eletroquimica, Notas de estudo de Química

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Univer sidade Feder al do Rio Gr ande do Sul Instituto de Química Ár ea de Educação Química

ELETROQUÍMICA

PARA O ENSINO MÉDIO

Verno Krüger

Cesar Valmor Machado Lopes

Alexandre Rodrigues Soares

UNIVERSIDAE FEDERAL DO RIO GRANDE DO SUL

INSTITUTO DE QUÍMICA

ÁREA DE EDUCAÇÃO QUÍMICA

Série Propostas para o Ensino de

Química

ELETROQUÍMICA PARA O

ENSINO MÉDIO

VERNO KRÜGER

Licenciado em Química - UFRGS Mestre em Educação - UFRGS Assessor Técnico do Centro de Ciências do Rio Grande Do Sul - CECIRS/SE

CESAR VALMOR MACHADO LOPES Licenciado em Química - UFRGS Professor da Rede Privada do RS ALEXANDRE RODRIGES SOARES Licenciado em Química - UFRGS Professor da Rede Pública do RS

SUMÁRIO:

• 1. AS REAÇÕES REDOX.............................................................................
• 2. O QUE É UM CIRCUITO ELÉTRICO......................................................
  • 2.1 Como se dá a condução de corrente elétrica?.............................
• 3. PILHAS...................................................................................................
• REDUÇÃO.................................................................................................. 4. CONSTRUINDO UMA TABELA DE POTENCIAIS-PADRÃO DE
• 5. PILHAS SECAS: UMA ANÁLISE DE SUA COMPOSIÇÃO..................
• 6. PILHAS E BATERIAS COMERCIAIS....................................................
  • 6.1. Introdução...............................................................................
  • 6.2.Principais Pilhas Secas e Baterias em Uso no Brasil..................
  • 6.3. Pilhas Primárias......................................................................
  • 6.4. Pilhas Secundárias ..................................................................
  • 6.5. Outras Baterias .......................................................................
• 7. CORROSÃO...........................................................................................
  • 7.1. Desenvolvimento de Conteúdos ..............................................
  • 7.2. Fundamentação Teórica...........................................................
• 8. BIBLIOGRAFIA......................................................................................

1. AS REAÇÕES REDOX

Analisando alguns elementos químicos presentes em nosso dia-a-dia, podem surgir algumas perguntas: Por que utilizamos fios de cobre e não de chumbo, por exemplo? Por que o ferro enferruja e o aço não? E o alumínio, não enferruja? Por que fazemos panelas de alumínio e não de zinco? Poderemos responder a estas e muitas outras questões sabendo algumas característícas de cada uma das substâncias mencionadas. Observando as perguntas do primeiro parágrafo, quais características destes metais devem ser importantes para analisarmos? Certamente entre estas características poderemos encontrar a facilidade ou não de reagir com outras substâncias. Para verificarmos melhor estas características, propomos o seguinte experimento:

Exper imento Nº1: Os metais reagem no mesmo intervalo de tempo com as mesmas substâncias?

MATERIAL:

• Fe (prego, esponja de aço)
• Zn (invólucro interno de pilhas)
• Mg
• Al (panelas velhas)
• Pb (chumbadas, coberturas de certas garrafas de vinho)
• Cu (fios elétricos)
• Soluções de : Fe3+, Zn2+, Al3+, Pb2+, Cu2+ e HCl (todas 1M)^1
• 7 tubos de ensaio
• 7 pipetas
• 1 estante para tubos

PROCEDIMENTO:

1. Coloque um pequeno pedaço de ferro em cada um dos tubos de ensaio.
2. Adicione a cada tubo, respectivamente, 5ml de soluções de Fe3+, Zn2+, Al3+, Pb2+, Cu2+ e HCl.

(^1) Alguns sais destes metais são insolúveis, por isso recomendamos a utilização de nitratos.

I

Esta perda de dois elétrons pode ser representada assim:

M^0 → M2+ + 2e-

Novamente, como o átomo perdeu elétrons, esta semi-reação é de oxidação. Por outro lado, se um cátion Z1+ recebe um elétron ele volta a ter um mesmo número de elétrons e de prótons, sua carga fica nula (0). Este ganho de um elétron (1e-) pode ser representado assim:

Z1+ + 1e-^ → Z^0

Dizemos que o átomo Z se reduziu, pois ganhou elétrons. A equação acima é chamada de semi-reação de redução. Quando se mergulha o zinco metálico em uma solução de nitrato de cobre II (Cu2+), a reação final corresponde a uma transformação química do zinco metálico em íons zinco (íons de zinco em água) e dos íons cobre em cobre metálico (que é um sólido). Esta reação pode ser representada pela seguinte equação:

Zn^0 + Cu2+^ → Zn2+ + Cu^0

Esta equação é chamada de equação global. Nela só aparecem os íons ou átomos que mudaram o seu número de oxidação (Nox).

ANÁLISE DOS DADOS:

a) Equacione as reações que você verificou terem ocorrido. Justifique. b) Observando a tabela, destaque o metal que menos reagiu e o que mais reagiu. c) Coloque os metais em ordem do que mais reagiu ao que menos reagiu (ou não reagiu). d) Um mesmo metal, mesmo em situações diferentes, sempre perde (ou ganha) elétrons? Por quê?

A ordem que você formulou no item "c", é a chamada fila de reatividade dos metais, que expressa a facilidade com que eles perdem elétrons (OXIDAÇÃO).

O cientista Linus Pauling , por meio de experiências semelhantes às que realizamos, ordenou os elementos de acordo com sua reatividade química.

Cs - Li - Rb - K - Ba - Sr - Ca - Na - Mg - Be - Al - Mn - Zn - Cr - Fe - Cd

• Co - Ni - Sn - Pb - H - Sb - Bi - Cu - Hg - Ag - Pd - Pt - Au^2

Atividades:

1. Quando temos dois elementos desta tabela em contato entre si, como ela pode nos auxiliar a prever o que vai acontecer?

2. Como se dá a transferência de elétrons nas reações que aconteceram no experimento Nº1? De onde surgem?

3. Estas reações que ocorrem com transferências de elétrons são chamadas de reações de oxirredução (REDOX). OXIDAÇÃO (perda de elétrons) e REDUÇÃO (ganho de elétrons) podem acontecer separadamente uma da outra? Justifique.

4. Observando a fila de reatividade, os primeiros elementos se oxidam ou se reduzem mais facilmente frente a elementos do final da fila? Por quê?

5. Baseando-se na fila de reatividade, equacione algumas prováveis reações redox, entre os componentes da mesma:

6. As reações que você observou sempre apresentaram uma espécie se oxidando e outra se reduzindo. Se quiséssemos dividÍ-las em semi-reações de redução e oxidação, como poderíamos fazê-lo? (Não esqueça do fluxo de elétrons).

(^2) A ordem em que aparecem os metais nesta fila de reatividade depende de seu

caráter metálico. Quanto mais reativo for o metal, maior será o seu caráter metálico. O "caráter metálico" na verdade é um conjunto de propriedades baseadas na seguinte idéia: um elemento será tanto mais metálico quanto maior for a sua capacidade de perder elétrons. Esta reatividade está relacionada com as propriedades periódicas, tais como, eletronegatividade e energia de ionização.

J

- KI 0,5M

• FeSO 4 0,5M
• KMnO 4 0,1M
• K 2 Cr 2 O 7 0,1M
• NH 4 SCN 0,05M
• cobre metálico

PROCEDIMENTOS:

1) KI + Cl 2 a. Colocar 2ml da solução de KI em um tubo de ensaio. b. Adicionar 2ml de água de cloro. Observar. c. Escrever a equação da reação. d. Adicionar 2ml de CHCl 3. Observar. e. Qual o agente oxidante? Qual o agente redutor? f. Equacione as semi-reações de oxidação e redução e a reação global.

2) MnO 2 + HCl a. Colocar uma ponta de espátula de MnO 2 em um tubo de ensaio. b. Colocar na boca do tubo um pedaço de papel de filtro embebido em KI. Adicionar com muito cuidado, preferencialmente em capela, cerca de 2ml de HCl conc. Observar e anotar o que acontece no tubo e com o papel. (ATENÇÃO! Não cheire o tubo). Qual gás está sendo liberado? c. A equação desta reação é:

MnO 2 + 4HCl → MnCl 2 + Cl 2 + 2H 2 O

d. Escreva as semi-reações de oxidação e redução. e. Qual a reação global? f. Quem se oxida e quem se reduz? g. Que reação ocorreu na tira de papel? Equacione-a e identifique as substâncias.

3) KMnO 4 + H 2 SO 4 + H 2 O 2 a. Colocar 2ml da solução de KMnO 4 em um tubo de ensaio. b. Adicionar 1ml de H 2 SO 4 3M c. Adicionar 2ml de H 2 O 2. Observar.

d. Reação:

2KMnO 4 + 5H 2 O 2 + 3H 2 SO 4 → K 2 SO 4 + 2MnSO 4 + 8 H 2 O + 5O 2

e. Quem se oxida? Quem se reduz? f. Qual o agente oxidante? E o agente redutor? g. Equacione as semi-reações de oxidação e redução.

4) FeSO 4 + H 2 SO 4 + H 2 O 2 a. Adcionar 2ml da solução de FeSO 4 em um tubo de ensaio. b. Adicionar 1ml da solução de H 2 SO 4 3M. c. Adicionar 2ml de H 2 O 2. Agitar. Observar.

d. Reação:

2FeSO 4 + H 2 SO 4 + H 2 O 2 → Fe 2 (SO 4 ) 3 + 2 H 2 O

e. Quem são os agentes oxidante e redutor? f. Equacione as semi-reações de oxidação e de redução. g. Adicionar neste tubo algumas gotas de NH 4 SCN. Observar.^3 h. Reação:

Fe3+ + 6NH 4 SCN → Fe(SCN) 6 3- + 6NH 4 +

5) Cu + H 2 SO 4 a. Colocar 2ml de H 2 SO 4 conc. (CUIDADO!) em um tubo de ensaio. b. Adicionar um pouco de cobre. Aquecer por alguns minutos. Observar a coloração da solução. Colocar na boca do tubo, um pedaço de papel tornassol azul, umedecido. Verifique o que ocorre. c. Reação:

Cu + 2H 2 SO 4 → CuSO 4 + 2H 2 O + SO 2

(^3) Esta é uma reação de identificação do Fe3+.

Atividades

1. O que você espera que aconteça quando se mergulha um prego numa solução de cobre? Por quê?

2. O que você espera que aconteça quando se mergulha um fio de cobre numa solução de Fe3+? Por quê?

3. Usando a fila de reatividade, complete abaixo as reações que devem ocorrer. a.Fe2+ + Ni^0 → b.Na+ + Fe^0 → c.Cu2+ + Sn^0 → d.Cu2+ + Ag^0 → e.Cr^0 + Fe3+→

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2. O QUE É UM CIRCUITO ELÉTRICO?

Circuito elétrico é o caminho seguido por uma corrente elétrica. Na Figura 1 temos um circuito fechado, ou seja, há passagem de corrente elétrica pelo circuito, e sabemos disso porque a lâmpada está acesa.

Figur a 1: Passagem de corrente elétrica em um circuito fechado

Podemos interromper a corrente do circuito abrindo o interruptor. Quando o circuito está interrompido em qualquer ponto, não há passagem de corrente elétrica e dizemos que o circuito está aberto. Como não há passagem de corrente elétrica, a lâmpada fica apagada.

Figur a 2: Não há passagem de corrente em um circuito aberto

Em termos práticos, fechar o circuito significa "ligar", e abrir significa "desligar". Para isto é que servem os interruptores colocados nas paredes das

Figur a 3: Condução de corrente elétrica em agregados iônicos

3. PILHAS...................................................................................................

Quando mergulhamos uma placa de zinco em uma solução de cobre há transferência de elétrons do zinco para o cátion cobre. Mas como aproveitar esta transferência de elétrons para gerar eletricidade? O problema é que os elétrons são transferidos diretamente dos átomos de zinco para os cátions cobre. Para que houvesse aproveitamento de eletricidade, os elétrons liberados pelo zinco deveriam passar por um circuito externo (uma lâmpada, por exemplo) antes de chegar ao cátion cobre. Como poderíamos solucionar este problema? Em 1836, Daniell construiu um dispositivo (mais tarde chamado pilha), que permitia aproveitar este fluxo de elétrons, interligando eletrodos que eram sistemas constituídos por um metal imerso em uma solução de seus íons. Vejamos, por exemplo, como seria um eletrodo feito de zinco:

O eletrodo de zinco é um sistema constituído por uma placa de zinco metálico, mergulhada em uma solução que contém cátions zinco (Zn2+), obtida pela dissolução de um de seus sais, por exemplo, ZnSO 4 , em água.

Figur a 4: Eletrodo de zinco

Nesse eletrodo ocorre o seguinte: o zinco metálico da placa doa 2 elétrons para o cátion zinco da solução e se transforma em Zn2+.

Zn^0 → 2e- + Zn2+

O cátion zinco que estava em solução recebe os 2 elétrons doados pelo zinco metálico e se transforma em zinco metálico.

Zn2+ + 2e- → Zn^0

Figur a 6: Passagem de corrente em soluções iônicas

a. Na placa de zinco: Quando o circuito é fechado, começa o processo de OXIDAÇÃO (perda de elétrons) dos átomos de zinco que constituem a placa. Cada átomo superficial de zinco perde 2 elétrons e se transforma em Zn2+ (veja as Figuras 07 e 08). Os elétrons sobem pela lâmina e passam para lâmina de cobre através do fio condutor. Os cátions zinco (Zn2+) formados se dissolvem aumentando a concentração desses íons na solução.

Figur a 7: Não há oxidação Figur a 8: Há oxidação Após certo tempo de funcionamento, o eletrodo de zinco terá o aspecto abaixo:

Figur a 9: Eletrodo de zinco, com o circuito já fechado

b. Na placa de cobr e: No eletrodo de cobre ocorre o processo de redução (ganho de elétrons). Na placa de cobre, imersa numa solução de Cu2+, estão chegando os elétrons liberados na oxidação do zinco. O que acontece com estes elétrons? Quando estes elétrons chegam até a superfície da lâmina de cobre, cada cátion Cu2+ que se aproxima dessa lâmina recebe dois elétrons se transformando em cobre metálico:

Cu2+ + 2e-^ → Cu^0

Em conseqüência, o cobre metálico (Cu^0 ) que se forma, se deposita na lâmina. Após certo tempo de funcionamento, o eletrodo de cobre fica com o aspecto indicado na Figura 12.