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Relat´rio sobre pilha de corrosão e pilha de daniel
Tipologia: Provas
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Autores: Cá tia Pereira Barcellos e Ryan Thairyk
Disciplina: Química geral Experimental
O experimento a seguir visa abordar conceitos sobre a tendência de alguns metais se oxidarem ou se reduzirem, em presença de diferentes soluções verificarem alterações em determinados metais. Sendo também observado a relação entre o potencial padrão de uma célula com a espontaneidade de determinadas reações.
O número de oxidação de um íon é o número de elétrons que este aceitou ou doou quando comparado com seu estado neutro (que é definido como tendo número de oxidação igual a zero). Se um átomo ou íon doa elétrons em uma reação, seu número de oxidação aumenta, se aceita um elétron seu número diminui.A perda de elétrons de uma substância é chamada oxidação, e o ganho é conhecido como redução.Uma reação na qual ocorrem oxidação e redução é chamada de reação redox.^1 Os processos de oxidação e de redução são sempre simultâneos. A espécie que apresentar potencial de redução mais pronunciado se reduzirá a outra espécie do par por apresentar menor potencial de redução, deverá forçadamente se oxidar. A reação global pode ser isolada em dois processos diferentes: o de redução e o de oxidação. Como cada parte é metade de um todo, ambas recebem o nome semi-reação. Exemplo: Zn 0 + Cu 2+^ => Cu^0 + Zn 2+ Zn 0 => Zn2+^ + 2e- semi-reação de oxidação Cu 2+^ + 2e- => Cu 0 semi-reação de redução Para definir a força relativa de redução ou de oxidação de uma espécie química, utiliza-se o eletrodo padrão de hidrogênio que serve de referência, pois a ele foi atribuído o potencial de redução ou de oxidação igual a zero. Os demais eletrodos são medidos com relação ao eletrodo de hidrogênio em condições padronizadas: concentração das substâncias em solução igual a 1 mol/L e temperatura igual a 25ºC.
fio de cobre e no terceiro uma esfera de lã de aço condizente com o ferro, em seguida verificou-se alguma transformação química que se ocorre em algum dos experimentos. Experimento B: Como no processo anterior separaram-se três tubos e adicionou-se a solução de nitrato de prata (AgNO 3 ) e novamente colocou-se em cada barra de zinco, no outro fio de cobre e o ferro, registrou-se alguma transformação química ocorrida em algum dos metais ou na solução.
Experimento C:
Transcorreu-se como anteriormente utilizando-se em cada tubo de ensaio a solução de ácido clorídrico, adicionou-se em cada tubo de ensaio a barra de zinco, no outro tubo o fio de cobre e no outro o ferro, observou-se de imediato se haveria alguma reação rápida ao adicionar os metais. Experimento D: Inicialmente em um béquer adicionou-se 25 ml de solução de sulfato de cobre e cloreto de sódio, após mergulhou-se o termômetro na solução verificando-se a temperatura da solução em seguida pesou-se uma esfera de papel alumínio e após adicionou-se a esfera na solução, registrando-se em seguida a temperatura nos 10 primeiros minutos e verifica-se qualquer transformação química que se ocorre.
Semi-reação de oxidação
Znº(s) Zn²+^ + 2 e -^ Eº = + 0,76v Reação Global: Cu 2+(aq) + Znº (^) (s) Cuº(s) + Zn2+^ Eº = 1,1v
Semi-reação de oxidação
Cuº Cu2+(aq) + 2e -^ Eº = -0,34v
Semi-reação de oxidação
Feº Fe 2+^ + 2e -^ Eº = 0,44v
Reação global; Feº + Cu2+^ Fe2+^ + Cuº Eº = 0,78v
Reação global:
Znº + 2 Ag¹+(aq) Zn² +^ + 2 Agº Eº= 1,56 v
Semi-reação de redução 2H+^ + 2e-^ H2(g) Eº = 0,00 v
Semi-reação de oxidação Feº Fe²+^ + 2e -^ Eº = 0,44v
Reação Global: 2H+^ + Feº Fe² +^ + H (^) 2(g) Eº = 0,44v
Semi-reação de redução
3Cu² +^ + 6e -^ 3Cuº Eº = - 0,34v
Semi-reação de oxidação
2Alº 2Al³+^ + 6e -^ Eº = 1,66 v
Reação Global
3Cu²+^ + 2Alº 3Cuº + 2Al³ +^ Eº = 1,32v
Solução Metal utilizado
Reação Global Potencial Padrão CuSo 4 Zinco Cu 2+(aq)+Znº(s) Cuº (^) (s) + Zn 2+^ 1,1 v CuSo 4 Cobre --------- 0,00 v CuSo 4 Ferro Feº + Cu 2+^ Fe2+^ + Cuº 0,78 v AgNO 3 Zinco Znº + 2 Ag¹+^ Zn²+^ + 2 Agº 1,56 v AgNO 3 Cobre Cuº +2Ag 1+^ Cu²+^ + 2Agº 0,46 v AgNO 3 Ferro Feº + 2Ag¹ +^ 2 Agº + Fe² +^ 1,24 v HCl Zinco 2H +(aq) + Znº H2(g) + Zn²+^ 0,76 v HCl Cobre Não há reação -- HCl Ferro 2H +^ + Feº Fe² +^ + H2(g) 0,44 v CuSo 4 + NaCl Alumínio 3Cu² +^ + 2Alº 3Cuº + 2Al³ +^ 1,32 v
A partir dos resultados obtidos pode-se notar que a maioria das células experimentadas possui um valor de potencial padrão positivo verificando a espontaneidade da célula, sendo que em apenas uma célula a reação não ocorreu devido o cobre ser um metal nobre pouco reativo. Também nota-se que as células em que se tem o potencial padrão com maior valor se dá quando o potencial padrão tanto de redução quanto de oxidação assumirem valores maiores que zero. Verificasse que na etapa 4 a um aumento gradativo da temperatura da solução, motivado pela liberação de energia da reação do ácido clorídrico com o alumínio , Os íons cloreto dissolvem esta camada de óxido de alumínio;já o aumento de volume do mesmo se dá por causa da oxidação do alumínio.
O experimento realizado possibilitou a compreensão de parte do conteúdo relacionado à eletroquímica, métodos utilizados para construção de uma pilha eletrolítica e a relação entre alguns conceitos. Os resultados foram satisfatório ,sendo que a pratica experimental é facilmente realizada.Foi possível entender o por que de fenômenos visualizados no dia a dia.
