Experimento 9 - Eletroquímica

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Experimento 9 - Eletroquímica

  1. 1. UNIVERSIDADE FEDERAL DO VALE DO SÃO FRANCISCO CURSO DE ENGENHARIA MECÂNICA DISCIPLINA: QUÍMICA PRÁTICA EXPERIMENTO 9 Aluno: Mônica Suelem, Jainy Carneiro, Laura Castro, Silvanildo Macário Professor(a): Andréa Ferraz Turma: 1° Período de Engenharia Mecânica Data: 20 de Julho de 2014
  2. 2. EXPERIMENTO 9: ELETROQUÍMICA INTRODUÇÃO: Eletroquímica é o ramo da química que estuda o uso das reações químicas associadas a eletricidade. De modo geral divide-se em : pilhas e eletrólise Pilhas : reações espontâneas e geram eletricidade ; Eletrólise : eletricidade utilizada para ocorrer a reação não- espontânea A pilha ou célula eletroquímica é constituída de dois eletrodos no qual uma espécie é oxidada e sede elétrons, ao passo que o outro se reduz e recebe esses elétrons. Isso permite o fluxo de corrente elétrica através do circuito A pilha de Daniell exemplifica uma pilha usando a reação entre cobre e zinco; num béquer contendo uma barra de cobre mergulhada em solução de íons cu 2+, e no outro a barra de zinco em solução de íons zn 2+; os mesmos estão ligados com o fio condutor de elétrons ; além disso utiliza-se uma ponte salina entre os eletrodos para que haja equilíbrio de carga. A principal condição em uma reação de oxi-redução é transferência de elétrons do agente condutor para o oxidante; assim estabeleceram-se potenciais relativos de oxidação e redução para os elementos ,tomando como padrão o eletrodo padrão de hidrogênio. É possível prever a espontaneidade de reações de oxi-redução por meio dos valores de potencias relativos de oxidação redução dos elementos; quando o potencial apresentar valor positivo a reação será espontânea, analogamente quando o potencial apresentar valor negativo, o sistema sofrerá transformação por meio da indução de corrente elétrica por uma fonte externa e portanto a reação será não espontânea . Além disso, outro critério utilizado para prever a espontaneidade de uma reação química é por meio da variação da energia livre de gibbs, assim quando delta G for positivo o processo é não-espontâneo e quando delta G for o negativo o processo é espontâneo. A cela galvânica é usada pra converter energia química em energia elétrica quando uma reação possui um valor positivo de variação de potencial e valor negativo de delta G, e procede para atingir o equilíbrio.
  3. 3. OBJETIVO: Aplicar conceitos de eletroquímica para preparar a pilha de Daniell e analisar o processo de oxidação em diferentes materiais. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: A- Reações de oxi-redução 1- Colocou-se um pedaço de fio de cobre, lixado, em um tubo contendo 3 mL de FeSO4 0,1M; 2- Colocou-se um prego limpo em um tubo contendo 3 mL de CuSO4; 3- Colocou-se um pedaço de fio de cobre, lixado, em um tubo de ensaio contendo AgNO3. Em todos os 3 casos anotou-se as observações. B- Construção da pilha de Daniell 1- Ponte salina: colocou-se KCl 1 M em um tubo em forma de U e tampou-se as extremidades com algodão; 2- Eletrodos: lixou-se lâminas de Zn (s) e Cu (s), lavou-as com água destilada e secou-as com algodão; 3- Meias-celas: transferiu-se para um béquer 70 mL de solução de ZnSO4 0,1 M e para um outro béquer transferiu-se 70 mL de solução de CuSO4 0,1 M; 4- Montagem e operação: mergulhou-se a lâmina de Zn na solução de ZnSO4 e a lâmina de Cu na solução de CuSO4. Colocou-se cuidadosamente a ponte salina entre os béqueres de forma que ela ficou mergulhada em ambas as soluções. Conectou-se os eletrodos com um voltímetro e leu-se o potencial. Retirou-se a ponte salina e leu-se novamente. Recolocou-se a ponte salina e leu-se novamente; 5- Colocou-se 20 mL de NaOH 1,75 M ao béquer que continha CuSO4 0,1 M e leu- se o potencial; 6- Adicionou-se 20 mL de sulfeto de sódio 1,0 M ao béquer contendo a solução de ZnSO4 0,1 M e montou-se outra semi-cela Cu/Cu2+ e leu-se novamente o potencial da cela. C- Pilha sanduíche 1- Apanhou-se duas placas 2x3 de cobre e outras duas de zinco, que estavam lixadas; 2- Dobrou-se quatro folhas de papel de filtro ao meio e umedeceu-se duas em uma solução de ZnSO4 0,1 M com o auxílio de uma placa de Petri e uma pinça. 3- Umedeceu-se as outras duas folhas em uma solução de CuSO4. Deixou-se os papeis embebidos nas soluções por 3 minutos; 4- Sobre aplaca de zinco depositou-se um papel embebido em ZnSO4 0,1 M e sobre a placa de cobre depositou-se um papel embebido em CuSO4; 5- Juntou-se as placas e mediu-se o potencial gerado.
  4. 4. RESULTADOS A- Reações de oxi-redução Tubo 1: Semi-reações: Cu(s)  Cu2+ (aq) + 2 e- E°= 0,34 V Fe2+ (aq) + 2 e-  Fe (s) E°= -0,44 V Nesse experimento não houve reação pois o metal, no qual seria oxidado, apresenta um potencial de redução menor do que a solução, logo ela não ocorre. Tubo 2: Semi-reações: Cu2+ (aq) + 2 e-  Cu(s) E°= 0,34 V Fe (s)  Fe2+ (aq) + 2 e- E°= -044 V Nesse experimento houve reação, pois o metal apresentava um potencial de redução maior do que a solução, sendo assim: Cu2+ (aq) + Fe (s)  Cu (s) + Fe2+ (aq) Cu  E= 0,34 – (0,0592/2) log (1/0,1) E= 0,3104 V Fe  E= -044 – (0,0592/2) log (1/0,1) E= - 0,4696 V ∆E = Ecátodo – Eânodo = 0,3104 – (- 0,4696) = 0,78 V Tubo 3: Semi-reações: Cu(s)  Cu2+ (aq) + 2 e- E°= 0,34 V 2 Ag+ (aq) + 2 e-  2 Ag(s) E°= -0,44 V Nesse experimento também houve reação, pois o metal apresentava um potencial redutor maior do que a solução, sendo assim: 2 Ag+ (aq) + Cu (s)  Cu2+ (aq) + 2 Ag (s) Cu  E= 0,34 – (0,0592/2) log (1/0,1) E= 0,3104 V Ag  E= 0,80 – (0,0592/2) log (1/0,1) E= 0,7704 V ∆E = Ecátodo – Eânodo =0,7704 - 0,3104 = 0,46 V
  5. 5. B- Pilha de Daniell Semi-reações: Cu2+ (aq) + 2 e-  Cu(s) E°= 0,34 V Zn (s)  Zn2+ (aq) + 2 e- E°= -0,76 V Equação global: Cu2+ (aq) + Zn (s)  Cu (s) + Zn2+ (aq) Cálculo do potencial: Cu  E= 0,34 – (0,0592/2) log (1/0,1) E= 0,3104 V Zn  E= -0,76 – (0,0592/2) log (1/0,1) E= 0,7896 V ∆E = Ecátodo – Eânodo = 0,3104 – (-0,7896) = 1,1 V OBS.: Efeito do hidróxido Com o acréscimo de NaOH 1,75 M ao béquer contendo CuSO4 0,1 M, o valor do potencial da pilha diminuiu, pois o Cu2+ em solução passou a reagir com a base e não mais a oxidar. CuSO4 (aq) + 2 NaOH (aq)  Na2SO4 (s) + Cu(OH)2 (s)
  6. 6. Quando adicionou-se o Na2S o potencial da pilha aumentou, isso devido ao fato do Zn2+ na solução de diminuído, pois reagiu com o Na2S. Sendo o equilíbrio deslocou- se no sentido ne produção do Zn2+ e por isso aumentou-se o potencial da pilha. Na2S (aq) + ZnSO4 (aq)  ZnS (s) + Na2SO4 (aq) C- Pilha sanduíche Para a construção dessa pilha foram utilizados os mesmos materiais para os eletrodos e as mesmas soluções, sendo assim o valor do potencial teórico foi o mesmo para a pilha de Daniell. Semi-reações: Cu2+ (aq) + 2 e-  Cu(s) E°= 0,34 V Zn (s)  Zn2+ (aq) + 2 e- E°= -0,76 V Equação global: Cu2+ (aq) + Zn (s)  Cu (s) + Zn2+ (aq) Cálculo do potencial: Cu  E= 0,34 – (0,0592/2) log (1/0,1) E= 0,3104 V Zn  E= -0,76 – (0,0592/2) log (1/0,1) E= 0,7896 V ∆E = Ecátodo – Eânodo = 0,3104 – (-0,7896) = 1,1 V

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