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INSTITUTO FEDERAL DE ALAGOASCÂMPUS PALMEIRA DOS ÍNDIOSCURSO DE ENGENHARIA CIVIL
MARCOS DA SILVA ROCHA
ELETROQUÍMICA
(REAÇÕES DE OXI-REDUÇÃO E CONSTRUÇÃO DA PILHA DE DANIELL)
PALMEIRA DOS ÍNDIOS - ALSETEMBRO DE 2014
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MARCOS DA SILVA ROCHA
Apresentação de Relatório
Relatório apresentado como requisito parcial para obtenção de aprovação na disciplina de Química Experimental, no curso de Engenharia Civil, no Instituto Federal de Alagoas, campus Palmeira dos Índios.
Prof..:Israel Crescencio da Costa
Palmeira dos Índios, 2014.
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SUMÁRIO
1. INTRODUÇÃO ---------------------------------------------------------------------------------- 04
2. EXPERIMENTAL ------------------------------------------------------------------------------- 06
3. RESULTADOS E DISCUSSÕES ------------------------------------------------------------ 07
4. CONCLUSÕES ---------------------------------------------------------------------------------- 12
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS -------------------------------------------------------- 12
6. ANEXO 1 – QUESTÕES ---------------------------------------------------------------------- 13
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ELETROQUÍMICA
1. INTRODUÇÃO
Os elementos envolvidos em uma reação eletroquímica são caracterizados
pelo número de elétrons que têm. 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.
Para uma reação ser considerada eletroquímica, deve envolver passagem
de corrente elétrica em uma distância finita maior que a distância interatômica.
Uma reação eletroquímica é uma reação redox que ocorre com a simultânea
passagem de corrente entre dois elétrodos.
A corrente que circula no meio reacional pode ter duas origens:
No próprio meio, quando então tem-se uma pilha eletroquímica.
Gerada por uma fonte elétrica externa, quando então tem-se
uma célula eletrolítica
Em ambos os casos, tem-se sempre dois elétrodos:
Ânodo: elétrodo para onde se dirigem os ânions ou, alternativamente,
onde se formam cátions. Nesse elétrodo sempre ocorre corrosão, com consequente
perda de massa, e sempre ocorre oxidação dos ânions ou, alternativamente a
formação dos cátions a partir do metal do elétrodo (quando então tem-se também
uma oxidação).
Cátodo: elétrodo para onde se dirigem os cátions. Nesse elétrodo
ocorre sempre depósito, e também redução dos cátions.
No estudo das células eletroquímicas (pilhas ou células eletrolíticas)
mediante a termodinâmica, faz-se uso de uma abordagem de equilíbrio - a corrente
que passa pela célula é infinitesimal, a reação ocorre mediante pequenas passagens
de carga pelos elétrodos (pela lei da conservação da carga a carga que entra por um
elétrodo é a mesma que sai pelo outro).
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Nesse caso, a célula se caracteriza por uma força eletromotriz ou f.e.m. (ε).
Na prática pode-se dizer que consiste numa diferença de potencial em circuito
aberto. Essa diferença de potencial é função de fatores tais
como concentração dos reagentes, solvente, temperatura e, em muitíssima menor
contribuição, a pressão.
No meio reacional, os íons tem geralmente diferentes "velocidades", que
normalmente são baixas, devido a viscosidade que eles têm de vencer. Para se
medir tais "velocidades", define-se a mobilidade de um íon. A mobilidade iônica (u)
de um íon consiste na sua velocidade na direção do campo elétrico de intensidade
unitária, e tem unidades m s-1/V m-1 ou, simplesmente m2 s-1 V-1.
Por outro lado, em regiões próximas aos elétrodos, a cinética toma outras
feições, já que então depende de fenômenos de superfície, o que forçosamente
envolve a noção de energia superficial.
De qualquer modo, os íons movimentam-se e sofrem oxirredução sempre
envoltos em algumas camadas de solvente, ou seja, estão sempre solvatados. Essa
é a razão principal pelo qual os íons se movimentam com dificuldade.
A solvatação é determinada, em grande parte, por dois fatores: a carga do
íon e seu raio. Como o jogo de interações múltiplas entre os íons é muito complexo,
faz-se uso de simplificações, principalmente quando se admitem grandes diluições.
De outro modo, a noção de concentração não é inteiramente útil, no sentido
de que não mede diretamente o que acontece. Como sofrem múltiplas interações,
elas se somam de forma complexa, em grandes concentrações. Então é mais
conveniente usar o conceito de atividade.
No caso de uma célula eletroquímica, em função da complexidade dessas
interações, não segue necessariamente a lei de Ohm. Ou seja, a corrente
elétrica não é proporcional à tensão elétrica aplicada à célula.
Uma pilha útil é aquela na qual o potencial gerado tem alguma vantagem
sobre o custo da pilha. Para obter-se um bom potencial, é necessário que a
diferença entre os potenciais do ânodo e do cátion seja grande: o agente redutor
deve ter potencial negativo e o oxidante deve ter potencial positivo.
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2. EXPERIMENTAL
Parte I: Reações de Oxi-redução
Colocou-se um pedaço de fio de cobre, lixado previamente, num tubo de
ensaio contendo 3mL de FeSO4 0.1 M. Deixamos em repouso.
Colocou-se um prego limpo num segundo tubo de ensaio contendo 3mL de
solução CuSO4 0.1 M. Deixamos em repouso.
Colocou-se um pedaço de fio de cobre, lixado previamente, num terceiro
tubo de ensaio com 3mL de AgNO3 0.1 M. Deixamos em repouso.
Parte II: Construção da Pilha de Daniell
Preparou-se a ponte salina, colocando solução de KCl (~1M) num tubo
transparente em forma de “U”, cuidadosamente para não formar bolhas em seu
interior. Tampou-se as extremidades do tubo com algodão.
Lixou-se as lâminas de Zn(s) e Cu(s) e depoisas lavamos com água destilada
e as secamos com algodão.
Transferiu-se para um béquer uma solução de ZnSO4 0.1 M; tomou-se então
um segundo béquer e colocou-seuma outra solução de CuSO4 0.1 M.
Mergulhou-se a lâmina de Zn na solução de ZnSO4 e a lâmina de cobre na
solução de CuSO4. Colocamos cuidadosamente a ponte salina entre os béqueres de
forma que a ponte estivesse mergulhada em ambas as soluções. Conectamos os
eletrodos com um voltímetro para realizar a leiturado potencial da cela. Retiramos a
ponte salina e realizamos uma segunda leiturado potencial da cela. Voltamos a
colocar a ponte salina e efetuamos a terceira leiturado potencial da cela.
Efeito do hidróxido e do sulfeto
Adicionou-se uma solução de NaOH 1,75 M ao béquer contendo a solução
de CuSO4 0,1 M. Realizamos a leitura do potencial da pilha.
Adicionou-se um determinado volume de sulfeto de sódio 1,0 M e agitou-se,
ao béquer contendo a solução ZnSO40,1 M. Montou-se a pilha empregando uma
nova semi-cela de Cu/Cu2+. Efetivamos a leiturado potencial da pilha.
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3. RESULTADOS E DISCUSSÕES
Parte I: Reações de Oxi-redução
Ao ser colocado um pedaço de fio de cobre, lixado previamente, num
tubo de ensaio contendo 3mL de FeSO4 0.1 M e deixado em repouso, foi observado
não houve alteração no sistema.
Em seguida, foi colocado um prego limpo num segundo tubo de ensaio
contendo 3mL de solução CuSO4 0.1 M edeixado em repouso. Verificamos então,
que houve alteração no sistema, pois, imediatamente a aparência, pois sua
superfície apresentou-se recoberta por uma camada de metal avermelhado (o
cobre). Por outro lado, a solução perdeu sua coloração azulada característica.
Ocorre que a reação de deslocamento entre o elemento químico ferro (Fe) + sulfato
de cobre (CuSO4), forma-se o sulfato de ferroso (FeSO4) + metal cobre (Cu), de
acordo com a equação abaixo:
Fe(s) + CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu(s)
OuFe(s) + Cu2+
(aq) + SO42-
(aq) → Cu(s) + Fe2+(aq) + SO4
2-(aq)
Zn(s)+ Cu2+(aq) → Cu(s) + Zn2+
(aq)
Ocorreu uma transferência de elétrons, conforme se pode observar na
equação dessa reação acima.
Concluímos, então, que o metal ferro é mais reativo do que o metal cobre,
pois o ferro é capaz de deslocar o cobre de seu composto inicial.
Observe que o zinco metálico (Zn(s)) perde dois elétrons e se transforma no
cátion Zn2+(aq), que fica na solução aquosa. Dizemos que o ferro sofreu uma
oxidação, isto é, perdeu elétrons e seu número de oxidação (Nox) aumentou (porque
os elétrons têm carga negativa).
Fe(s)→ Fe2+(aq) + 2e-
Ao mesmo tempo, o cátion cobre (Cu2+(aq)), que estava presente na solução
aquosa, recebeu esses dois elétrons transferidos do ferro e passou a ser cobre
metálico (Cu(s)). Os cátions Cu2+(aq) eram responsáveis pela coloração azul da
solução. Assim, à medida que eles vão sendo consumidos, a solução torna-se
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incolor. O metal cobre formado deposita-se sobre o prego e forma a camada de cor
avermelhada mencionada.
Dizemos que os cátions cobre sofreram uma redução, pois ganharam
elétrons e seu Nox diminuiu:
Cu2+(aq) → Cu(s)
Colocou-se um pedaço de fio de cobre, lixado previamente, num terceiro
tubo de ensaio com 3mL de AgNO3 0.1 M. Deixamos em repouso. Notamos que,
com o passar do tempo, desenvolveu-se uma camada cinza sobre o cobre, e a
solução, que inicialmente era incolor, aos poucos tornou-se azul.A cor azul deve-se
à formação de cátions cobre (Cu2+) que ficam dissolvidos na solução. Isso significa
que o cobre metálico (Cu0) perdeu elétrons para se transformar nesse cátion. Dessa
forma, dizemos que ele sofreu uma oxidação.
Oxidação Perda de elétrons Nox aumenta: Cu0(s) Cu2+
(aq) + 2e-
Ao mesmo tempo, os íons prata (Ag+) que existiam na solução de nitrato de
prata (AgNO3) receberam esses elétrons que o cobre perdeu e transformaram-se em
prata metálica (Ag0), que se depositou no fio de cobre. Isso significa que os íons
prata sofreram redução:
Redução Ganho de elétrons Nox diminui: 2 Ag+(aq) + 2e- 2 Ag0
(s)
Visto que houve transferência de elétrons, com ocorrência simultânea de
oxidação e de redução, a reação de oxirredução é dada pela soma das duas
semirreaçõesdescritas acima:
Reação de oxirredução: Cu(s) + 2 AgNO3(aq) Cu(NO3)2(aq) + 2Ag(s)
Conclui-se que na reação, o cobre metálico perdeu elétrons, ou seja, ele
doou esses elétrons para o cátion prata, causando a sua redução. Portanto, o cobre
é o agente redutor. Por outro lado, os cátions prata da solução de nitrato de prata
foram os que receberam os elétrons do cobre, causando a oxidação dele. Por isso, o
nitrato de prata (e não o cátion prata) é o agente oxidante.
Parte II: Construção da Pilha de Daniell
a) Ponte salina: Inicialmente, preparou a ponte salina, conforme
procedimentos descritos anteriormente;
b) Eletrodos: (procedimentos descritos anteriormente);
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c) Meias-celas: transferiu-se para um béquer 150mL de solução de ZnSO4
0.1 M; Num segundo béquer foi colocado150mL da solução de CuSO4 0.1 M.
d) Montagem e operação: mergulhou-se a lâmina de Zn na solução de
ZnSO4 e a lâmina de cobre na solução de CuSO4. Colocou-se cuidadosamente a
ponte salina entre os béqueres em ambas as soluções. Conectou-se os eletrodos
com um voltímetro, cuja leitura do potencial da cela obtida foi de 1,092V. Retirou-se
a ponte salina e realizamos a segunda leiturado potencial da cela, que foi de 0,000V.
Recolocou-se a ponte salina e efetivamos uma nova leitura correspondente a
1,090V.
Observou-se então, diante das medições realizadas, que a carga inicial
obtida era bastante elevada, pois se encontrava muito próximo do valor teórico, uma
vez que o potencial eletroquímico do Zn é de -0,762 e o do Cu é de +0,345, sendo
assim, a diferença de potencial entre os dois elementos corresponde a 1,107V,
conforme demonstração abaixo.
Zn2+(aq) + 2e-Zn(s) E0 (Zn2+/Zn) = -0,762V (anodo)
Cu 2+ (aq) + 2e - Cu (s) E 0 (Cu 2+ /Cu) = +0345V (catodo)Zn(s) + Cu2+
(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) E0 = 1,107V (valor de tensão
teórico)
Para calcular o erro experimental, temos:
Erro relativo :|valor medido−valor real|
valor real×100=¿
Erro relativo :|1,092−1,107|
1,107×100=1,355%
Esse erro provavelmente ocorreu devido a impurezas encontradas nas
soluções, a inexatidão nas medidas, o uso da mesma solução de cloreto de potássio
para a preparação da ponte salina ou, até mesmo, pela oxidação do metal exposto
ao ar (por isso se fez necessário o lixamento do metal por um pequeno pedaço de
lixa). Isso justifica o erro observado na pilha montada.
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Efeito do hidróxido e do sulfeto
Adicionou-se 20 mL de uma solução de NaOH 1,75 M ao béquer contendo a
solução de CuSO4 0,1 M, efetuamos a leitura do potencial da pilha correspondente a
0,780V, após 5min. foi realizada uma nova leituracorrespondente a 1,146V.
Observou-se a formação de um precipitado azul, uma substância semelhante a um
gel. O que ocorre é uma reação de dupla troca.
2NaOH + CuSO4 Cu(OH)2 + Na2So4
Conclui-se que com a adição do hidróxido, o potencial da pilha foi reduzido
para 0,780V. Isso ocorreu porque houve um desequilíbrio das cargas. O número de
Cu2+ foi reduzido porque Cu(OH)2 é um precipitado. A massa de Cu(OH)2 produzido
pode ser calculada por regra de três:
Em 20ml de solução de NaOH 1,75 M tem-se:
N = 0,02L x 1,75mol L-1 = 0,035mol de NaOH
Em 150ml de solução de CuSO4 0,1 M tem-se:
X = 0,15L x 0,1mol L-1 = 0,015mol de CuSO4.
Como a proporção e de NaOH:CuSO4 é de 2:1, percebe-se que o NaOH
está em excesso. Então a quantidade de NaOH que reage é 2x = 0,030mol. Pela
proporção da reação o número de mols de Cu(OH)2 formado é 0,015mol, e a massa
é calculada a partir do número de mols e da massa molar.
M(Cu(OH)2) = 0,015 x 97,561 = 1,463 + 0,001 g.
Depois de alguns instantes o potencial volta para 1,146V, pois a ponte salina
equilibra os íons e estabiliza as soluções.
Adicionou-se 20 mL de carbonato de potássio e sódio 1,0 M, e agitou-se, ao
béquer contendo a solução ZnSO40,1 M. Montou-se a pilha empregando uma nova
semi-cela de Cu/Cu2+. Efetuamos a leiturainicial do potencial da pilha
correspondente a 1,110V, realizou-se a troca da ponte salina, após 28min
realizamos uma segunda leitura correspondente a 1,046V. Observou-se que a
solução tinha uma aparência leitosa.
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Em virtude de ter sido obtido leituras consideravelmente altas e estarem
ocorrendo variações constantes nas leituras, foi observado que as substâncias
contidas nos béquers migraram para o interior da ponte salina, desse modo, optou-
se por substituir esta por outra, porém ao final observou-se que o valor obtido de
1,046V, ainda é considerado relativamente alto, comparando-o com o teórico de
1,107V.
Zn2+(aq) + 2e- Zn(s) E0 (Zn2+/Zn) = -0,762V (anodo)
Cu 2+ (aq) + 2e - Cu (s) E 0 (Cu 2+ /Cu) = +0345V (catodo)Zn(s) + Cu2+
(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) E0 = 1,107V (valor de tensão
teórico)
Potencias em volts da pilha com e sem ponte salina.
Potenciais
Com ponte salina 1,092 + 0,1V
Sem ponte salina 0,000+ 0,1V
Com ponte salina 1,090+ 0,1V
Primeiramente nota-se que o potencial sem a ponte salina é nulo. Em uma
pilha há fluxo de elétrons do ânodo para o cátodo. Isso faz com que as soluções das
celas fiquem com excesso de cargas.
É possível observar que os potenciais da pilha com a ponte salina são
menores que o esperado nas condições ideais. Esse potencial deve estar dentro de
uma incerteza causada por impurezas nos eletrodos, ou por um desgaste natural da
pilha. Pois, calculando pela equação de Nerst, obtem-se E=E0.
E=E0−0,0257n
lnQ
Onde E0 é o potencial padrão da pilha, n é o número de elétrons envolvidos
e Q é o quociente da reação.
Q=a(Cu)×a¿¿
A atividade de sólidos é igual a 1, e a atividade de íons em soluções diluídas
e considerada como igual a sua concentração. Obtêm-se o potencial da pilha de:
E=E0−0,02572
ln1×0,11×0,1
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E0 é calculado usando –se os dados tabelados dos potencias de redução do
cátodo e do ânodo.
E0 = E0Red(cátodo) – E0
Red(ânodo)
Para o zinco (ânodo) e o cobre (cátodo) tem-se:
Zn(s)Zn2+(aq) + 2e- E0 (Zn2+/Zn) = -0,762V (anodo)
Cu(s) Cu 2+ (aq) + 2e - E 0 (Cu 2+ /Cu) = +0345V (catodo)Zn(s) + Cu2+
(aq) Zn2+(aq) + Cu(s) E0 = 1,107V + 0,01V
Percebe-se uma diferença de 0,015 volts entre o potencial ideal e o real.
Esquema da montagem da pilha de Daniell
4. CONCLUSÃO
A experiência realizada foi válida, pois proporcionou aos alunos noções
importantes sobre as propriedades de reatividade dos metais, permitindo prever
quando vai ocorrer, ou não, alguma reação.
Para a construção da pilha de Daniell, foi fundamental conhecer a função de
uma ponte salina, efeito de hidróxido, cálculo de potencial padrão e a utilização
correta da equação de Nerst.
5. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
http://eletroquimica223.blogspot.com.br/ (Acesso às 15:33 do dia 24/09/2014)
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6. QUESTÔES
1) Consulte uma tabela de potenciais e calcule o () para cada equação
química da parte I. Baseado nos valores destes potenciais qual é o metal com maior
caráter redutor?
Na primeira parte do experimento tem-se as seguintes equações de
redução:
Cu2+ + 2e- Cu Ered = 0,345V
Ag+ + 2e-Ag Ered = 0,80V
Fe2+ + 2e-Fe Ered = -0,44V
O metal com maior caráter redutor é aquele que tem maior potencial de
oxidação. Já temos o potencial de redução, e para obtermos o de oxidação é só
invertermos o sinal, ou seja:
Eoxi (Cu) = -0,345V
Eoxi (Ag) = -0,80V
Eoxi (Fe) = 0,44V
O ferro é o metal com maior potencial de oxidação, e consequentemente é o
que tem maior caráter redutor.
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?
Pela tabela, o potencial de oxidação do chumbo é Eoxi(Pb)=0,13V. Para
protegermos o soldadinho de chumbo precisamos usar um metal de sacrifício com
potencial de oxidação maior que o do chumbo. Com isso, esse metal deproteção vai
se oxidar mais facilmente que o chumbo e vai proteger o soldadinho.
Na parte II temos:
Eoxi(Zn) = +0,762
Eoxi(Cu) = -0,345
O metal que pode ser utilizado é o zinco (Zn).
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3) Explique a função da ponte salina numa pilha.
Consiste em um tubo em forma de U repleto de uma solução de KCl (~1M).
Ocorre que na ponte salina, à medida que a célula é descarregada,os íons K+
migram em direção ao cátodo enquanto que os íons Cl- vão em direção ao ânodo.
As funções da ponte salina são basicamente três:
Separa fisicamente os componentes eletrólitos, provê a continuidade elétrica
(um caminhos contínuo para a migração dos ânions e dos cátions) na célula e reduz
o potencial de junção líquida, uma diferença de potencial produzida quando duas
soluções distintas são colocadas em contato entre si. Esta diferença se origina pelo
fato do ânion e do cátion migrarem através da região de contato ou junção liquida,
com velocidades diferentes. Se o ânion e o cátion na ponte salina migrarem com
velocidades praticamente iguais, o potencial de junção líquida é minimizado, e isto
simplifica a interpretação da medida da tensão de uma pilha.
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