Relatório de Eletroquímica, Trabalhos de Química

Baixe Relatório de Eletroquímica e outras Trabalhos em PDF para Química, somente na Docsity!

UNIVERSIDADE FEDERAL DO PARÁ

INSTITUTO DE CIÊNCIAS EXATAS E NATURAIS

FACULDADE DE QUÍMICA

QUÍMICA GERAL EXPERIMENTAL

GLEDSON ALEXANDRE FRANÇA RODRIGUES

ELETROQÚIMICA

BELÉM - PA

GLEDSON ALEXANDRE FRANÇA RODRIGUES

ELETROQÚIMICA

Relatório apresentado como requisito parcial para obtenção de aprovação na disciplina de Química Geral Experimental, no curso de Engenharia Mecânica, na Universidade Federal do Pará. Professora: Dra. Elizabeth Maria Soares Rodrigues BELÉM - PA 2021

ABSTRACT

Electrochemistry is the science that studies the interaction between electricity and chemical reactions, in which there are two processes, one spontaneous and the other not, that describe such interaction: the battery (spontaneous process), which is the conversion of chemical energy into electricity ; and electrolysis (non-spontaneous process), which is the conversion of electrical energy into chemical energy. Encompassing this branch of chemistry, an experiment was carried out, which consisted of assembling a Daniell battery, where, for that, two 100 mL beakers were used; a solution of copper sulphate and another of zinc sulphate, both with a molarity of 3 M and in an amount of 50 ml; a U-tube with a 1 M potassium chloride solution; a voltmeter, two electrodes and cotton. In this experiment, it was observed that, during the production of electrical energy, that is, during the transit of electrons through the circuit, the zinc electrode (the reducing agent) suffered from corrosion, while the mass of the copper electrode (the agent oxidant) increased. At the same time, the copper sulphate solution, CuSO 4 , became more dilute, while the zinc sulphate solution, ZnSO 4 , became more concentrated. The battery potential difference through the voltmeter and through the calculation was also shown and then compared with experimental data. The declared value, both by the voltmeter and by the theoretical calculation, was 1.10 V, indicating that the reaction of the battery in question is spontaneous, and indicating a high specification of the voltmeter. In the end, it was concluded that the goals were achieved. Keywords: stack; Daniell; anode; cathode; electrode.

SUMÁRIO

• 1 INTRODUÇÃO
• 2 OBJETIVOS
• 2.1 OBJETIVO GERAL
• 2.2 OBJETIVOS ESPECÍFICOS
• 3 REVISÃO DA LITERATURA
• 3.1 DEFINIÇÃO DE ELTROQUÍMICA E REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO
• 3.1.1 NÚMERO DE OXIDAÇÃO E SEMI-REAÇÕES
• 3.2 PILHAS ELETROQUÍMICAS
• 3.2.1 ELETRODOS
• 3.2.2 CÉLULAS GALVÂNICAS
• 3.3 POTENCIAL PADRÃO DE REDUÇÃO
• 3.3.1 DIFERENÇA DE POTENCIAL (DDP)
• 3.4 PILHA DE DANIELL
• 3.5 ELETRÓLISE
• 4 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL
• 4.1 MATERIAIS E REAGENTES
• 4.2 EXPERIMENTO: MONTAGEM DE UMA PILHA DE DANIELL
• 5 RESULTADOS E DISCUSSÃO
• 6 CONCLUSÃO
• REFERÊNCIAS

2 OBJETIVOS

2.1 OBJETIVO GERAL

Evidenciar experimentalmente a geração de energia elétrica por meio de uma reação química espontânea. 2.2 OBJETIVOS ESPECÍFICOS Comprovar experimentalmente os aspectos quantitativos mais importantes da eletrólise; Montar uma pilha de Daniell e determinar sua diferença de potencial (força eletromotriz).

3 REVISÃO DE LITERATURA

3.1 DEFINIÇÃO DE ELTROQUÍMICA E REAÇÕES DE OXIRREDUÇÃO

A Eletroquímica, de acordo com Chang (2013), é uma área da química que investiga a conversão de energia elétrica em energia química e vice-versa. Os processos eletroquímicos envolvem as reações de oxirredução (ou redox), onde a energia liberada por uma reação química espontânea é convertida em energia elétrica ou a energia elétrica é usada para forçar uma reação química não espontânea a ocorrer. No seguinte exemplo, tem-se: Mg^0 (s) + 2HCl+1^ (aq) → MgCl 2 +2^ (aq) + H2^0 (g) Nesta reação, o magnésio é oxidado e os íons hidrogênio são reduzidos e, os íons cloreto, são íons espectadores. Assim, uma reação de oxirredução, segundo Santos e Mól (2016), é aquela na qual ocorre transferência de elétrons entre as espécies envolvidas. Nela ocorre, simultaneamente, a oxidação (processo de perda de elétrons) e a redução (processo de ganho de elétrons). A substância que provoca a oxidação é o agente oxidante, e a substânca que provoca a redução é o agente redutor. 3.1.1 NÚMERO DE OXIDAÇÃO E SEMI-REAÇÕES Atkins e Jones (2012) descrevem que o número de oxidação, Nox, é um método encontrado pelos químicos para facilitar a identificação da perda ou do ganho de elétrons por íons poliatômicos, sendo definido desta maneira: A oxidação corresponde ao aumento do número de oxidação; A redução corresponde à diminuição do número de oxidação. Portanto, uma reação de oxirredução também é aquela em que os números de oxidação se alteram. Para se escrever e balancear uma equação redox, deve-se considerar os processos de redução e oxidação de forma separada e, nesse caso, são chamados de semi-reações. Na semi-reação de oxidação, é mostrada a retirada de elétrons de uma espécie que está sendo oxidada em uma reação redox, enquanto na semi-reação de redução, é mostrada a adição de elétrons a uma espécie. No seguinte exemplo, tem-se: Zn (^) (s) + 2Ag+^ (aq) → Zn2+^ (aq) + 2Ag (^) (s) (reação completa) Zn (^) (s) → Zn2+^ (s) + 2e-^ (semi-reação de oxidação) Ag+^ (aq) + e-^ → Ag (^) (s) (semi-reação de redução) Nas semi-reações acima, os pares redox - possuem a forma Ox/Red, em que Ox é a forma oxidade e Red é a forma reuzida - são representados como Zn2+/Zn e Ag+/Ag.

o cátodo. Desta maneira, o ânodo é negativo e o cátodo é positivo. Por não conseguirem fluir através da solução, os elétrons devem ser transportados por um fio externo. Assim, de modo geral, a pilha ou célula eletroquímica, sendo um processo espontâneo, é a conversão de energia química em eletricidade. O processo inverso, ou seja, a conversão de energia elétrica em energia química, é chamado de eletrólise e não é espontâneo (RODRIGUES, 2007). 3.3 POTENCIAL PADRÃO DE REDUÇÃO A voltagem de eletrodos de uma célula galvânica pode ser denominada de força eletromotriz, ou fem (E). O potencial de uma célula depende tanto da natureza dos eletrodos e dos íons, quanto das concentrações iônicas e da temperatura onde a célula opera. O potencial padrão de redução, E°, é definido como o potencial associado à reação de redução que ocorre, a 25 °C, em um eletrodo quando todos os solutos possuem concentração 1 M e todos os gases estão a 1 atm. O eletrodo de hidrogênio possui padrão de redução igual a zero e é chamado eletrodo padrão de hidrogênio, EPH (CHANG, 2013). Ex: Ânodo - Zn → Zn2+^ + 2e-^ (E°oxidação = + 0,763 V, potencial padrão de oxidação) Cátodo - Zn2+^ + 2e-^ → Zn (E°oxidação = - 0,763 V, potencial padrão de redução) Quanto mais positivo for o valor de E° para uma semi-reação, maior será a tendência para a meia-reação ocorrer na direção para frente, conforme escrito. Por outro lado, quanto mais negativo for o valor de E° para uma semi-reação, maior será a tendência para que a meia-reação ocorra na direção reversa, conforme escrito. Quanto mais positivo for o potencial de redução, mais forte será a espécie à esquerda como agente oxidante e mais fraca será a espécie à direita como agente redutor (WHITTEN; DAVIS; PECK, 1996). 3.3.1 DIFERENÇA DE POTENCIAL (DDP) Em uma célula galvânica, os elétrons são atraídos pelos eletrodos em direções contrárias, e a capacidade máxima da célula de atrair esses elétrons (o potencial padrão da célula) é a diferença de potencial, isto é, a diferença entre os potenciais padrão dos dois eletrodos, e é escrita como: E°célula = E°cátodo - E°ânodo, sendo a reação considerada espontânea (nas condições padrão) se E°célula > 0, e o eletrodo da direita do diagrama da célula serve como cátodo, como segue no seguinte exemplo:

Fe(s)|Fe2+(aq)||Ag+(aq)|Ag(s), correspondendo a 2Ag+(aq) + Fe(s) → 2Ag(s) + Fe2+(aq) e pode ser escrito como: E°célula = E°(Ag+/Ag) - E°(Fe2+/Fe) E°célula = + 0,80 V - (- 0,44 V) = + 1,24 V Como E°célula > 0, conclui-se que a reação da célula é espontânea em condições padrão e o metal ferro pode produzir íons prata. Figura 2 - tabela de potenciais-padrão de oxidação e redução. Fonte: Feltre, 2004.

através da porcelana porosa (esse movimento de íons representa a “corrente elétrica” dentro da solução). Por convenção, pode-se representar a pilha de Daniell, esquematicamente, do seguinte modo, de acordo com Rodrigues (2007): Ânodo|Solução do ânodo||Solução do cátodo|Cátodo Zn|Zn2+||Cu2+|Cu Onde a equação geral da pilha é escrita como: Zn^0 → Zn2+^ + 2e- Cu2+^ + 2e-^ → Cu^0 Zn^0 + Cu2+^ → Zn2+^ + Cu^0 => Zn^0 + CuSO 4 → ZnSO 4 + Cu^0 3.5 ELETRÓLISE Ao contrário das reações espontâneas de oxirredução, em que a energia química é convertida em energia elétrica, a eletrólise, segundo Chang (2013), é o processo na qual a energia elétrica é usada para provocar uma reação química não espontânea, e é realizada em uma célula eletrolítica. Seus princípios são os mesmos que os válidos para as células galvânicas. Os aspectos quantitativos da eletrólise são descritos da seguinte forma: a massa de de produto formado (ou reagente consumido) em um eletrodo é diretamente proporcional à quantidade de eletricidade transferida no eletrodo e à massa molar da substância em questão. Em outras palavras, a quantidade de produto formado ou de reagente consumido depende da quantidade de eletricidade transferida nos eletrodos.

4 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

4.1 MATERIAIS E REAGENTES

Dois bechers de 100 mL; Tubo em U; Eletrodos; Voltímetro; Algodão; Solução de sulfato de cobre 3 M; Solução de sulfato de zinco 3 M; Solução de cloreto de potássio 1 M. 4.2 EXPERIMENTO: MONTAGEM DE UMA PILHA DE DANIELL Primeiramente, utilizou-se dois bechers de 100 mL, onde em um colocou-se 50 mL de solução de CuSO 4 3 M, e em outro colocou-se 50 mL de solução de ZnSO 4 3M. Em seguida, encheu-se um tubo em U com uma solução de KCl 1 M, e embutiu-se dois pedaços de algodão na solução de KCl 1 M, vedando depois as extremidades do tubo, no intuito de impedir a saída da solução. Os eletrodos de zinco e cobre foram mergulhados nas suas respectivas soluções e depois ligados ao voltímetro. Por fim, colocou-se a ponte salina interligando os dois bechers conforme mostrado na literatura.

6 CONCLUSÃO

Através dos experimentos realizados, foi possível compreender o funcionamento de uma pilha de Daniell, em que, foram usados como eletrodos, as soluções 1 M de sulfato de zinco e sulfato de cobre e, como colução salina, o cloreto de potássio 1 M. Por possuir um potencial de oxidação maior, o zinco foi o agente redutor e o ânodo da pilha e, consequentemente, o cobre foi o agente oxidante e o cátodo. Assim, no eletrodo do ânodo, durante a semi-reação de oxidação do zinco, Zn^0 → Zn2+^ + 2e-, íons positivos Zn2+ começaram a ser formados em excesso. Por outro lado, no eletrodo do cátodo, a descarga de íons Cu2+^ do sulfato de cobre, da semi-reação de redução Cu2+^ + 2e-^ → Cu^0 , originou a formação excessiva de ions negativos SO2- 4. Dessa maneira, para que houvesse um equilíbrio elétrico, os íons Zn2+^ fluíram para o cátodo, e os íons SO2- 4 fluíram para o ânodo. A eletricidade foi formada, então, por este movimento simultâneo dos íons, de um eletrodo ao outro. Os elétrons circularam pelo fio externo e pelo eletrodo, e os íons pelas soluções. Por conta do funcionamento da pilha, a massa do cobre metálico, Cu, aumentou e a concentração dos íons Cu2+^ diminuiu na solução, pois receberam elétrons e foram reduzidos. Ao mesmo tempo, à medida em que os átomos de zinco do eletrodo perdiam elétrons, eram oxidados e convertidos em íons Zn2+, o eletrodo de zinco era corroído e, portanto, a concentração de íons Zn2+^ aumentou. Resumidamente, o eletrodo de zinco ficou corroído; a solução de CuSO 4 ficou mais diluída e a de ZnSO 4 mais concentrada; e a massa do eletrodo de cobre aumentou. Todo esse processo pode ser representado pelo seguinte esquema: Figura 4 - reação global de funcionamento da pilha de Daniell. Fonte: Feltre, 2004. Por fim, também foi possível comparar os valores da diferença de potencial da pilha, onde, tanto pela leitura do voltímetro quanto pelo cálculo através dos valores fornecidos pela literatura, o dpp encontrado foi de 1,10 V, o que implca dizer que, além de concluir que a reação é de fato espontânea (pois a ddp é maior que zero), o voltímetro é tão preciso quanto o cálculo da subtração entre os potenciais padrão dos eletrodos. Conclui-se, então, que os objetivos foram atingidos.

REFERÊNCIAS

ATKINS, P; JONES, L. Princípios de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5ª ed. Porto Alegre: Bookman, 2012, 1055 p. CHANG, R.; GOLDSBY, K. A. Química. 11ª ed. Porto Alegre: AMGH, 2013, 1169 p. FELTRE, R. Química. Vol. 2, 6ª ed. São Paulo: Moderna, 2004, 432 p. OLIVEIRA, O. M.; JUNIOR, K. S. E SCHLÜNZEN, E. T. (coords.). Química. Vol. 3. São Paulo: Universidade Estadual Paulista: Núcleo de Educação à Distância, 2013, 758 p. RODRIGUES, E. M. S. Química Geral Experimental I: termoquímica. Belém, 2007, 20 p. SANTOS, W.; MÓL, G. (coords.). Química cidadã. Vol. 3, 3ª ed. São Paulo: Editora AJS, 2016, 372 p. WHITTEN, K. W.; DAVIS, R. E.; PECK, M. L. General Chemistry. 5th ed. California: Harcourt, 1996, 1160 p.