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Relatorio nº 7 de quimica experimental da UFPE
Tipologia: Notas de estudo
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Introdução
O estudo das reações químicas que ocorrem em uma solução é denominado Eletroquímica. Este campo científico abrange todos os processos químicos que envolvam transferência de elétrons entre substâncias, logo, a transformação de energia química em energia elétrica.
Quando tal processo ocorre, produzindo transferência de elétrons, produzindo espontaneamente corrente elétrica quando ligado a um circuito elétrico, ou produzindo diferença de potencial entre dois pólos, é chamado de pilha ou bateria (que muitas vezes é formada de diversas células). Quando tal processo é proporcionado, induzido, pela ação de uma corrente elétrica de uma fonte externa, este processo é denominado de eletrólise.
A primeira pilha eletroquímica foi criada em 1800, por Alessandro Volta, que utilizou discos (chamados de eletrodos) alternados de cobre e zinco, separadas por algodão embebido em solução salina. O nome "pilha" advém da sobreposição dos diversos discos de metal e algodão.
Mas, em 1836, John Frederic Daniell construiu uma pilha com eletrodos de cobre e zinco, mas cada eletrodo ficava em uma célula individual, possuindo um tubo, chamado de "ponte salina", que ligava as duas cubas, aumentando sua eficiência. Este tipo de dispositivo passou a ser chamado de pilha de Daniell.
Para melhor entender a eletroquímica, vamos recordar algo sobre oxidação e redução.
Uma reação na qual ocorrem oxidação e redução é chamada de reação redox, ou reação de oxi-redução.
Uma reação eletroquímica é uma reação redox que ocorre com a simultânea passagem de corrente entre dois elétrodos.
Desse modo, o experimento tem como objetivo, a confecção de uma pilha de Daniell para melhor entendimento do seu funcionamento adequado. A figura acima ilustra com poucos detalhes como deve estar o trabalho no fim do experimento.
Materiais e métodos
longo do experimento:
Parte I: Reações de Oxi-redução
Primeiramente lixaram-se dois pedaços de fio de cobre e um pequeno prego com uma esponja de aço, lavou-os com água destilada e os reservou.
Em três tubos de ensaio foram preparadas uma solução em cada. Um contendo 3 mL de FeSO 4 0,1 mol L -1, outro com 3 mL de solução CuSO 4 0,1 mol L -1^ e, outro com 3 mL de AgNO 3 0,1 mol L-1. Em seguida, o prego limpo foi posto no tudo com solução de CuSO 4 0,1 mol L -1^ e,
os pedaços de fio de cobre foram postos nos outros dois tubos. Os recipientes foram deixados em repouso até o fim de todo o experimento.
Parte II: Construção da pilha de Daniell
Num béquer foi posta uma solução de KCl (~ 1 mol L -1) suficiente para mergulhar completamente um cordão de algodão de aproximadamente 20 cm, usado como ponte salina.
Em seguida, lixaram-se as lâminas de Zn (^) (s) e Cu (^) (s), lavou-as com água destilada e secou-as com algodão.
Em um béquer foi posto 70 mL de solução de ZnSO 4 0,1 mol L -^ 1 e, em outro foi posto 70 mL da solução de CuSO 4 0,1 mol L -1.
Mergulhou-se a lâmina de Zn na solução de ZnSO 4 e a lâmina de Cu na solução de
CuSO 4 e em seguida colocou-se a ponte salina (cordão de algodão) entre os béqueres de forma que ela mergulhasse em ambas soluções. Para que se medisse o potencial, foi posto um voltímetro ligado às lâminas de Zn e de Cu. Conferiu-se a medição de 0,98V e em seguida retirou-se a ponte salina conferindo o voltímetro com 0V e, novamente foi posta a ponte salina, também conferindo o voltímetro com 1,08V de potencial.
Após a checagem do voltímetro, retirou-se a ponte salina e lavou-a com água corrente seguida de água destilada e, depois tornou a mergulhá-la na solução de KCl.
Seguindo, adicionou-se 20 mL de uma solução de NaOH 1,75 mol L -1^ ao béquer que continha a solução de CuSO 4 0,1 mol L -1, tornando a solução de azul clara para um azul intenso com formação de sólido por todo o corpo da mistura. Novamente, foi posta a ponte salina entre os béqueres e, neste mesmo momento iniciou-se a formação de um sólido branco na superfície da mistura. Foi adicionado o voltímetro a este sistema para a aferição de um potencial de 0,88 V.
Em seguida, foram montadas 4 pilhas com concentrações variáveis de CuSO 4 (10-1,
Resultados e discussões
Cu + FeSO 4 → Fe + CuSO (^4)
Cu → Cu+2^ + 2e -^ E o^ redução Cu= 0,34V
cobre, assim, ele oxida e contribui com a doação de dois elétrons, cuja semi-reação de oxidação é:
Zn → Zn +2^ + 2 e -^ Eºredução Zn= -0,76V
Já o cátodo é o local onde ocorre a redução, sendo ele o pólo positivo da célula galvânica. Aqui, o cátodo é representado pela lâmina de cobre, que nesse caso, é o agente oxidante, já que apresenta um potencial de redução maior do que o do zinco. Assim o cobre se reduz, recebendo os dois elétrons anteriormente liberados pelo zinco na sua oxidação. Semi- reação da redução do cobre:
Cu+2^ + 2e -^ → Cu Eo^ redução Cu= 0,34V
O fluxo de elétrons tem sentido:
Ânodo (oxidação do zinco) -----------------→ Cátodo (redução do cobre)
Isto ocorre através da ponte salina para que a solução esteja ionicamente equilibrada. Acontece da seguinte forma: os íons de potássio (K+) se deslocam para a solução de sulfato de cobre, devido à formação de cobre sólido e ao excesso de SO4-²^. Da mesma maneira, os íons negativos de cloro (Cl-) se deslocam para a solução de sulfato de zinco, devido ao zinco sólido se soltar da lâmina e seguir para a solução na forma de íon (Zn +2^ ). Então os íons negativos do cloro se deslocam para que se neutralize ionicamente essa solução.
Colocou-se a pilha em funcionamento e, com um voltímetro foram medidos os potenciais da pilha construída.
O cálculo do potencial teórico segue em anexo.
O erro relativo foi de 10,90 %.
Após a retirada da ponte salina, o potencial indicado no voltímetro foi 0. Isso porque o sistema foi aberto, não mais existindo fluxo de elétrons de um béquer para outro. Desta vez, ao recolocada a ponte salina, o voltímetro marcou 1,08V, trazendo um erro relativo de 1,82 %.
Quando adicionados os 20 mL de hidróxido de sódio (1,75M) ao béquer contendo sulfato de cobre, houve a formação de um sólido de consistência gelatinosa por todo o corpo da mistura tornando a solução de azul clara para um azul intenso. A reação ocorrida foi:
2NaOH + CuSO 4 → Cu(OH) 2 + Na 2 SO (^4)
Com o acréscimo do hidroxido de sódio, o novo potencial foi de 0,88V. O precipitado gelatinoso era o hidróxido de cobre, o responsável pela diminuição de íons de cobre na solução. Isso ocorre como uma diluição na solução e, assim, o potencial diminui de acordo com a equação de Nernst.
Para que obtesse a relação entre a concentração com o potencial, foram elaboradas mais quatro pilhas com concentrações distintas para o sulfato de cobre e, deixada fixa a de sulfato de zinco.
Tabela 2: relação entre concentrações e potenciais
Com os dados experimentais, conclui-se que com o decaimento da concentração, o pontecial da célula também diminui. Isso ocorre pelo fato de que quanto menor é a concentração do sal, menor será a concentração dos íons na solução e, portanto, menor a quantidade de íons de cobre livres para se reduzir, fazendo com que diminua os receptores dos elétrons.
Para que se comparaem os valores obtidos no experimento, primeiro foram calculados os valores téoricos através da equação de Nernst, que permite o cálculo da força eletromotriz de uma pilha, para diferentes concentrações de íons de um molar, ou seja, um mol por litro. Os cálculos seguem em anexo.
Os valores relativos foram: Erro relativo 1 = 10, 90 %, Erro relativo 2 = 7,69 %, Erro relativo 3 = 4,08 %, Erro relativo 4 = 3,26 %
Conclusões
A eletroquímica é um ramo da química de grande importância, por se tratar da produção de energia através de reações. Trazendo assim, uma nova fonte de energia para a sociedade. Não esquecendo que diferentes metais e concentrações, trazem resultados distintos e que a ponte salina tem papel importante na elaboração de uma pilha de Daniell. Sem ela não haveria a passagem dos elétrons, impedindo assim a passagem de corrente elétrica e, logo, não existiria a pilha.
Referências Bibliográficas
Fórmula de nernst:
Onde E 0 é a força eletromotriz ou potencial normal da pilha correspondente (que se obtém a partir dos potenciais normais dos eletrodos). n é o número de mols de elétrons transferidos e Q é o quociente da reação da concentração de produtos elevadas a seus respectivos coeficientes, dividido pela concentração dos reagentes elevadas a seus respectivos coeficientes estequiométricos.
Para 10-1, temos:
E = 1,10 – → E = 1,10 V
Para 10-3, temos:
E = 1,10 – → E = 1,04 V
Para 10-5, temos:
E = 1,10 – → E = 0,98 V
Para 10-7, temos:
E = 1,10 – → E = 0,92 V
Valores relativos:
