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Relatório de Técnicas Eletroanalíticas
          Pilhas e Eletrólise




                Relatório elaborado pelas alunas: Mércia Cunha
                                               Nayara Argolo
                                               Railane Freitas
                                                Ruth Oliveira
                                           Turma: 8843 – G2




               Salvador,
          09 de Abril de 2010
INTRODUÇÃO

A tendência de perder ou doar elétrons das substâncias, visando o equilíbrio, gera um
tema de estudo na química, conhecido como Eletroquímica. Reações de oxi-redução
tanto podem gerar corrente elétrica, como serem iniciadas por uma corrente elétrica.
Esta última recebe o nome especial de eletrólise, e a primeira é responsável pelos
dispositivos conhecidos como pilhas, baterias e acumuladores. Essas reações ocorrem
podem ocorrer de duas formas que são fisicamente muito distintas. Em uma delas, a
reação é desenvolvida colocando-se o oxidante e o redutor em contato direto, em um
recipiente adequado. Na segunda forma, a reação é realizada em uma célula
eletroquímica na qual os reagentes não estão em contato direto uns com os outros.

A pilha ou célula eletroquímica é constituída de dois eletrodos no qual uma espécie é
oxidada e cede elétrons, ao passo que o outro se reduz e recebe esses elétrons. Essa
reação redox permite o fluxo de corrente elétrica através do circuito.

As células galvânicas ou voltaicas armazenam energia elétrica. As baterias são
geralmente feitas de várias dessas células conectadas em uma única célula. Nessa
células, as reações que ocorrem nos eletrodos tendem a prosseguir espontaneamente e
produzem um fluxo de elétrons do ânodo para o cátodo através de um condutor externo.

Na pilha de Daniell, o eletrodo de cobre metálico, que recebe elétrons, é chamado de
cátodo ou terminal positivo, e a lâmina de zinco, que cede elétrons, é o ânodo ou
terminal negativo.

Em 1836, John Frederic Daniell criou um tipo de pilha usando zinco e cobre metálicos e
soluções de sulfato de cobre e de zinco. Esta pilha foi rapidamente incorporada pelos
Ingleses e Americanos em seus sistemas telegráficos. A Pilha de Daniell, como é
conhecida, é um experimento clássico e fácil de realizar, e que ilustra com propriedade
os fenômenos elétricos de uma reação de oxi-redução com formação de íons.

A pilha de Daniell é construída usando-se um eletrodo de zinco metálico, que é
embebido numa solução de sulfato de zinco, e um eletrodo de cobre metálico, que é
então embebido numa solução de sulfato cúprico. As duas soluções são postas em
contato através de uma superfície porosa, de modo que não se misturem, mas íons
possam atravessá-la. Alternativamente, uma ponte salina, que pode ser um tubo em
formato de “U” contendo em seu interior uma solução salina, tipo NaCl, KCl (o mais
utilizado) ou NH4NO3 fechado por material poroso, interligando as soluções de sulfato
cúprico e de zinco. A função da ponte salina é permitir a migração de íons de uma
solução para a outra, de modo que o número de íons positivos e negativos na solução de
cada eletrodo permaneça em equilíbrio, prolongando o funcionamento da pilha por mais
tempo. A ponte salina permite a passagem dessas cargas entre as soluções ou eletrólitos.
Então a condução de eletricidade de uma solução eletrolítica para a outra ocorre pela
migração de íons potássio presentes na ponte para uma direção e íons cloreto para a
outra. Portanto, o contato direto entre o cobre metálico e os íons zinco é evitado.

Os dois eletrodos são ligados através de fios a um voltímetro ou outro equipamento, que
fará a detecção ou uso da corrente elétrica gerada pela pilha.

Em suma, a pilha ou célula eletroquímica é um dispositivo que transforma energia
química em energia elétrica. Uma reação de oxi-redução é estabelecida, estando o
oxidante e redutor separados em compartimentos diferentes, de modo que o redutor seja
obrigado a ceder seus elétrons           através   de um fio ou circuito          externo.




A força com que os elétrons se movem numa pilha é chamada de força eletromotriz ou
fem e é medida em volts (V). A fem gerada pela célula é o potencial da pilha (E) e seu
valor depende das concentrações dos íons, temperatura e pressões parciais de gases caso
estes estejam envolvidos na reação. Quando as espécies presentes estão a 1 mol/L, a
pressão é de 1 atm e temperatura de 25°C, a fem medida nessas condições representa o
potencial padrão da pilha (E°) já que esse é o estado padrão. Para verificar o potencial
de qualquer pilha colocasse um voltímetro ligado ao fio condutor.
O valor apresentado pelo voltímetro é a diferença entre os potenciais dos eletrodos da
pilha e não os valores individuais dos mesmos. É necessário então arbitrar o valor 0 a
um eletrodo qualquer, o escolhido foi o eletrodo padrão de hidrogênio. Consiste de um
tubo de vidro contendo um fio de platina ligado a uma folha de platina inerte revestida,
o fio encontra imerso em solução ácida (presença de H+) e gás H2 é bombeado para
dentro do tubo. A partir daí pode ser medido os potenciais padrão de outros eletrodos
em referência ao de hidrogênio.

Uma célula eletrolítica, em contraste com uma célula voltaica, requer uma fonte externa
de energia elétrica para sua operação. Caracteriza-se pela ocorrência de reações de oxi-
redução em uma solução condutora quando se estabelece uma diferença de potencial
elétrico entre dois (ou mais) eletrodos mergulhados nessa solução. Nesse caso, a célula
considerada pode ser operada eletroliticamente conectando-se o pólo positivo de uma
fonte externa de voltagem, ao eletrodo de prata, constituído de material inerte, e o pólo
negativo da fonte ao eletrodo de cobre. Uma vez que o pólo negativo da fonte externa
de voltagem é rico em elétrons, estes vão fluir desse pólo para o eletrodo de cobre, no
qual a redução de Cu2+ para Cu(s) ocorre. A corrente é sustentada pela oxidação de
Ag(s) para Ag+ que ocorre no eletrodo localizado do lado direito, produzindo elétrons
que fluem para o pólo positivo da fonte de voltagem. Na célula eletrolítica, a direção da
corrente é inversa àquela da célula galvânica e que as reações nos eletrodos também são
invertidas. O eletrodo de prata é forçado a se tornar o ânodo, ao passo que o eletrodo de
cobre é forçado a se tornar o cátodo. A reação líquida que ocorre quando uma voltagem
maior que aquela da célula galvânica é aplicada é oposta à reação espontânea da célula
galvânica. Isto é,

                             2Ag(s) + Cu2+ ↔ 2Ag+ + Cu(s)

Em uma célula irreversível, a mudança da direção da corrente provoca a ocorrência de
uma semi-reação totalmente diferente em um ou ambos os eletrodos. A bateria de
chumbo ácido presente em automóveis é um exemplo comum de uma série de células
reversíveis. Quando uma bateria está sendo carregada pelo gerador ou por um
carregador externo, sua célula é eletrolítica. Quando ela é empregada para fazer
funcionar os faróis, o rádio ou a ignição, sua célula é galvânica.

Eletrólise Ígnea

O termo ígnea vem do latim igneu: ardente.
A eletrólise ígnea exige eletrodos inertes que possuam elevado ponto de fusão.
Geralmente são usados a platina ou grafita.
A eletrólise do NaCl é um processo economicamente importante. O NaCl se funde à
temperatura de 808 ºC.
NaCl(sólido) => NaCl(líquido)
Através de dissociação...
NaCl => Na1+ + Cl1-
Os íons Cl1- se dirigem para o ânodo (pólo positivo), perdem seus elétrons e são
transformados em gás cloro, Cl2.
2 Cl1- => Cl2 + 2 e- (oxidação)
Os íons Na1+ se dirigem para o cátodo (pólo negativo), recebem um elétron e são
transformados em sódio metálico (Na0). A equação foi multiplicada por 2 para igualar o
número de elétrons na redução e na oxidação.
2 Na1+ + 2 e- => 2 Na0          (redução)
A equação global da eletrólise é dada pela soma das reações de dissociação do sal e das
reações que ocorrem nos eletrodos.
2 NaCl => 2 Na1+ + 2 Cl1-
2 Cl1- => Cl2 + 2 e- (oxidação)
2 Na1+ + 2 e- => 2 Na0          (redução)
reação global         2 NaCl => Cl2 + 2 Na0


      Eletrólise em solução aquosa

Uma substância qualquer pode gerar íons em solução aquosa. Neste caso, os íons que
podem vir a sofrer eletrólise podem se originar dessa substância ou da própria auto-
ionização da água. Apesar da auto-ionização da água ocorrer em baixa extensão, ela
oferece esta possibilidade de um ou outro íon vir a se descarregar.

Apenas uma espécie de íon positivo ou negativo descarrega por vez. Cada íon possui
uma voltagem adequada para se descarregar. O par cátion/ânion de apresentar menor
voltagem para descarregar será o que vai descarregar primeiro.
A eletrólise do NaCl em solução aquosa é um exemplo em que participam da eletrólise
o cátion oriundo da auto-ionização da água e o ânion do sal.
OBJETIVOS

  •   Observar a transferência de elétrons na pilha de Daniell e confirmar os valores
      encontrados no voltímetro; constatar que a reação espontânea acontece quando
      seu potencial é positivo.

  •   Constatar que a reação não-espontânea na eletrólise e observar a deposição de
      cobre no eletrodo de alumínio.
MATERIAIS E REAGENTES

   Vidrarias;
   Materiais;              Quantidade                Reagentes        Quantidade
 Equipamentos

     Béquer                     3                  Placa de Cobre         1


   Ponte Salina                 1                Placa de Alumínio        1


   Lixa de 400                  1                  Placa de Zinco         1

                                                 Solução de Sulfato
   Voltímetro                   1                                      50,00mL
                                                 de Cobre 0,1 mol/L

                                                 Solução de Sulfato
  Pilha Alcalina                1                                      60,00mL
                                                 de Zinco 0,1 mol/L

   Fio condutor                                  CuSO4 250g/L em
                                2                                      50,00mL
  com crocodilo                                     H2SO4 50g/L



PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL

Pilhas:

   1. Colocou-se a solução de KCl no tubo em forma de U e fechou-se as
          extremidades com algodão.

   2. Adicionou-se a solução de CuSO4 0,1 mol/L em um béquer e a solução de
          ZnSO4 0,1 mol/L em outro béquer.

   3. Utilizando um fio condutor com crocodilos nas extremidades, uniu-se o eletrodo
          de zinco ao fio preto do voltímetro.

   4. Com o outro fio uniu-se o fio vermelho do voltímetro ao eletrodo de cobre.
5. Mergulhou-se cada uma das extremidades da ponte salina nas soluções de
       sulfato de zinco e sulfato de cobre.

   6. Mergulhou-se o eletrodo de zinco na solução de sulfato de zinco.

   7. Mergulhou-se o eletrodo de cobre na solução de sulfato de cobre.

Eletrólise:

   1. Preparou-se a superfície de trabalho lixando com lixa 400.

   2. Colocou-se em um béquer de 250 mL a solução de sulfato de cobre e realizou-se
       a imersão dos eletrodos de cobre e alumínio na solução, ligados a pilhas
       alcalinas.

   3. Utilizando um fio condutor com crocodilos nas extremidades, uniu-se o eletrodo
       de cobre ao fio do voltímetro.

   4. Utilizou-se um fio condutor com crocodilos nas extremidades, uniu-se o eletrodo
       de alumínio ao fio do voltímetro.

   5. Mergulhou-se os eletrodos de alumínio e cobre na solução de sulfato de cobre.

   6. Aguardou-se 3 minutos para verificar a deposição de cobre no eletrodo de
       alumínio.
RESULTADOS E DISCUSSÕES

Pilhas

O funcionamento da pilha de Daniel se deu imediatamente após sua montagem
acusando no voltímetro uma corrente elétrica de 0,96v. Considerando que o esperado
era uma corrente de 1,10v, podemos afirmar que o valor obtido foi satisfatório, pois
trabalhamos em condições de trabalho diferentes das da literatura, que podem ter
influenciado no resultado.
A placa de zinco era bastante espessa, logo não foi possível notar sua diminuição, mas
houve seu desgaste causado pelo deslocamento de seus átomos da placa para a solução
depositando na placa seus elétrons que fluíram pelo foi condutor para o eletrodo de
cobre. O zinco da placa saiu da sua forma Zn0 para Zn+2 na solução, o que levou a um
aumento de íons de zinco na solução de sulfato de zinco, pois o zinco apresenta maior
potencial de oxidação.
Já a placa de cobre sofreu um aumento de massa, pois o cobre apresenta potencial para
se reduzir. Os elétrons que estavam fluindo por meio do fio condutor da placa de zinco
se depositaram na placa de cobre carregando-a negativamente. Os íons de cobre
presentes na solução de sulfato de cobre foram atraídos pela carga negativa da placa e se
depositaram nela na forma de cobre metálico, diminuindo a concentração de íons de
cobre na solução.
O controle das cargas para que a pilha funcionasse foi mantido através da ponte salina,
que possibilitou a passagem gradual dos íons e impediu o contato direto entre as
soluções de sulfato de zinco e sulfato de cobre: os íons sulfato, SO 4-2, fluíram por
intermédio da ponte salina da solução de sulfato de cobre (onde estava em maior
concentração devido à migração dos íons de cobre da solução para a placa) para a
solução de sulfato de zinco (onde havia déficit de íons sulfato, pois os íons de zinco
presentes na placa migravam para a solução), mantendo assim a neutralidade elétrica
das soluções.
No interior da ponte salina havia o cloreto de potássio e esta estava fechada nas
extremidades com maços de algodão. O KCl é um eletrólito forte e o mais indicado para
ponte salina, pois seus íons apresentam tamanhos similares. Esse fator facilita sua
mobilidade na ponte salina: os íons potássio (k +) se moveram para o lado
correspondente da solução de sulfato de cobre, porque havia nesta solução maiores
concentrações de íons sulfato; os íons cloreto (Cl-) se deslocaram para a solução de
sulfato de zinco, onde havia maior concentração de íons de zinco. Deste modo, a ponte
salina fechou o sistema mantendo o fluxo de íons e o fio condutor mantendo a migração
dos elétrons.




Eletrólise

Na cuba eletrolítica contendo a solução de Sulfato de Cobre emergiu-se eletrodos de
Cobre e Alumínio ligados a uma pilha alcalina através de fios condutores.
Teoricamente, o alumínio, por possuir menor potencial de redução (-1,68 V), deveria
oxidar-se e, consequentemente, o Cobre com potencial de redução igual a +0,34 V
deveria reduzir-se, conforme podemos observar nas equações abaixo:

Al(s) → Al +3 + 3e-    Ered: -1,68

Cu+2 + 2e- → Cu(s) Ered: +0,34

Como numa reação de oxirredução ocorre transferência de elétrons, para balanceá-la
devemos igualar o número de elétrons perdidos e recebidos.

2Al(s) → 2Al+3(aq) + 6e-
3Cu+2(aq) + 6e- → 3Cu(s)

∆Eº = (Eº red maior) – (Eº red menor)

∆Eº = (+ 0,34) – (- 1,68)

∆Eº = + 2,02

Entretanto, por possuir um ∆Eº positivo, concluímos que a reação entre o Alumínio e o
Cobre é espontânea, caracterizando-se então como uma pilha e não uma eletrólise,
conforme deseja-se no experimento. Então, para ocorrer uma eletrólise submete-se o
sistema a uma corrente elétrica proveniente de fonte externa, a pilha alcalina dita
anteriormente, de modo a reverter o fluxo de elétrons, forçando uma reação que não
ocorreria espontaneamente. Na célula eletrolítica, os elétrons emergiram do ânodo, onde
ocorreu a oxidação, em direção ao cátodo, em um fluxo inverso às das pilhas. Fazendo
com que o Cobre metálico sofra oxidação, ao mesmo tempo em que o cobre da solução
se reduza. Nessa reação, o Alumínio atuou apenas como um eletrodo inerte, que
consiste em um pedaço de fio metálico inerte em contato com uma solução de uma
substância em dois estados de oxidação diferentes. Este eletrodo caracteriza-se por não
participar da reação, ele nem fornece íons para a solução e tampouco reduz seus
próprios íons, servindo apenas como um condutor.
O Cobre é um elemento que possui forte tendência para a redução, então para levá-lo à
oxidação forneceu-se uma energia superior à voltagem da pilha formada pela semi-cela
do Alumínio e pela semi-cela do Cobre.
Cu(s) → Cu+2(aq) + 2e-
Cu+2(aq) + 2e- → Cu(s)
Então, conforme pode ser visto nas reações acima, o Cobre metálico se oxidou,
perdendo elétrons, fazendo com que a massa da sua lâmina diminua. Enquanto que o
Cobre da solução se reduziu, ganhando elétrons, depositando-se no eletrodo inerte, a
lâmina de Alumínio.
CONCLUSÃO

A partir dos experimentos realizados puderam-se relembrar conceitos da eletroquímica
que são de fundamental importância para os entendimentos das técnicas eletroanalíticas.
Observou-se a produção de corrente elétrica a partir da transferência de elétrons, mas
também a utilização de corrente elétrica na produção dessas reações químicas, nos
experimentos de pilhas e eletrólise, respectivamente.

Na pilha, produziu-se energia elétrica utilizando-se um condutor externo ligando a
região onde ocorreu a oxidação (eletrodo Zn/Zn +2) com a região que ocorreu a redução
(eletrodo Cu+2/Cu), sendo que o fluxo de elétrons flui do ânodo para o cátodo. O
processo de pilha é espontâneo, uma vez que seu ∆Eº é positivo.

Já na eletrólise, têm-se um processo não-espontâneo, onde é necessário promover a
reação química através do fornecimento de corrente elétrica oriunda de uma fonte
externa. Assim, fez-se com que o Cobre se reduzisse e se oxidasse em um mesmo
sistema, com a participação de um eletrodo inerte, o Alumínio, onde houve a deposição
do Cobre metálico.

Conclui-se então que foi possível reforçar os conceitos aprendidos nas aulas teóricas
após a realização dessa aula prática. Conseguiu-se entender mais nitidamente como
ocorrem os processos de oxidação e redução e o quanto isso é comum.
REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS

  1. http://www.reocities.com/ResearchTriangle/4480/academic/academic-
     files/daniellcell.html

  2. http://www.notapositiva.com/trab_estudantes/trab_estudantes/fisico_quimica/fis
     ico_quimica_trabalhos/pilharelatorio.htm

  3. http://www.ebah.com.br/content/ABAAAARO8AG/relatorio-eletroquimica

  4. USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química Físico-Química. 7ª ed. São
     Paulo: Saraiva, 2002.

  5. SKOOG, Douglas A.; WEST, Donald M.; HOLLER, James F.; STANLEY R.
     Crouch. Fundamentos de Química Analítica. 8ª ed. São Paulo: Pioneira
     Thomson Learning, 2006, 999p.

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Relatório pilhas e eletrólise

  • 1. Relatório de Técnicas Eletroanalíticas Pilhas e Eletrólise Relatório elaborado pelas alunas: Mércia Cunha Nayara Argolo Railane Freitas Ruth Oliveira Turma: 8843 – G2 Salvador, 09 de Abril de 2010
  • 2. INTRODUÇÃO A tendência de perder ou doar elétrons das substâncias, visando o equilíbrio, gera um tema de estudo na química, conhecido como Eletroquímica. Reações de oxi-redução tanto podem gerar corrente elétrica, como serem iniciadas por uma corrente elétrica. Esta última recebe o nome especial de eletrólise, e a primeira é responsável pelos dispositivos conhecidos como pilhas, baterias e acumuladores. Essas reações ocorrem podem ocorrer de duas formas que são fisicamente muito distintas. Em uma delas, a reação é desenvolvida colocando-se o oxidante e o redutor em contato direto, em um recipiente adequado. Na segunda forma, a reação é realizada em uma célula eletroquímica na qual os reagentes não estão em contato direto uns com os outros. A pilha ou célula eletroquímica é constituída de dois eletrodos no qual uma espécie é oxidada e cede elétrons, ao passo que o outro se reduz e recebe esses elétrons. Essa reação redox permite o fluxo de corrente elétrica através do circuito. As células galvânicas ou voltaicas armazenam energia elétrica. As baterias são geralmente feitas de várias dessas células conectadas em uma única célula. Nessa células, as reações que ocorrem nos eletrodos tendem a prosseguir espontaneamente e produzem um fluxo de elétrons do ânodo para o cátodo através de um condutor externo. Na pilha de Daniell, o eletrodo de cobre metálico, que recebe elétrons, é chamado de cátodo ou terminal positivo, e a lâmina de zinco, que cede elétrons, é o ânodo ou terminal negativo. Em 1836, John Frederic Daniell criou um tipo de pilha usando zinco e cobre metálicos e soluções de sulfato de cobre e de zinco. Esta pilha foi rapidamente incorporada pelos Ingleses e Americanos em seus sistemas telegráficos. A Pilha de Daniell, como é conhecida, é um experimento clássico e fácil de realizar, e que ilustra com propriedade os fenômenos elétricos de uma reação de oxi-redução com formação de íons. A pilha de Daniell é construída usando-se um eletrodo de zinco metálico, que é embebido numa solução de sulfato de zinco, e um eletrodo de cobre metálico, que é então embebido numa solução de sulfato cúprico. As duas soluções são postas em contato através de uma superfície porosa, de modo que não se misturem, mas íons possam atravessá-la. Alternativamente, uma ponte salina, que pode ser um tubo em formato de “U” contendo em seu interior uma solução salina, tipo NaCl, KCl (o mais utilizado) ou NH4NO3 fechado por material poroso, interligando as soluções de sulfato
  • 3. cúprico e de zinco. A função da ponte salina é permitir a migração de íons de uma solução para a outra, de modo que o número de íons positivos e negativos na solução de cada eletrodo permaneça em equilíbrio, prolongando o funcionamento da pilha por mais tempo. A ponte salina permite a passagem dessas cargas entre as soluções ou eletrólitos. Então a condução de eletricidade de uma solução eletrolítica para a outra ocorre pela migração de íons potássio presentes na ponte para uma direção e íons cloreto para a outra. Portanto, o contato direto entre o cobre metálico e os íons zinco é evitado. Os dois eletrodos são ligados através de fios a um voltímetro ou outro equipamento, que fará a detecção ou uso da corrente elétrica gerada pela pilha. Em suma, a pilha ou célula eletroquímica é um dispositivo que transforma energia química em energia elétrica. Uma reação de oxi-redução é estabelecida, estando o oxidante e redutor separados em compartimentos diferentes, de modo que o redutor seja obrigado a ceder seus elétrons através de um fio ou circuito externo. A força com que os elétrons se movem numa pilha é chamada de força eletromotriz ou fem e é medida em volts (V). A fem gerada pela célula é o potencial da pilha (E) e seu valor depende das concentrações dos íons, temperatura e pressões parciais de gases caso estes estejam envolvidos na reação. Quando as espécies presentes estão a 1 mol/L, a pressão é de 1 atm e temperatura de 25°C, a fem medida nessas condições representa o potencial padrão da pilha (E°) já que esse é o estado padrão. Para verificar o potencial de qualquer pilha colocasse um voltímetro ligado ao fio condutor.
  • 4. O valor apresentado pelo voltímetro é a diferença entre os potenciais dos eletrodos da pilha e não os valores individuais dos mesmos. É necessário então arbitrar o valor 0 a um eletrodo qualquer, o escolhido foi o eletrodo padrão de hidrogênio. Consiste de um tubo de vidro contendo um fio de platina ligado a uma folha de platina inerte revestida, o fio encontra imerso em solução ácida (presença de H+) e gás H2 é bombeado para dentro do tubo. A partir daí pode ser medido os potenciais padrão de outros eletrodos em referência ao de hidrogênio. Uma célula eletrolítica, em contraste com uma célula voltaica, requer uma fonte externa de energia elétrica para sua operação. Caracteriza-se pela ocorrência de reações de oxi- redução em uma solução condutora quando se estabelece uma diferença de potencial elétrico entre dois (ou mais) eletrodos mergulhados nessa solução. Nesse caso, a célula considerada pode ser operada eletroliticamente conectando-se o pólo positivo de uma fonte externa de voltagem, ao eletrodo de prata, constituído de material inerte, e o pólo negativo da fonte ao eletrodo de cobre. Uma vez que o pólo negativo da fonte externa de voltagem é rico em elétrons, estes vão fluir desse pólo para o eletrodo de cobre, no qual a redução de Cu2+ para Cu(s) ocorre. A corrente é sustentada pela oxidação de Ag(s) para Ag+ que ocorre no eletrodo localizado do lado direito, produzindo elétrons que fluem para o pólo positivo da fonte de voltagem. Na célula eletrolítica, a direção da corrente é inversa àquela da célula galvânica e que as reações nos eletrodos também são invertidas. O eletrodo de prata é forçado a se tornar o ânodo, ao passo que o eletrodo de cobre é forçado a se tornar o cátodo. A reação líquida que ocorre quando uma voltagem maior que aquela da célula galvânica é aplicada é oposta à reação espontânea da célula galvânica. Isto é, 2Ag(s) + Cu2+ ↔ 2Ag+ + Cu(s) Em uma célula irreversível, a mudança da direção da corrente provoca a ocorrência de uma semi-reação totalmente diferente em um ou ambos os eletrodos. A bateria de chumbo ácido presente em automóveis é um exemplo comum de uma série de células reversíveis. Quando uma bateria está sendo carregada pelo gerador ou por um carregador externo, sua célula é eletrolítica. Quando ela é empregada para fazer funcionar os faróis, o rádio ou a ignição, sua célula é galvânica. Eletrólise Ígnea O termo ígnea vem do latim igneu: ardente.
  • 5. A eletrólise ígnea exige eletrodos inertes que possuam elevado ponto de fusão. Geralmente são usados a platina ou grafita. A eletrólise do NaCl é um processo economicamente importante. O NaCl se funde à temperatura de 808 ºC. NaCl(sólido) => NaCl(líquido) Através de dissociação... NaCl => Na1+ + Cl1- Os íons Cl1- se dirigem para o ânodo (pólo positivo), perdem seus elétrons e são transformados em gás cloro, Cl2. 2 Cl1- => Cl2 + 2 e- (oxidação) Os íons Na1+ se dirigem para o cátodo (pólo negativo), recebem um elétron e são transformados em sódio metálico (Na0). A equação foi multiplicada por 2 para igualar o número de elétrons na redução e na oxidação. 2 Na1+ + 2 e- => 2 Na0 (redução) A equação global da eletrólise é dada pela soma das reações de dissociação do sal e das reações que ocorrem nos eletrodos. 2 NaCl => 2 Na1+ + 2 Cl1- 2 Cl1- => Cl2 + 2 e- (oxidação) 2 Na1+ + 2 e- => 2 Na0 (redução) reação global 2 NaCl => Cl2 + 2 Na0 Eletrólise em solução aquosa Uma substância qualquer pode gerar íons em solução aquosa. Neste caso, os íons que podem vir a sofrer eletrólise podem se originar dessa substância ou da própria auto- ionização da água. Apesar da auto-ionização da água ocorrer em baixa extensão, ela oferece esta possibilidade de um ou outro íon vir a se descarregar. Apenas uma espécie de íon positivo ou negativo descarrega por vez. Cada íon possui uma voltagem adequada para se descarregar. O par cátion/ânion de apresentar menor voltagem para descarregar será o que vai descarregar primeiro. A eletrólise do NaCl em solução aquosa é um exemplo em que participam da eletrólise o cátion oriundo da auto-ionização da água e o ânion do sal.
  • 6. OBJETIVOS • Observar a transferência de elétrons na pilha de Daniell e confirmar os valores encontrados no voltímetro; constatar que a reação espontânea acontece quando seu potencial é positivo. • Constatar que a reação não-espontânea na eletrólise e observar a deposição de cobre no eletrodo de alumínio.
  • 7. MATERIAIS E REAGENTES Vidrarias; Materiais; Quantidade Reagentes Quantidade Equipamentos Béquer 3 Placa de Cobre 1 Ponte Salina 1 Placa de Alumínio 1 Lixa de 400 1 Placa de Zinco 1 Solução de Sulfato Voltímetro 1 50,00mL de Cobre 0,1 mol/L Solução de Sulfato Pilha Alcalina 1 60,00mL de Zinco 0,1 mol/L Fio condutor CuSO4 250g/L em 2 50,00mL com crocodilo H2SO4 50g/L PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Pilhas: 1. Colocou-se a solução de KCl no tubo em forma de U e fechou-se as extremidades com algodão. 2. Adicionou-se a solução de CuSO4 0,1 mol/L em um béquer e a solução de ZnSO4 0,1 mol/L em outro béquer. 3. Utilizando um fio condutor com crocodilos nas extremidades, uniu-se o eletrodo de zinco ao fio preto do voltímetro. 4. Com o outro fio uniu-se o fio vermelho do voltímetro ao eletrodo de cobre.
  • 8. 5. Mergulhou-se cada uma das extremidades da ponte salina nas soluções de sulfato de zinco e sulfato de cobre. 6. Mergulhou-se o eletrodo de zinco na solução de sulfato de zinco. 7. Mergulhou-se o eletrodo de cobre na solução de sulfato de cobre. Eletrólise: 1. Preparou-se a superfície de trabalho lixando com lixa 400. 2. Colocou-se em um béquer de 250 mL a solução de sulfato de cobre e realizou-se a imersão dos eletrodos de cobre e alumínio na solução, ligados a pilhas alcalinas. 3. Utilizando um fio condutor com crocodilos nas extremidades, uniu-se o eletrodo de cobre ao fio do voltímetro. 4. Utilizou-se um fio condutor com crocodilos nas extremidades, uniu-se o eletrodo de alumínio ao fio do voltímetro. 5. Mergulhou-se os eletrodos de alumínio e cobre na solução de sulfato de cobre. 6. Aguardou-se 3 minutos para verificar a deposição de cobre no eletrodo de alumínio.
  • 9. RESULTADOS E DISCUSSÕES Pilhas O funcionamento da pilha de Daniel se deu imediatamente após sua montagem acusando no voltímetro uma corrente elétrica de 0,96v. Considerando que o esperado era uma corrente de 1,10v, podemos afirmar que o valor obtido foi satisfatório, pois trabalhamos em condições de trabalho diferentes das da literatura, que podem ter influenciado no resultado. A placa de zinco era bastante espessa, logo não foi possível notar sua diminuição, mas houve seu desgaste causado pelo deslocamento de seus átomos da placa para a solução depositando na placa seus elétrons que fluíram pelo foi condutor para o eletrodo de cobre. O zinco da placa saiu da sua forma Zn0 para Zn+2 na solução, o que levou a um aumento de íons de zinco na solução de sulfato de zinco, pois o zinco apresenta maior potencial de oxidação. Já a placa de cobre sofreu um aumento de massa, pois o cobre apresenta potencial para se reduzir. Os elétrons que estavam fluindo por meio do fio condutor da placa de zinco se depositaram na placa de cobre carregando-a negativamente. Os íons de cobre presentes na solução de sulfato de cobre foram atraídos pela carga negativa da placa e se depositaram nela na forma de cobre metálico, diminuindo a concentração de íons de cobre na solução. O controle das cargas para que a pilha funcionasse foi mantido através da ponte salina, que possibilitou a passagem gradual dos íons e impediu o contato direto entre as soluções de sulfato de zinco e sulfato de cobre: os íons sulfato, SO 4-2, fluíram por intermédio da ponte salina da solução de sulfato de cobre (onde estava em maior concentração devido à migração dos íons de cobre da solução para a placa) para a solução de sulfato de zinco (onde havia déficit de íons sulfato, pois os íons de zinco presentes na placa migravam para a solução), mantendo assim a neutralidade elétrica das soluções. No interior da ponte salina havia o cloreto de potássio e esta estava fechada nas extremidades com maços de algodão. O KCl é um eletrólito forte e o mais indicado para
  • 10. ponte salina, pois seus íons apresentam tamanhos similares. Esse fator facilita sua mobilidade na ponte salina: os íons potássio (k +) se moveram para o lado correspondente da solução de sulfato de cobre, porque havia nesta solução maiores concentrações de íons sulfato; os íons cloreto (Cl-) se deslocaram para a solução de sulfato de zinco, onde havia maior concentração de íons de zinco. Deste modo, a ponte salina fechou o sistema mantendo o fluxo de íons e o fio condutor mantendo a migração dos elétrons. Eletrólise Na cuba eletrolítica contendo a solução de Sulfato de Cobre emergiu-se eletrodos de Cobre e Alumínio ligados a uma pilha alcalina através de fios condutores. Teoricamente, o alumínio, por possuir menor potencial de redução (-1,68 V), deveria oxidar-se e, consequentemente, o Cobre com potencial de redução igual a +0,34 V deveria reduzir-se, conforme podemos observar nas equações abaixo: Al(s) → Al +3 + 3e- Ered: -1,68 Cu+2 + 2e- → Cu(s) Ered: +0,34 Como numa reação de oxirredução ocorre transferência de elétrons, para balanceá-la devemos igualar o número de elétrons perdidos e recebidos. 2Al(s) → 2Al+3(aq) + 6e-
  • 11. 3Cu+2(aq) + 6e- → 3Cu(s) ∆Eº = (Eº red maior) – (Eº red menor) ∆Eº = (+ 0,34) – (- 1,68) ∆Eº = + 2,02 Entretanto, por possuir um ∆Eº positivo, concluímos que a reação entre o Alumínio e o Cobre é espontânea, caracterizando-se então como uma pilha e não uma eletrólise, conforme deseja-se no experimento. Então, para ocorrer uma eletrólise submete-se o sistema a uma corrente elétrica proveniente de fonte externa, a pilha alcalina dita anteriormente, de modo a reverter o fluxo de elétrons, forçando uma reação que não ocorreria espontaneamente. Na célula eletrolítica, os elétrons emergiram do ânodo, onde ocorreu a oxidação, em direção ao cátodo, em um fluxo inverso às das pilhas. Fazendo com que o Cobre metálico sofra oxidação, ao mesmo tempo em que o cobre da solução se reduza. Nessa reação, o Alumínio atuou apenas como um eletrodo inerte, que consiste em um pedaço de fio metálico inerte em contato com uma solução de uma substância em dois estados de oxidação diferentes. Este eletrodo caracteriza-se por não participar da reação, ele nem fornece íons para a solução e tampouco reduz seus próprios íons, servindo apenas como um condutor. O Cobre é um elemento que possui forte tendência para a redução, então para levá-lo à oxidação forneceu-se uma energia superior à voltagem da pilha formada pela semi-cela do Alumínio e pela semi-cela do Cobre. Cu(s) → Cu+2(aq) + 2e- Cu+2(aq) + 2e- → Cu(s) Então, conforme pode ser visto nas reações acima, o Cobre metálico se oxidou, perdendo elétrons, fazendo com que a massa da sua lâmina diminua. Enquanto que o Cobre da solução se reduziu, ganhando elétrons, depositando-se no eletrodo inerte, a lâmina de Alumínio.
  • 12. CONCLUSÃO A partir dos experimentos realizados puderam-se relembrar conceitos da eletroquímica que são de fundamental importância para os entendimentos das técnicas eletroanalíticas. Observou-se a produção de corrente elétrica a partir da transferência de elétrons, mas também a utilização de corrente elétrica na produção dessas reações químicas, nos experimentos de pilhas e eletrólise, respectivamente. Na pilha, produziu-se energia elétrica utilizando-se um condutor externo ligando a região onde ocorreu a oxidação (eletrodo Zn/Zn +2) com a região que ocorreu a redução (eletrodo Cu+2/Cu), sendo que o fluxo de elétrons flui do ânodo para o cátodo. O processo de pilha é espontâneo, uma vez que seu ∆Eº é positivo. Já na eletrólise, têm-se um processo não-espontâneo, onde é necessário promover a reação química através do fornecimento de corrente elétrica oriunda de uma fonte externa. Assim, fez-se com que o Cobre se reduzisse e se oxidasse em um mesmo sistema, com a participação de um eletrodo inerte, o Alumínio, onde houve a deposição do Cobre metálico. Conclui-se então que foi possível reforçar os conceitos aprendidos nas aulas teóricas após a realização dessa aula prática. Conseguiu-se entender mais nitidamente como ocorrem os processos de oxidação e redução e o quanto isso é comum.
  • 13. REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS 1. http://www.reocities.com/ResearchTriangle/4480/academic/academic- files/daniellcell.html 2. http://www.notapositiva.com/trab_estudantes/trab_estudantes/fisico_quimica/fis ico_quimica_trabalhos/pilharelatorio.htm 3. http://www.ebah.com.br/content/ABAAAARO8AG/relatorio-eletroquimica 4. USBERCO, João; SALVADOR, Edgard. Química Físico-Química. 7ª ed. São Paulo: Saraiva, 2002. 5. SKOOG, Douglas A.; WEST, Donald M.; HOLLER, James F.; STANLEY R. Crouch. Fundamentos de Química Analítica. 8ª ed. São Paulo: Pioneira Thomson Learning, 2006, 999p.