Conceitos de Eletroquimica - Apostilas - Engenharia Quimica, Notas de estudo de Engenharia Química. Universidade Federal de Alagoas (UFAL)
Roberto_880
Roberto_8805 de Março de 2013

Conceitos de Eletroquimica - Apostilas - Engenharia Quimica, Notas de estudo de Engenharia Química. Universidade Federal de Alagoas (UFAL)

PDF (377.5 KB)
13 páginas
1Números de download
1000+Número de visitas
Descrição
Apostilas de engenharia quimica sobre o estudo da determinação da diferença de potencial da pilha, identificando seus pólos negativo e positivo, básico ou ácido.
20pontos
Pontos de download necessários para baixar
este documento
baixar o documento
Pré-visualização3 páginas / 13
Esta é apenas uma pré-visualização
Consulte e baixe o documento completo
Esta é apenas uma pré-visualização
Consulte e baixe o documento completo
Pré-visualização finalizada
Consulte e baixe o documento completo
Esta é apenas uma pré-visualização
Consulte e baixe o documento completo
Esta é apenas uma pré-visualização
Consulte e baixe o documento completo
Pré-visualização finalizada
Consulte e baixe o documento completo

1 – Introdução

Primeiramente podemos conceituar eletroquímica, está consiste em reações de conversão de energia química em elétrica, e o processo contrário. Podemos aplicar o conceito em reações de oxirredução, aplicações das transformações químicas que ocorrem com o envolvimento eletricidade (pilhas e baterias), ideias sobre estrutura da matéria, série de reatividade de metais e impactos ambientais relacionados ao uso de pilhas e baterias.

Com a evolução no estudo das reações químicas, tornou-se essencial o conhecimento da forma de funcionamento destas, neste relatório focaremos na eletroquímica, logo foram realizadas quatro práticas relacionadas a este conceito. Na primeira prática realizada pode-se ver o funcionamento de uma pilha mais apropriada para a ilustração dos processos em laboratório, porém para uso industrial é mais apropriado a utilização de pilhas secas. Na segunda teve-se como foco principal a eletrolise do iodeto de potássio (KI), uma oxirredução não espontânea, ou seja, isto foi produzido a partir da passagem de corrente elétrica. Na terceira, foi feita a eletrólise da água, já na quarta e última prática foi feita uma reação de eletrodeposição.

2 – Objetivos

docsity.com

Para a primeira prática teve-se o objetivo de determinar a diferença de potencial da pilha, esta vem a ser o valor mostrado no multímetro logo que é terminado o preparo desta, identificando seus pólos (negativo e positivo). Na segunda prática, através da eletrolise do iodeto e potássio, devia ser observado seus produtos, e com a ajuda de um identificador de pH, observar o porque de cada pólo estar mais básico, ou mais ácido. Na terceira teve-se como objetivo mostrar pela eletrólise da água o que ocorre neste processo com uma solução de HNO3, nesta e na última citada também era primordial observar a ordem de descarga de cátions e ânions. Na quarta prática, devia-se depositar zinco sobre uma moeda feita de cobre, usando o método da eletrodeposição.

3 – Materiais utilizados

1ª Prática

• 2 beckers

• Tubo em forma de Y

• Solução de CuSO4 (1 mol/L)

• Solução de ZnSO4 (1 mol/L)

• Placa de zinco

• Placa de cobre

• Solução KCL (1 mol/L)

• Multímetro

docsity.com

2 ª Prática

• Solução de KI ( 1mol/L)

• Fenolftaleína

• Eletrodos inertes

• Fonte

• Tubo em formato de U

3 ª Prática

• 2 Buretas

• Solução de HNO3

• Eletrodos inertes

• Fonte

4 ª Prática

• Solução de ZnSO4 (1 mol/L)

docsity.com

• Moedas de cobre

• Eletrodo inerte

• Fonte

4 – Procedimentos

1ª Prática

Foram colocadas as soluções de sulfato de cobre e sulfato de zinco em cada becker, colocou-se a placa de zinco na solução de ZnSO4 e a de cobre na solução de CuSO4. Logo depois se fechou o circuito com o multímetro.

Fez-se uma ponte salina com a solução de cloreto de potássio em um tubo, o qual tinha formato de Y, cada uma de suas pontas foi colocada em um Becker.

2ª Prática

Para que fosse realizada a eletrólise do iodeto de potássio verteu-se certa quantidade deste composto no tubo com formato U, adicionou-se uma quantidade do indicador de pH, a fenolftaleína, e foram ligados eletrodos inertes ao recipiente, foi de extrema importância que estes eletrodos fossem inertes, já que estes caracterizam-se por não participar da reação, ou

docsity.com

seja não fornecem íons para a solução e tampouco reduzem seus próprios íons, assim não há interferências no decorrer da reação.

3ª Prática

Uma solução de HNO3 diluida foi transferida pra 2 buretas. Os eletrodos foram mergulhados e a fonte ligada.

4ª Prática

A eletrodeposição de zinco sobre cobre consiste na decomposição do primeiro material citado sobre uma superfície do segundo citado.

A moeda de cobre foi ligada ao pólo negativo, referente à redução, funcionando como um eletrodo, e no pólo positivo colocou-se um eletrodo inerte

5 – Resultados

1ª Prática

Diferença de potencial de 1,06V.

docsity.com

2 ª Prática

Parte da água que circundava o pólo apresentou coloração rosa e se formaram algumas bolhas, a outra parte dela que circundava o pólo positivo ficou amarelada,

3 ª Prática

A bureta que se encontrava acima do eletrodo correspondente ao pólo negativo se encheu de gás mais rapidamente que a que estava acima do correspondente ao pólo positivo.

4 ª Prática

docsity.com

A moeda de cobre, que antes apresentava coloração acobreada, se tornou cinza.

6 – Discussão

1ª Prática : Pilha de Daniell

Quando o circuito foi fechado com o multímetro nenhuma diferença de potencial foi apresentada, tendo o valor de 0,00 V.

Depois da ponte salina realizada foi apontada uma diferença de potencial de 1,06V. A ponte salina causa o intercâmbio de íons, mantendo a substância neutra. Tem-se o zinco como pólo negativo, já que este sofreu oxidação, já o cobre sofreu redução.

Zn+2\Zn – Oxidação

Zn → Zn+2 + 2e- Eºoxi: 0,763V

Cu+2/Cu – Redução

docsity.com

Cu+2 + 2e- → Cu Eº red: 0,337V

Reação Global

Cu+2 + 2e- → Cu 0,337

Zn → Zn+2 + 2e- 0,763

____________________

Cu+2 + Zn → Cu + Zn+2 ∆E = 1,100V

Nota: Há certa diferença quanto aos potenciais, o teórico e o visto em prática, mas isso se deve à condições externas.

Nota 2: Realizou-se o mesmo experimento, porém os polos da pilha foram invertidos com os do multímetro, indicando uma ddp de mesmo módulo só que negativo: -1,06V.

2 ª Prática : Eletrólise em solução

docsity.com

Tendo sido conectada a fonte aos eletrodos, fechando o circuito, e aumentado a voltagem e adicionando fenolftaleína se pode perceber que no pólo negativo a coloração rosada, e de cor amarelada no pólo negativo, tais como a formação de bolhas.

Os íons se apresentam livres em uma solução aquosa, podendo se dirigir aos pólos correspondentes, íons negativos para o pólo positivo, e positivos para o pólo negativo. Com a ajuda da tabela pode-se perceber que a ordem da descarga dos cátions coloca o hidrogênio à frente do potássio. Logo se conclui o porquê da coloração, quando os íons H+ se dirigiram ao pólo negativo, a concentração de OH- aumentou consideravelmente, deixando o meio básico, ou seja, de coloração rosa. O cátion se reduziu, produzindo gás hidrogênio, o que justifica as bolhas, as quais aparecem no recipiente.

Já no pólo positivo, tanto os ânions I- quanto os de OH- podem migrar para este pólo, porém pela ordem da tabela, o iodo está à frente, logo esse se oxida formando I2, que possui cor amarelada.

Pólo Negativo: Redução – Catodo

K+ + 1e- → K Eºred = - 2,87 V

2H+ + 2e- → H2 Eºred = 0,00 V

Pólo Positivo: Oxidação – Anodo

2I+ → I2 + 2e- Eºoxi = - 0,54 V

2(OH)- → H2O + 1/2O2 + 2e- Eºoxi = - 0,40 V

Reação Global

2H+ + 2e- → H2 Eºred = 0,00 V

2I+ → I2 + 2e- Eºoxi = - 0,54 V

docsity.com

______________________________

2I+ + 2H+ → I2 + H2 ∆E = - 0,54 V

Nota: Como a reação não é espontânea é preciso que se tenha admitir uma voltagem maior ou igual a 0,54 V para que a eletrólise aconteça.

3 ª Prática : Eletrólise da água

No procedimento de eletrólise da água, a solução de HNO3 foi escolhida, já que o NO3 está depois do OH- na ordem de descarga, logo este se oxida, e como o ácido nítrico e a água possuem o mesmo íon H+ , este seria, de qualquer maneira, reduzido. Tendo isto se pode realizar a eletrólise da água sem problema algum.

Pólo Negativo:

2H+ + 2e- → H2 Eºred = 0,00 V

Pólo Positivo:

2(OH)- → H2O + 1/2O2 + 2e- Eºoxi = - 0,40 V

Reação Global:

2H+ + 2(OH)- → H2 + 1/2O2 + H2O ∆E = - 0,40 V

docsity.com

Nota 1: Se tornou necessária uma diferença de potencial maior ou igual à 0,40 por não ser uma reação espontânea.

Nota2: Utilizou-se um ácido já que a água presente no laboratório tratava-se de água destilada, ou seja, pura, e esta não é boa condutora.

Nota 3: Há uma proporção de duas moléculas do ânion H+ para a produção de uma do gás hidrogênio, enquanto há uma de quatro moléculas de OH- para a produção de uma de gás oxigênio, isso comprova teoricamente o fato da bureta que continha gás hidrogênio encher-se mais rápido do que a outra, em teoria seria o dobro, mas por fatores externos e superfície de contato do eletrodo, na prática a bureta que continha gás oxigênio,mesmo demorando mais para preencher-se, não tomou o dobro de tempo.

4 ª Prática: Eletrodeposição

A reação de eletrodeposição do Zinco não é espontânea, logo é preciso uma corrente para que ocorra, por isso foi usado o processo eletrolítico (processo onde exista a passagem de corrente elétrica por uma solução química).

docsity.com

A razão para que a moeda fique no seu respectivo pólo, é que para que haja o banho de zinco é preciso o processo da redução, ou seja assim que se teve o contato da solução de zinco com esta, a coloração desta mudou se tornando cinza. Já no pólo positivo, houve a aparição de bolhas, pois foi realizada a oxidação de OH- produzindo gás oxigênio.

Pólo Negativo – Redução – Catodo

Zn+2 + 2e- → Zn Eºred: - 0,763V

Pólo Positivo – Oxidação – Anodo

2(OH)- → H2O + 1/2O2 + 2e- Eºoxi = - 0,40 V

Reação Global

Zn+2 + 2(OH)- → Zn + H2O + 1/2O2 ∆E = - 1,163 V

Nota: Esta não se trata de uma relação espontânea, logo foi necessária voltagem igual ou maior que – 1,163 V.

7 – Conclusão

Atualmente há cada vez mais uma demanda de energia, esta é crescente, e o uso da energia química é uma alternativa ótima, já que esta é simples, a eletroquímica é uma das mais usadas fontes de energia, sendo esta isolada, como no caso das pilhas, sendo uma evolução, já que não

docsity.com

é preciso uma fonte elétrica na maioria dos processos, e nos quais precisam de uma corrente elétrica, no caso a diferença de potencial possível realizá-los em geral de forma simples, podendo ilustrar claramente os processos estudados neste apêndice da matéria de físico- química.

Pode-se concluir que todos os objetivos relatados foram alcançados com o decorrer da prática, podendo detalhar os processos eletroquímicos, levando ao conhecimento destes que estão presentes no cotidiano, como o funcionamento das pilhas,mas que antes eram tidos como uma dúvida.

docsity.com

comentários (0)
Até o momento nenhum comentário
Seja o primeiro a comentar!
Esta é apenas uma pré-visualização
Consulte e baixe o documento completo
Docsity is not optimized for the browser you're using. In order to have a better experience we suggest you to use Internet Explorer 9+, Chrome, Firefox or Safari! Download Google Chrome