Eletroquímica, Provas de Química

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Eletroquímica

Disciplina: Físico-química

Professor: Felipe Ketzer

Karina Wegermann

Sabrina Kunz Müller

Panambi, novembro de 2014

Sumário

• 1 INTRODUÇÃO
• 2 REVISÃO BIBLIOGRÁFICA
• 2.1 Avaliação da condutividade
• 2.2 Pilha de zinco e cobre (Pilha de Daniell)
• 3 PROCEDIMENTOS
• 3.1 Avaliação de condutividade
• 3.1.1 Avaliação da condutividade da água deionizada
• 3.1.2 Avaliação da condutividade de uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) 1 molar
• 3.1.3 Avaliação da condutividade de uma solução de ácido clorídrico (HCl) 1 molar
• 3.2 Avaliação de uma eletrólise
• 3.3 Eletrólise do Iodeto de Potássio
• 3.4 Pilha de batata
• 3.5 Pilha de limão
• 3.6 Pilha de zinco e cobre envolto por papel higiênico e vinagre
• 3.7 Pilha de zinco e cobre (moeda) envolto por papel higiênico e vinagre
• 4 RESULTADOS E DISCUSSÕES
• 4.1 Avaliação da condutividade com água deionizada..................................................................
• 4.2 Avaliação da condutividade com NaOH 1M
• 4.3 Avaliação da condutividade com HCl 1M
• 4.4 Avaliação da eletrólise
• 4.5 Avaliação da eletrólise do iodeto de potássio
• 4.6 Pilha de batata
• 4.7 Pilha de limão
• 4.8 Pilha de zinco e cobre envolto por papel higiênico e vinagre
• 5 CONCLUSÃO
• 6 REFERÊNCIAS

2 REVISÃO BIBLIOGRÁFICA

2.1 Avaliação da condutividade Para sabermos se a solução a ser estudada conduz eletricidade, devemos saber se ela é uma solução iônica. Pois se a solução em questão for iônica, ela ira conduzir corrente elétrica, mas se for uma solução molecular ela não conduzira.

A solução iônica conduz corrente elétrica por causa da presença de íons. Esses íons que possuem carga positiva (cátions) e negativa (ânions) fecham o circuito elétrico conduzindo a corrente.

A solução molecular não conduz corrente elétrica, pois as moléculas que sofrem dissociação não formam íons. As moléculas apenas se separam não contendo nenhuma carga, por isso não irá conduzir corrente elétrica.

2.2 Pilha de zinco e cobre (Pilha de Daniell) Pilhas são sistemas em que a energia química transforma-se em energia elétrica espontaneamente, ou seja, é um processo que quando, uma vez iniciado, ocorre naturalmente. As pilhas são compostas por dois eletrodos:

Cátodo: é o polo positivo, nele vai ocorrer a redução, pois ele recebe elétrons.

Ânodo: é o polo negativo, nele vai correr a oxidação, pois ele emite elétrons.

A pilha de Daniell é um experimento clássico que mostra os fenômenos elétricos de uma reação de oxirredução. Foi criada por John Frederic Daniell em 1836 e logo foi incorporada pelo sistema britânico e americano nos telégrafos.

A pilha de Daniell é constituída de um eletrodo de zinco metálico embebido em uma solução de sulfato de zinco (ZnSO 4 ), e um eletrodo de cobre metálico embebido em uma solução de sulfato cúprico (CuSO 4 ) interligadas por uma ponte salina, um tubo geralmente composto por KCl, para que os íons possam escoar de uma semicela para outra, sem que as soluções se misturem. Os dois eletrodos serão ligados a um voltímetro, por meio de fios, para que se possa detectar a corrente elétrica gerada pela pilha.

Conforme a imagem abaixo, o zinco metálico se soltará da placa, tornando-se Zn2+ e deixando dois elétrons na solução, esses elétrons, através do fio condutor, irão para o eletrodo de cobre e como o cobre tem maior potencial de redução, o Cu2+^ vai capturar esses elétrons e se tornará cobre metálico, depositando-se sobre a placa e aumentando sua massa.

Pilha de zinco cobre

Em cada eletrodo acontecerá uma reação, no cátodo (polo positivo) a reação será de redução, ou seja, o cátodo receberá elétrons. No ânodo (polo negativo) ocorrerá a oxidação, ou seja, ele emitirá elétrons. Ocorrerá, assim, a reação de oxirredução:

Ânodo : Zn Zn2+^ + 2e-

Cátodo : Cu2+^ + 2e-^ Cu

Reação global : Zn + Cu2+^ Zn2+^ + Cu

Assim, com o aumento de Zn2+, a solução de sulfato de zinco terá sua concentração aumentada, já com a perda de íons Cu2+, a solução de sulfato de cobre terá sua concentração diminuída.

Como cada elemento tem seu potencial de redução, podemos calcular a diferença de potencial gerada pela pilha, com a seguinte fórmula:

∆E = E red – E red

∆E = (cátodo) – (ânodo)

3.1.3 Avaliação da condutividade de uma solução de ácido clorídrico (HCl) 1 molar No béquer foi colocado uma solução de ácido clorídrico 1M e imediatamente após ter sido colocado os fios de cobre, a lâmpada se acendeu e foi se apagando gradativamente. O porquê isso acontece vai ser explicado nos resultados e discussões.

3.2 Avaliação de uma eletrólise

Materiais:

 Vidro de conserva  Haste de carbono grafite  NaOH aproximadamente 0,1 M  Mangueira  Béquer  H 2 O  Detergente  Fonte de corrente contínua

O vidro de conserva serviu como uma cuba eletrolítica improvisada, as hastes de carbono foram coladas na tampa para que o gás formado só saísse pela mangueira, e não escapasse para o ambiente. Dentro do vidro foi colocado uma solução de hidróxido de sódio de aproximadamente 1 molar. As hastes de carbono servem como condutores inertes quando os fios de cobres são presos a elas. O outro lado da mangueira presa na tampa ficava dentro de um béquer com água e detergente.

O gás hidrogênio, produto da eletrólise, passou pela mangueira e chegou ao outro béquer com detergente formando bolhas.

Avaliação de eletrólise

3.3 Eletrólise do Iodeto de Potássio

Materiais:

 Vidro de conserva  2 Hastes de carbono grafite  Fenolftaleína  KI aproximadamente 1M  H 2 O

O vidro de conserva com as hastes de carbono grafite colada serviu novamente como uma cuba eletrolítica improvisada. Dentro do vidro foi adicionada certa quantidade de iodeto de potássio, água e também algumas gotas de fenolftaleína, a solução foi misturada e ficou incolor, após foi tampada. Depois do vidro de conserva se fechado foi colocado uma corrente elétrica nas hastes de carbono. O ânodo (positivo) ficou com a coloração amarelada e o Cátodo (negativo) ficou com a coloração rosada.

Eletrólise de Iodeto de Potássio

3.4 Pilha de batata Materiais:

 Batatas  Voltímetro  Placa de cobre  Placa de zinco  Fios elétricos  Palha de aço

Primeiramente as placas de zinco e cobre foram limpas com uma palha de aço. Depois as placas foram inseridas na batata e os fios elétricos foram conectados nas placas juntamente com um voltímetro. O voltímetro é responsável por marcar a voltagem da corrente elétrica, e quando uma lâmpada é colocada na ponta ela acenderá.

4 RESULTADOS E DISCUSSÕES

4.1 Avaliação da condutividade com água deionizada A água destilada é purificada e não contem nenhum tipo de impureza, ou seja, ela vai ser incapaz de conduzir eletricidade, pois as moléculas de água não tem carga e não podem trocar os elétrons. Sem troca de elétrons não teremos condução de eletricidade.

4.2 Avaliação da condutividade com NaOH 1M O NaOH sólido não conduz corrente elétrica, pois seus íons não estão livre para se movimentar. Já quando o NaOH estiver dissolvido em água, ele vai sofrer dissociação iônica, ou seja ele vai formar íons Na+ e OH-. Através da dissociação iônica do NaOH os íons livres passam a se movimentar e desta forma conduzir corrente elétrica.

Presentes na solução estão:

Íons positivos: Na+^ e H+

Íons negativos: OH-

Como o H+^ reagem mais que o Na, o produto formado será o gás hidrogênio. Com a reação do OH-^ o produto formado será o gás oxigênio.

Cátodo: 2H+^ + 2e-^ = H 2

Ânodo: 2OH-^ = H 2 O + ½ O 2 + e-

4.3 Avaliação da condutividade com HCl 1M Como a lâmpada se acendeu, podemos concluir que a solução de HCl conduz eletricidade, pois possui íons, mas como vimos na realização do procedimento, a lâmpada vai se apagando, isso acontece porque o produto formado, o Cl 2 , vai escapando para o ambiente e a quantidade de íons Cl-^ vai diminuindo até sobrar só a água e a lâmpada apagar.

Cátodo: 2H+^ + 2e-^ = H 2

Ânodo: 2Cl-^ = Cl 2 + 2e-

4.4 Avaliação da eletrólise Concluímos que o gás hidrogênio, produto da eletrólise, passou pela mangueira e chegou ao outro béquer com detergente formando bolhas.

Cátodo: 2H+ + 2e-^ = H 2

Ânodo: 2OH-^ = H 2 O + ½ O 2 + e-

4.5 Avaliação da eletrólise do iodeto de potássio

• Substância formada no ânion: iodeto é menos reativo que o hidróxido, então o iodeto vai descarregar no ânodo primeiro, conforme a semirreação:

2 I^1 - (aq) → I2(s) + 2e-

O iodo formado reage com os íons iodeto da solução, formando o íon complexo tri- iodeto:

I2(s) + I^1 - (aq) → I 31 - (aq)

A cor meio amarelada ocorreu em razão da baixa presença de iodo na água.

• Substância formada no cátodo: o íon hidrônio é um cátion menos reativo que o potássio hidrônio. Então, o hidrônio vai se descarregar no cátodo, e sua semirreação é dada por:

2 H 3 O1+(aq) + 2e-^ → 2 H 2 O(l) +1 H2(g)

A coloração rosada se deve, pois os íons hidrônio estão sendo consumidos, então a solução passa a se tornar meio básica e a fenolftaleína que é um indicador ácido-base fica com a coloração rosada.

Equação global do processo:

4.6 Pilha de batata Como a batata é uma substância alcalina, ela possui íons, que a tornam uma substância capaz de conduzir eletricidade. Através das reações de redução do cobre e de oxidação do zinco (já apresentada anteriormente) a batata pode servir como uma pilha, ou seja, um processo espontâneo de transformação de energia química em energia elétrica.

4.7 Pilha de limão Muitos metais reagem quando entram em contato com soluções ácidas e a combinação dos diferentes potenciais de redução dos metais com um eletrólito pode gerar uma pilha.

5 CONCLUSÃO

Com a aula prática realizada conseguimos perceber que vários assuntos vistos na teoria era realidade na prática.

Os experimentos realizados nos trouxeram maior conhecimento e também nos fizeram entender um pouco melhor sobre o que era nos passado em aula. Com isso conseguimos entender o funcionamento de uma pilha e oque ocorre quando ela é montada, também quais os produtos formados no processo de eletrólise.

Com esta aula prática conseguimos perceber bem os processos que ocorrem na eletrólise e também conseguimos ver e identificar os produtos formados em cada eletrodo. Já na pilha, conseguimos identificar se aquele tipo de material iria ou não conduzir corrente elétrica e transformar energia química em energia elétrica.

Quando colocamos em prática os conteúdos estudados na teoria o conteúdo acabou se tornando mais fácil de entender, pois os experimentos fizeram com que muitas dúvidas fossem sanadas.

6 REFERÊNCIAS

[1] http://www.alunosonline.com.br/quimica/condutividade-eletrica-das-solucoes.html

[2] https://cienciasetecnologia.com/sera-agua-destilada-conduz-eletricidade/

[3] http://meioambienteequimicaandamjuntos.blogspot.com.br/2013/05/acidos-bases-e- condutividade-eletrica.html

[4] http://pontociencia.org.br/gerarpdf/index.php?experiencia=

[5] http://www.eecis.udel.edu/~portnoi/academic/academic-files/daniellcell.html

[6] http://educador.brasilescola.com/estrategias-ensino/pilhas-caseiras.htm