Relatorio Experimento 7 | Manuais, Projetos, Pesquisas Química experimental

Química Experimental 1, Graziella Leite Brondani , Experimento 7.

ELETROQUÍMICA

Experimento 7

Graziella Leite Brondani

Departamento de Química Fundamental, Universidade Federal de Pernambuco, Recife, Brasil.

Data da prática: 06/08/2021; Data de entrega do relatório: 14/08/2021.

Introdução

A Eletroquímica é um ramo da

Química que estuda o fenômeno da

transferência de elétrons para a

transformação de energia química em

energia elétrica e vice-versa. A

eletroquímica se divide em termodinâmica,

que trata de sistemas em equilíbrio e

muitos parâmetros termodinâmicos entre

eles a energia livre e entropia, e cinética,

que se preocupa com sistemas onde uma

ou mais reações estão ocorrendo fora do

equilíbrio.

O conhecimento da eletroquímica

vem de 1793 por Alessandro Volta onde

descobriu que se pode criar eletricidade

com dois metais diferentes e um papel

umedecido, mas em 1800 ela foi usada

para fazer o processo reverso, usou-se

eletricidade para decompor água em

oxigênio e hidrogênio por Nicholson e

Carliste. Em ambos os casos, tem-se

sempre dois eletrodos:

- Ânodo: elétrodo recebe ânions ou

onde se formam cátions. Nesse eletrodo

sempre ocorre corrosão, inevitável a perca

de massa, e sempre ocorre oxidação dos

ânions ou formação de cátions.

- Cátodo: eletrodo que recebe os

cátions. Nesse eletrodo ocorre sempre

depósito, e também redução dos cátions.

Onde ocorre a redução, este eletrodo tem

ganho de massa.

Em 1836, John Frederic Daniell

construiu a primeira cela galvânica, com

eletrodos de cobre e zinco, onde cada

eletrodo ficava em uma célula individual,

possuindo um tubo, chamado de "ponte

salina", que ligava as duas cubas,

aumentando sua eficiência, nessa célula

ocorreu à reação de oxirredução:

Zn(s) + Cu2+ ⇌ Zn2+ + Cu(s)

Através da Pilha de Daniell,

compreende-se o mecanismo que gera a

corrente elétrica, entendendo o fenômeno

eletroquímico como tendência das

substâncias em doar ou receber elétrons,

formando íons e culminando na produção

de corrente e outros fenômenos elétricos.

Procedimento Experimental

Parte I: Reações de Oxirredução

Coloque um pedaço de fio de cobre,

previamente lixado, num tubo de ensaio

contendo 3 ml de FeSO4 0.1 M. Deixe em

repouso.

Coloque um prego limpo num

segundo tubo de ensaio contendo 3 ml de

solução CuSO4 0.1 M. Deixe em repouso.

Coloque um pedaço de fio de cobre

lixado num terceiro tubo de ensaio com 3

ml de AgNO3 0.1 M. Deixe em repouso.

Parte II: Construção da Pilha de Daniell

Prepare a ponte salina colocando

solução de KCl (1M) num béquer e

mergulhe o cordão de algodão.

Eletrodos: lixe as lâminas de Zn(s) e

Cu(s), lave com água destilada e seque com

algodão.

Meias-celas: transfira para um béquer

70 ml de solução de ZnSO4 0.1 M; tome

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ELETROQUÍMICA

Experimento

Graziella Leite Brondani Departamento de Química Fundamental, Universidade Federal de Pernambuco, Recife, Brasil. Data da prática: 06/08/2021; Data de entrega do relatório: 14/08/2021.

Introdução

A Eletroquímica é um ramo da Química que estuda o fenômeno da transferência de elétrons para a transformação de energia química em energia elétrica e vice-versa. A eletroquímica se divide em termodinâmica, que trata de sistemas em equilíbrio e muitos parâmetros termodinâmicos entre eles a energia livre e entropia, e cinética, que se preocupa com sistemas onde uma ou mais reações estão ocorrendo fora do equilíbrio. O conhecimento da eletroquímica vem de 1793 por Alessandro Volta onde descobriu que se pode criar eletricidade com dois metais diferentes e um papel umedecido, mas em 1800 ela foi usada para fazer o processo reverso, usou-se eletricidade para decompor água em oxigênio e hidrogênio por Nicholson e Carliste. Em ambos os casos, tem-se sempre dois eletrodos:

Ânodo: elétrodo recebe ânions ou onde se formam cátions. Nesse eletrodo sempre ocorre corrosão, inevitável a perca de massa, e sempre ocorre oxidação dos ânions ou formação de cátions.
Cátodo: eletrodo que recebe os cátions. Nesse eletrodo ocorre sempre depósito, e também redução dos cátions. Onde ocorre a redução, este eletrodo tem ganho de massa. Em 1836, John Frederic Daniell construiu a primeira cela galvânica, com eletrodos de cobre e zinco, onde cada eletrodo ficava em uma célula individual, possuindo um tubo, chamado de "ponte salina", que ligava as duas cubas, aumentando sua eficiência, nessa célula ocorreu à reação de oxirredução: Zn(s) + Cu2+ ⇌ Zn2+ + Cu(s) Através da Pilha de Daniell, compreende-se o mecanismo que gera a corrente elétrica, entendendo o fenômeno eletroquímico como tendência das substâncias em doar ou receber elétrons, formando íons e culminando na produção de corrente e outros fenômenos elétricos.

Procedimento Experimental

Parte I: Reações de Oxirredução Coloque um pedaço de fio de cobre, previamente lixado, num tubo de ensaio contendo 3 ml de FeSO4 0.1 M. Deixe em repouso. Coloque um prego limpo num segundo tubo de ensaio contendo 3 ml de solução CuSO4 0.1 M. Deixe em repouso. Coloque um pedaço de fio de cobre lixado num terceiro tubo de ensaio com 3 ml de AgNO3 0.1 M. Deixe em repouso. Parte II: Construção da Pilha de Daniell Prepare a ponte salina colocando solução de KCl (1M) num béquer e mergulhe o cordão de algodão. Eletrodos: lixe as lâminas de Zn(s) e Cu(s), lave com água destilada e seque com algodão. Meias-celas: transfira para um béquer 70 ml de solução de ZnSO4 0.1 M; tome

um segundo béquer e coloque 70 ml da solução de CuSO4 0.1 M. Montagem e operação: mergulhe a lâmina de Zn na solução de ZnSO4 e a lâmina de cobre na solução de CuSO4. Coloque a ponte salina entre os béqueres de forma que esta mergulhe em ambas as soluções. Conecte os eletrodos com um voltímetro e leia o potencial da cela. Retire a ponte salina e leia novamente o potencial da cela. Recoloque a ponte salina e volte a ler o potencial da cela. Efeito do hidróxido Adicione 20 ml de uma solução de NaOH 1,75 M ao béquer contendo a solução de CuSO4 0,1 M. Leia o potencial da pilha e anote as suas observações. Relação da concentração com o potencial Monte 4 pilhas com concentrações variáveis CuSO4 (10-1, 10-3, 10-5 e 10-7 M) e concentrações fixas de ZnSO4 0,1 M. Leia o potencial e anote as suas observações.

Resultados e Discussão

Parte I: Reações de Oxirredução Na primeira parte obtemos os seguintes valores (tabela 1). Tabela 1. Oxidação e Redução da parte 1 𝐹𝑒𝑆𝑂4 + 𝐶𝑢 Inalterado 𝐶𝑢𝑆𝑂4 + 𝑝𝑟𝑒𝑔𝑜 Oxida 𝐴𝑔𝑁𝑂3+ 𝐶𝑢 Reduz

Se colocarmos as semirreações verificamos que no primeiro caso: Cu → Cu+2^ + 2e -^ (equação de oxidação) Fe+2^ + 2e-^ → Fe (equação de redução) Com isso observou-se que o ferro recebe dois elétrons do cobre, transformando em 𝐶𝑢2+, a eletronegatividade está relacionada a seu raio atômico, olhando a tabela de potenciais E°redução(Fe) = - 0,44V E°redução(Cu) = 0,34V. Com o potencial negativo dá a entender que o Fe é melhor redutor que o cobre, mas como não há ferro liquido, nada aconteceu.
O tubo que continha uma solução de sulfato de cobre e um prego (ferro), ficou mais escuro (tipo enferrujado) apresenta a seguinte reação: CuSO 4 + Fe → FeSO 4 + Cu Como o potencial do cobre é superior, o Cu é o agente oxidante, com as seguintes semirreações: Cu+2^ + 2e-^ → Cu Eoredução Cu= 0,34V Fe → Fe+2^ + 2 e-^ Eoredução Fe= - 0,44V
No tubo que continha o fio de cobre e a solução de nitrato de prata, formou um sólido prateado, obedecendo a seguinte reação: AgNO 3 + Cu → CuNO 3 + Ag(s) O poder de redução do Ag é menor que a do Cu, logo reduz, explicando-se com as seguintes semirreações: Ag+2^ + 2e-^ → Ag E° redução Ag = 0,80V Cu → Cu+2^ + 2e-^ E° redução Cu= 0,34V Cu produz um potencial de Redução menor, logo a prata é o agente oxidante. Parte II: Construção da Pilha de Daniell Na segunda parte montou-se o esquema:

E=E°-

𝑅𝑇 𝑛𝐹 ln^ [𝐵]𝑏 [𝐴]𝑎 Se o potencial de eletrodo for expresso em volts, e a temperatura igual a 25oC (298 K) e convertendo o logaritmo natural para logaritmo na base 10, temos a forma mais comum da equação de Nernst: Usamos a equação para fazer uma Relação da concentração com os potenciais, comparando os valores teóricos com os valores obtidos através do multímetro, para as 4 células com concentrações variáveis de CuSO 4 (10-^1 ,10-^3 ,10-^5 e 10 -^7 M) e concentrações fixas de ZnSO 4 , 0,1 M. Tomando como base a reação global: Zn(s) + Zn+2(aq) → Zn+2(aq) + Cu(s). Concentração E Padrão E medido 10 - 1 1,10 V 1,087 V 10 - 3 1,04 V 1,013 V 10 - 5 0,98 V 0,980 V 10 - 7 0,92 V 0,936 V Com os dados experimentais, observamos que quanto mais diluída a solução de CuSO 4 , menor é o potencial da célula. 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.

Conclusão

Inicialmente conhecemos do que trata a eletroquímica e suas divisões, percebemos a importância que desempenham os diferentes processos eletroquímicos, estudamos algumas reações simples de oxirredução e procuramos entender o papel dos vários metais e íons metálicos nessas reações, e suas espontaneidades. Construímos e colocamos em funcionamento uma cela galvânica, conhecida como pilha de Daniell, observando a reação entre zinco e cobre como eletrodos, ponte salina e os eletrólitos, confirmamos a aplicação da cela galvânica como uma fonte de energia eletroquímica, comparamos seu potencial teórico, (calculado pela equação de Nernst) e o obtido na prática para diferentes concentrações de eletrólitos (CuSO 4 ). Por fim estudamos o efeito do hidróxido(NaOH) diluindo o eletrólito (CuSO 4 ) e a relação com a diferença de potencial da pilha.

Referências

[1]-BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall,

[2]- Atkins, P; Jones, L. – Princípio de Química, ed. LTD. [3]- Harris, Daniel C., Analise Química Quantitativa, LTC, 6aed., 2005.

Questões

1) Consulte uma tabela de potenciais e calcule o (De°) para cada equação química da parte I. Baseado nos valores destes potenciais qual é o metal com maior caráter redutor? Resposta: Fe → Fe+2 + 2 e- , Eoredução Fe= - 0,44V Cu+2 + 2e- → Cu , Eoredução Cu= 0,34V Ag+2 + 2e- → Ag , Eºredução Ag = 0,80V O ferro é o metal com o maior caráter redutor, pois ele tem maior capacidade de reduzir outro metal. Ele sofre oxidação. Pela tabela, percebe-se que dentre os três, o agente redutor mais poderoso é o ferro. 2) Suponha que você tenha um soldadinho de chumbo e que deseja protegê-lo da corrosão. Isto pode ser feito guardando-o numa solução adequada. Entre as soluções utilizadas na parte II qual (ou quais) você escolheria para proteger o brinquedo? Resposta: A solução de ZnSO 4 , pois assim o zinco se oxidaria no lugar do chumbo e do cobre, pois o zinco possui maior potencial de oxidação ou, ainda, menor potencial de redução em comparação com o chumbo e cobre. Pb → Pb 2+^ +2e-^ Eoxi = 0,126 V° Zn → Zn +2^ + 2e-^ Eoxi = 0,762 V° Cu → Cu +2^ + 2e-^ Eoxi = - 0,339 V°

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E=E°-

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