relatorio eletroquimica

relatorio eletroquimica

UFJF – Universidade federal de Juiz de fora

Curso Licenciatura em Química

Pólo Sete Lagoas

ELETROQUÍMICA

Sete Lagoas / 2009.

ELETROQUÍMICA

1 INTRODUÇÃO

A eletroquímica é o ramo da química relativa ao estudo dos aspectos eletrônicos e elétricos das reações químicas.

A eletroquímica abrange todos os processos químicos que envolvem transferência de elétrons. Quando um processo químico ocorre, produzindo transferência de elétrons, é chamado de pilha ou bateria, mas quando o processo químico é provocado por uma corrente elétrica (variação da quantidade de elétrons no temo), este processo é denominado de eletrólise. Logo, pilha e bateria são processos químicos que ocorrem espontaneamente e gera corrente elétrica, já eletrólise é um processo químico (reação química) que ocorre de forma não espontânea, ou seja, ocorre na presença de uma corrente elétrica.

A primeira pilha foi criada em 1800, por Alessandro Volta, que utilizava discos de cobre e zinco, separados por algodão embebido em solução salina. Os discos foram chamados de eletrodos, sendo que os elétrons saiam do zinco para o cobre, fazendo uma pequena corrente fluir. Em 1836, John Frederick Daniell construiu uma pilha com eletrodos de cobre e zinco, mas cada eletrodo ficava em uma cela individual, o que aumentava a eficiência da pilha, pois ela possuía um tubo que ligava as duas cubas, este tubo foi chamado de ponte salina. Esta pilha ficou conhecida como pilha de Daniell.

2 OBJETIVO

  1. Compreender os conceitos de uma reação de oxirredução e as semi-reações de redução e oxidação delas definidas;

  2. Determinar o potencial de uma reação eletroquímica. Prever o caráter espontâneo ou não de uma reação eletroquímica pelo seu potencial eletroquímico;

  3. Diferenciar uma célula eletroquímica de um dispositivo de eletrólise;

  4. Descrever e construir uma pilha simples de Daniell; montar e operar um dispositivo de eletrólise simples.

3 MATERIAIS E REAGENTES

  • Fontes de energia

  • Eletrodos de grafite

  • Eletrodos de core

  • Eletrodos de zinco

  • Béquer de50 ml

  • Garra

  • Condutores metálicos (fios de cobre)

  • Terminais para condutores

  • Tubo em U para ponte salina

  • Tubo em U para eletrólise

  • Palha e aço

  • Suporte de ferro

  • Pipetas graduadas de 10ml

  • Multímetros

  • Caneta hidrocolor

  • Lá de aço

  • Soluções aquosas de: KI 0,5 mol/L

  • Alcoólica de fenolftaleína

  • Solução de ZnSO4 1 mol /L

  • Soluçais de Cu SO4 1 mol/L

  • Solução saturada de KCl

  • Prego

  • Lâminas metálicas de cobre e Zico.

4 PROCEDIMENTOS

4.1 Experimento 1: Tabela de potencial de redução e o caráter espontâneo de uma reação de oxirredução.

Adicionou-se em um tubo de ensaio solução de cobre (II). Mergulhou-se nessa solução um prego, previamente limpo com lã de aço. Observaram-se as condições iniciais da reação e anotou-se alguma evidencia de transformação.

Em seguida, colocou-se em um béquer a solução de Zn (II) e em seguida mergulhou-se um placa de cobre. Observou-se e anotaram-se os resultados.

4.2 Experimento 2: Pilhas Eletroquímicas

Pilhas eletroquímicas são sistemas que produzem corrente contínuas e baseiam-se nas diferentes tendências para ceder e receber elétrons das espécies químicas. Pilha de Daniell é constituída de uma placa de Zinco (Zn) em uma solução de ZnSO4 e uma placa de Cobre (Cu) em uma solução de CuSO4. As duas soluções são ligadas por uma ponte salina.

Montagem da pilha de cobre e zinco (Pilha de Daniell)

Colocou-se em um béquer 25 ml de solução de cobre (II) e, em outro, 25 ml de solução de sulfato de zinco (II). Encheu-se o tubo em U com solução saturada de KCl e, em seguida, colocou-se um chumaço de algodão nas extremidades do tubo (esse procedimento é necessário para preparação da ponte salina).

Fechou-se o circuito intercalando um voltímetro entre os eletrodos. Ligou-se o eletrodo de zinco ao terminal negativo, e o eletrodo de cobre ao terminal positivo do voltímetro.

4.3 Experimento 3: ELETRÓLISE

Eletrólise é um processo não-espontâneo de descarga de íons, no qual, à custa de energia elétrica, se faz o cátion receber elétrons e o anion doar elétrons, de modo que ambos fiquem com carga elétrica zero e com energia química acumulada.

Para efetuar o processo de eletrólise, é necessário que haja íons livres no sistema, o que só pode ser conseguido de duas maneiras:

-Pela fusão (passagem para a fase liquida) de uma substancia iônica;

-Pela dissociação ou pela ionização de certas substancias em meio aquoso.

Logo, a eletrólise é feita em uma dessas condições.

Trata-se de um processo muito importante porque permite obter uma serie de substancias que não são encontradas na natureza, como cloro, iodo, soda caustica e outras, utilizadas como matéria-prima em vários ramos da indústria, de medicamentos a alimentos, de produtos têxteis à derivados de petróleo.

Montagem simples para um experimento de eletrólise de substâncias em solução:

Colou-se no tubo em U a solução KI 0,5 mol -1ate enchê-lo quase completamente.

Fez-se a ligação entre os pólos da fonte e os eletrodos de carbono (grafite) imersos em um tubo U.

Ligou-se a fonte de energia e deixe que a eletrólise se processe por 2 a 3 minutos.

Observou-se e anotaram-se as transformações que ocorreram no cátodo e no ânodo.

Em seguida foi feita a identificação e caracterização dos produtos da eletrólise. Para isso, seguiram-se os passos abaixo indicados:

1-Retirou-se, com auxilio de pipetas, aproximadamente 2 ml das soluções dos dois ramos do tubo U . Colocou-as em dois tubos de ensaio diferentes. Com auxilio de uma caneta hidrocor, fez-se as devidas identificações das soluções coletadas do catodo (C) e anodo (A).

2-Adicionou-se, então uma gota de solução de fenolftaleína alcoólica 1% ás soluções coletadas nos dois tubos de ensaio.

3-Adicionou-se uma gota de dispersão de amido nos dois tubos ensaio. Observou-se cuidadosamente e anotou-se o resultado.

5 RESULTADOS E DISCUSSÃO

5.1 Experimento 1 :

No experimento 1, observa-se que ocorreu reação da solução com o prego. Tal efeito é notado pela mudança na coloração do prego que era cinza e passou a ficar marrom, causado pela mudança do cobre passando da forma iônica para a forma metálica e depositando-se sobre o prego.

A equação química que descreve a reação química acima:

CuSO4 (aq) + Fe (s) Cu(s) + FeSO4(aq)

Potencial eletroquímico:

Cu+² + 2e- Cu0 (s) E = +0,34 Volts

Fe+ ² +2e- Fe0 (s) E = -0,44 Volts

Cu+² + 2e- Cu0 (s) E = +0,34 Volts

Fe0 (s) Fe+ ² + 2e E = +0,44 Volts

CuSO4 (aq) + Fe (s) Cu(s) + FeSO4(aq) E = + 0,78 Volts

A reação é espontânea, pois o potencial eletroquímico é positivo.

5.2 Experimento 1:

Nesse caso, não houve reação, devido ao zinco estar na sua forma metálica. Logo, a reação não é espontânea.

Potencial eletroquímico:

Cu0 (s) Cu+² + 2e- E = - 0,34 Volts

Zn+² + 2e- Zn0 E = -0,76 Volts

E = - 1,10 Volts

5.3 Experimento 2:

Os elétrons circulam do eletrodo de maior potencial de oxidação para o de menor potencial de oxidação. No caso da pilha de Daniell os elétrons vão do zinco para o cobre.

Catodo – placa de menor potencial de oxidação – Cu. Onde ocorre redução.Anodo – placa de maior potencial de oxidação – Zn. Onde ocorre oxidação. Semi-reações e reação global:

Zn(s)  Zn2+(aq) + 2 e- Eº = +,076 v

Cu2+(aq) + 2 e-  Cu(s) Eº = +0,34 v

.

Zn(s) + Cu2+(aq)  Cu(s) + Zn2+(aq) Eº = +1,10 v

O valor experimental lido com o multímetro da diferença de potencial coincidiu com o valor teórico calculado a cima, ou seja, 1,10 v.

Cada átomo de Zn que manda dois elétrons para o circuito externo sai da placa e passa para a solução na forma de Zn2+, provocando a corrosão da placa e fazendo a solução ficar mais concentrada de íons zinco. Isso tenda a fazer com que essa solução fique com excesso de cargas positivas. Simultaneamente, a outra solução fica menos concentrada em íons Cu2+ e tende a ter acumulo de cargas negativas. Portanto, a ponte salina serve para evitar o acumulo de cargas elétricas nas soluções, permitindo que a pilha continue funcionando.

5.4 Experimento 3:

A eletrólise do KI em meio aquoso pode ser representada por:

KI (aq) = K+ I- H+ OH-

2I-  I2 + 2é, catodo-oxida, ficou amarelo

Não houve deposição no metal.

2H+ + e-  H2, anodo-reduz, ficou rosado

Houve liberação de gás.

2I-  I2 + 2é Eº = -0,54 v

2H+ + 2é  H2 Eº = 0 v

.2H+(aq)+ 2I (aq)  H2(g) + I2(s) Eº = -0,54 v

A reação não é termodinamicamente espontânea.

Ao adicionar uma gota de solução de fenolftaleína alcoólica, observou-se que o cátodo que era a solução amarela turvou levemente. E no anodo que inicialmente a solução era rosada ficou vermelha, isso aconteceu devido à solução ser básica.

Adicionando a dispersão de amido, no cátodo a reação ficou mais esverdeada, pois o amido mudou de cor na presença do iodo.

6 CONCLUSÃO

De acordo com os experimentos executados, conclui-se que a espontaneidade das reações depende de alguns fatores para ocorrer, como a transferência de elétrons entre os agentes redutores e oxidantes.

REFERÊNCIAS

Comentários