Relatório - Eletroquimica

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS
Departamento de Química
Química Geral Prática
Nome: Ana Carolina Arantes Araújo 
	Luís Henrique Eduardo Bastos	
	Marcos Murta Tanure
Turma: Eng. de Minas 
Prof.: Cynthia
Data de realização da prática: 30/10/2008
Eletroquímica
Introdução
	A eletroquímica estuda os fenômenos químicos e elétricos gerados por reações químicas espontâneas (em pilhas ou baterias, onde ocorrem reações de oxi-redução que transformam energia química em energia elétrica) e a transformação química gerada pela passagem de corrente elétrica numa solução (eletrolise).
	Nas pilhas e baterias, o pólo negativo é o eletrodo que fornece elétrons ao circuito externo, chamado de anodo (para onde se dirigem os anions) e o pólo positivo é o eletrodo que recebe elétrons do circuito externo, chamado de catodo (para onde se dirigem os cátions). 
	Os potenciais de redução listados na tabela de potenciais padrão de redução são obtidos a partir de um eletrodo padrão de hidrogênio, que por convensão possui o potencial EH2/H+ = 0V.
	As reações de oxi-redução são espontâneas quando o Δεo e ΔG calculados a partir dos potenciais padrão de redução for negativo. Caso contrario, a reação ocorrerá somente se for submetida uma corrente elétrica ao sistema.
ΔG = - nFΔE (joules) ou ΔG = - nFΔE/4186 (em Kcal.mol-1) 
	A corrosão é também um processo de oxi-redução e designa um processo de oxidação que ocorre na superfície de um metal, dando origem a íons.
Objetivos
- Observar a espontaneidade de reações de oxidação e redução;
- Montar a pilha de zinco e cobre (pilha de Daniell);
- reconhecer e caracterizar os produtos da reação de eletrolise do KI;
Materiais
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Fontes de energia;
Eletrodos de grafite;
Multímetro;
Eletrodo de cobre;
Eletrodo de zinco;
Tubo em U para ponte salina;
Tubo em U para eletrolise;
Béquer;
Garra;
Condutores metálicos;
Palha de aço;
Suporte de ferro;
Pipetas graduadas;
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Reagentes e Indicadores
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Solução aquosa de KI 0,5 mol/L;
Solução alcoólica de fenolftaleina;
Dispersão de amido;
Solução aquosa de ZnSO4 1,0 mol/L;
Solução aquosa de CuSO4 1,0 mol/L;
Solução saturada de KCl;
1 prego;
Lamina metálica de cobre;
Lamina metálica de zinco;
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Procedimentos
Verificação qualitativa da tabela de potencial de oxidação
- Colocou-se em um tubo de ensaio pequena quantidade da solução de cobre (II);
- Mergulhou-se nesta solução um prego (previamente limpo com a palha de aço);
- Observou-se as condições iniciais de reação e anotou-se alguma evidencia de transformação;
- Colocou-se em um béquer a solução de Zn (II) e mergulhou-se uma lamina de cobre;
- Observou-se e anotou-se os resultados;
Montagem da pilha de cobre e zinco (Pilha de Daniell)
- Colocou-se, em um béquer, aproximadamente 25 mL da solução de sulfato de cobre (II) [CuSO4] e num outro, aproximadamente 25 mL da solução de sulfato de zinco (II) [ZnSO4];
- Encheu-se o tubo em U com solução saturada de KCl e, em seguida, colocou-se um chumaço de algodão nas extremidades do tubo, tomando cuidado para não deixar entrar bolhas de ar. Esse procedimento foi necessário para a preparação da ponte salina;
- Montou-se um esquema onde um eletrodo de zinco foi ligado ao terminal negativo do multímetro e mergulhado na solução de ZnSO4 e um eletrodo de cobre foi ligado ao terminal positivo do multímetro e mergulhado na solução de CuSO4. A ponte salina foi colocada ligando os dois béqueres;
Fig.1: Esquema da Pilha de Daniell.
- Leu-se a diferença de potencial no multímetro;
- Após a leitura, desligou-se o multímetro e retirou-se os eletrodos das soluções;
- Com o auxilio da Tabela de Potencial Padrão de Redução, calculou-se a diferença de potencial (Δεo) da pilha;
- Comparou-se o valor experimental com o teórico;
Eletrolise 
- Colocou-se num tubo em U a solução de KI 0,5 mol/L até enchê-lo quase completamente;
- Colocou-se cada eletrodo de carbono (ligados aos pólos da fonte de energia) em uma das extremidades do tubo em U;
Fig.2: Esquema de eletrólise.
- Deixou-se que a eletrolise se processasse por 2 a 3 minutos; 
- Observou-se e anotou-se o que ocorria no catodo e no anodo;
- Removeram-se os eletrodos de carbono do tubo em U;
- Retirou-se, com uma pipeta, aproximadamente 2 mL de solução de um dos ramos do tubo em U e colocou-se em dois tubos de ensaio; fez-se o mesmo com o outro ramo do tubo em U, utilizando outros dois tubos de ensaio;
- Adicionou-se 1 gota de fenolftaleína a um tubo de ensaio de cada par;
- Observou-se os resultados e anotou-se;
- Adicionou-se 1 gota de dispersão de amido a um tubo de ensaio de cada par;
- Observou-se e anotou-se os resultados;
Discussão dos Resultados
	No procedimento 1, foi feita a verificação qualitativa de tabela de potencial de redução. Ao mergulhar o prego na solução de Cu(II), verificou-se que uma camada avermelhada de cobre sólido se depositou sobre o prego, concluindo-se que foi uma reação espontânea. Fato que já era esperado, pois o potencial padrão de redução do ferro é menor que do cobre significando que o ferro tem maior tendência a se oxidar que o cobre, logo a reação deveria ocorrer. Os cálculos feitos anteriormente também corroboravam essa hipótese (Δεo>0 e ΔG<0).
Fe(s) ( Fe+2(aq) + 2 e- εo = +0,44 V
Cu+2 + 2 e- ( Cu(s) εo = +0,34 V
Fe(s) + Cu+2 ( Fe+2(aq) + Cu(s) Δεo = +0,78 V
ΔG = -nFΔE ( -2 . 96500 . (+0,78) = - 150540 joules
	
	Na segunda parte desse procedimento, uma lamina de cobre foi colocada em uma solução de Zn(II). Observou-se que nada ocorreu. Fato que também já era esperado, uma vez que o potencial padrão de redução do cobre é maior que o do zinco. Como o cobre está sólido (metálico), só poderia oxidar-se, o que não ocorre, já que o zinco tem menor potencial de redução (tem maior tendência a se oxidar). 
Cu(s) ( Cu+2(aq) + 2 e- εo = -0,34 V
Zn+2 + 2 e- ( Zn(s) εo = -0,76 V
Cu(s) + Zn+2 ( Cu+2(aq) + Zn(s) Δεo = -1,10 V Δεo<0 e ΔG>0
ΔG = -nFΔE ( -2 . 96500 . (-1,10) = + 212300 joules
	No segundo procedimento, executou-se a montagem da pilha de cobre e zinco, também chamada de pilha de Daniell. De acordo com o esperado, o multímetro deveria indicar uma voltagem de +1,10V, ocorrendo desgaste do eletrodo de zinco e aumento do eletrodo de cobre e descolorimento da solução azul de sulfato de cobre (II). O desgaste e aumento dos eletrodos não foram vistos devido ao curto tempo em que os eletrodos permaneceram na solução, assim como o descolorimento não teve efeito significativo. Porém, observou-se, no multímetro uma voltagem de +0,97V. Essa voltagem tem um valor menor que o esperado provavelmente devido à concentração das soluções não ser mais de 1 mol/L (concentração em que os potencias padrão de redução foram determinados), uma vez que as alíquotas das soluções usadas retornam ao frasco armazenador e a sujeira dos eletrodos de zinco e cobre.
Zn(s) ( Zn+2(aq) + 2 e- εo = +0,76 V
Cu+2 + 2 e- ( Cu(s) εo = +0,34 V
Zn(s) + Cu+2 ( Zn+2(aq) + Cu(s) Δεo = +1,10 V
	No terceiro procedimento, executou-se uma eletrolise do KI (iodeto de potássio). Através da montagem e da passagem de corrente elétrica, ocorre o movimento dos íons presentes na solução para os pólos de carga oposta. Na eletrolise, a oxidação ocorre no anodo, que é o pólo positivo. Neste pólo, duas reações poderiam ocorrer:
2I- ( I2 + 2 e- εo = -0,54V ou
H2O ( O2 + 4H+ + 4 e- εo = -1,23V
No catodo onde ocorre a redução e é o pólo negativo, poderiam ocorrer as seguintes reações:
K+ + e- ( K εo = -2,92 V ou 
2H2O + 2 e- ( H2 + 2OH- εo = -0,83 V
	No anodo a reação que realmente ocorre é a 2I- ( I2 + 2 e- pois seu potencial de oxidação é maior que o da água (tem maior tendência a se oxidar). Já não anodo, a reação que
realmente ocorre é a 2H2O + 2 e- ( H2 + 2OH- por ter maior potencial de redução. Assim, a reação global da eletrolise do KI é:
2I- ( I2 + 2 e- εo = -0,54V 
2H2O + 2 e- ( H2 + 2OH- εo = -0,83 V
2I- + 2H2O ( I2 + H2 Δ εo = -1,37 V - reação não espontânea
	Observou-se que de um dos lados do tubo em U a solução se tornava amarelada devido ao iodo formado e no eletrodo que estava na outra abertura do tubo havia desprendimento de gás (H2). Esses produtos formam caracterizados retirando-se, com uma pipeta, aproximadamente 2 mL de solução de um dos ramos do tubo em U e colocando-se em dois tubos de ensaio; fazendo o mesmo com o outro ramo do tubo em U, utilizando outros dois tubos de ensaio. Foi adicionada então 1 gota de fenolftaleína a um tubo de ensaio de cada par. No tubo do eletrodo que havia desprendido gás, a solução ficou rósea, devido a presença dos íons OH-, já no outro não ocorreu nada. Adicionou-se então, 1 gota de dispersão de amido a um tubo de ensaio de cada par. Observou-se que ocorreu modificação apenas no tubo que continha a solução amarelada, que se tornou fortemente azul devido a interação do amido com o iodo e a formação de um adsorvato azul.
I2 + amido ( adsorvato azul
Conclusão
	A partir da pratica realizada, foi possível comprovar a natureza elétrica de algumas reações, além da transformação de energia química em energia elétrica. É possível perceber também que uma reação de oxi-redução é previsível, ou seja, é possível prever se determinada reação será espontânea ou não e que a voltagem fornecida pela reação dependerá diretamente da concentração das soluções envolvidas mas é possível se ter uma idéia de qual vai ser essa voltagem. A ponte salina é de grande importância na pilha uma vez que mantem a neutralidade do sistema. Assim, essa pratica foi de grande importância para o nosso entendimento da eletroquímica, já que provou vários conceitos teóricos já conhecidos pelos alunos. 
Referencias Bibliográficas
FONSECA, Martha Reis Marques da; Química; Físico-Quimica; São Paulo; 1992; Editora FTD;
Apostila de Praticas de Química Geral; UFMG 2007;
www.brasilescola.com;
www.cq.ufam.edu.br.