.

Já ao se adicionar amido a mesma solução verificou-se uma mudança de coloração de amarela para azul muito escuro, quase preto, isto porque a solução continha iodo e o amido serve como seu identificador em soluções.

Ao se calcular o valor do Potencial padrão da reação ou fem utilizando os valores do potencial padrão de redução das semi-reações dados na tabela1, obtem-se:

E°cel = Eºred(catodo) – E°red(anodo)

E°cel = - 0,83 - 0,54

E°cel = - 1,37 V

Esse potencial nos mostra que essa reação não é espontânea e que, portanto foi necessário a utilização de uma fonte externa de energia, nesse caso a energia elétrica, para que se forçasse a transferência de elétrons. Portanto, nesta situação aconteceu a eletrólise do iodeto de potássio.

Conclusão

A partir do experimento foi possível, por meio das várias etapas, observar e compreender os conceitos de espontaneidade de reações de óxido-redução, células voltaicas e eletrólise.

Na parte A do experimento, foi possível notar após mergulhar o prego na solução de sulfato de cobre, que a superfície do prego foi revestida por uma camada avermelhada, característica do metal cobre. Este fenômeno está ligado ao fato , de o ferro (Fe) ter oxidado a Fe²+, ou seja, ele perdeu dois elétrons, e o cobre Cu²+ é reduzido a Cu, ou seja, ganhou dois elétrons. Além disso, foi possível comprovar teoricamente que a reação ocorreu espontaneamente, para isso, utilizou-se os valores de potencial padrão de oxidação do Fe e os valores de potencial padrão de redução do Cu, e calculou-se o potencial padrão da reação (E°). Desta forma, encontrou-se E° = + 0,78. Como o valor encontrado para o potencial padrão para esta reação possui sinal positivo, a reação ocorreria de forma espontânea.

Por outro lado, após mergulhar o prego na solução de sulfato de zinco, não foi possível observar nenhuma evidência de reação, o que significa que e reação ocorreu de forma não espontânea. Neste caso, teoricamente o potencial padrão da reação (E°) deverá ser negativo. Assim, utilizou-se os valores de potencial padrão de oxidação do Fe e os valores de potencial padrão de redução do Zn, e calculou-se o potencial padrão da reação (E°). Encontrou-se E° = -0,42, como o valor do potencial padrão da reação encontrado foi negativo, foi possível comprovar teoricamente que a reação ocorreu de forma não espontânea.

Na parte B do experimento foi realizada a montagem da pilha de cobre e zinco. Para a pilha funcionar, as soluções nas duas semicélulas, deveriam estar eletricamente neutras, assim utilizou-se uma ponte salina, contendo uma solução do eletrólito KCl, cujas as extremidades foram obstruídas com chumaços de algodão. Por meio do voltímetro interligado entre os eletrodos, mediu-se a força eletromotriz da célula (fem), encontrou-se o valor de 1,08 V. Além disso, foi possível calcular a fem teórica para a reação, para isso, utilizou-se os valores dos potenciais padrão de redução de cada semi-reação e obteve-se: E°cel = 1,10 V. A diferença entre o valor teórico e o valor experimental provavelmente esta ligada ao fato da saída do chumaço de algodão de uma das extremidades do tubo em U da ponte salina durante o experimento. Com a saída do chumaço, a solução contida no béquer deixou de estar eletricamente neutra, o que resultou na diferença entre os valores experimental e teórico.

Na parte C do experimento foi possível observar após colocar dois eletrodos de grafite ligados aos pólos de uma fonte de energia e em contato com a solução de KI, a formação de bolhas no catodo e uma mudança de coloração de incolor para amarela no anodo. Por meio das semireações, verificou-se a formação de gás hidrogênio no anodo, o que explica a formação de bolhas, e a formação de iodo no catodo, o qual possui coloração característica amarela.

Nos testes realizados coma soluções retiradas da extremidade do anodo, foi possível observar, após adicionar uma gota de fenolftaleína a uma pequena quantidade da solução, uma mudança de coloração de incolor para rosa, pois, a solução encontrava se em meio básico, devido à formação dos íons de hidroxila. Quando se adicionou amido na mesma solução não foi verificada nenhuma alteração, pois o amido e utilizado como um identificador de iodo em soluções, desta forma, como o iodo não estava presente no anodo não foi possível observar qualquer alteração na coloração.

Nos testes realizados coma soluções retiradas da extremidade do catodo, após adicionar uma gota de fenolftaleína catodo à solução não foi observada nenhuma alteração, pois a solução não se encontrava nem em meio ácido nem em meio básico. Quando se adicionou amido na mesma solução verificou-se uma mudança de coloração de amarela para azul escuro, o que significa que havia iodo presente na solução.

Como foi realizada uma eletrólise, ou seja, quando o processo químico ocorre de forma não espontânea, o valor do potencial padrão da reação deverá ser negativo. Assim, para comprovar esta teoria utilizou-se os valores de potencial padrão de oxidação e redução para as semireações e calculou-se o potencial padrão da reação (E°). Encontrou-se E° = -1,37 V, como o valor do potencial padrão da reação encontrado foi negativo, foi possível comprovar teoricamente que a reação ocorreu de forma não espontânea.

Questionário

1-As baterias são células eletroquímicas ou uma série de células que geram corrente elétrica. Quais são os dois tipos de baterias?Exemplifique.

Baterias primárias e secundárias. As primárias são aquelas cujo a energia química é simplesmente guardada. Nestas baterias os produtos de oxidação estão disponíveis para misturarem-se aos produtos da reação, por causa dessa mistura a bateria não pode ser recarregada. Ex: bateria alcalina.

As secundárias são construídas de forma que os produtos de óxido-redução permaneçam separados durante a reação de descarga. Estas podem ser recarregadas. Ex: bateria de chumbo.

2- A corrosão é a degradação química de metais com o ambiente, mais especificamente, a reação com o O2 do ar, formando óxidos. A prevenção deste processo pode ser realizada por revestimentos ou proteção catódica. Discuta estes dois processos.

O processo de revestimentos consiste em esconder a peça do que lhe causa corrosão. E este processo pode ser feitos de três formas :

Eletrodeposição – A peça a ser protegida funciona como catodo numa cuba eletrolítica, onde a solução contém um sal do metal a ser usado como revestimento (além de outras substâncias para melhorar os aspecto e a condutividade da solução), podendo o ânodo ser feito do metal que irá revestir o catodo. Tal processo também é chamado de Galvanoplastia.

Galvanização – Consiste em recobrir uma superfície metálica com um banho de metal fundido (como zinco a 460–480ºC), por um período de 2 a 3 minutos. Após a galvanização, pega-se os poros com uma tinta rica em zinco.

Anodização – O alumínio possui grande resistência à corrosão devido à camada de óxido de alumínio que se forma em presença de oxigênio. Como tal camada é isolante e impermeável, o processo de oxidação estaciona e não avança até que esta película seja removida.

Já o processo baseado em proteção catódica pode ser feito de duas formas:

Galvânica – A estrutura a ser protegia é ligada a diversos eletrodos com potencial de oxidação maior do que o metal que constitui a estrutura. Estes eletrodos são chamados “Eletrodos de sacrifício”, já que são eles quem irão sofrer os efeitos da corrosão (para o caso de estruturas de ferro, emprega-se eletrodos de zinco).

Corrente impressa - Uma fonte de corrente contínua tem seu polo negativo (anodo) ligado a um eletrodo inerte (como grafite, por exemplo). Sendo inerte, o ânodo não sofreria ataques corrosivos, ficando livre da troca periódica.

Bibliografia

1- Schiavon, M.A.; Santos, J.M.S; Mano, V.Química Geral Experimental I, São João Del Rei, 2005.

2- Brown, T.L.; Lemay, H.E.; Bursten, B.E. Burdge, J.R Química: A ciência central, 9ª Ed., Pearson Prentice Hall, São Paulo, 2005

3- Atkins, P.; Jones, L. Princípios de Química: Questionado a vida moderna e o meio ambiente. 3ª Ed., Bookman, Porto Alegre, 2006

4- Kortz, Jonh C.; Treichel, Jr., Paul M. Química Geral e Reações Químicas, v. 2 , 5ª Ed., Cengage Learning, São Paulo, 2009

5- Química Nova, vol.29 nº.4, São Paulo Julho/Agosto, 2006.

6- www.fisica.net/quimica/resumo23.htm (Acesso em 3 dez. 2010)

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