Eletroquimica

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Eletroquimica

  1. 1. Experimento n 2 - Eletroquímica I Nome dos Alunos: Juliana Costa Severo, Lázaro Zardini, Leandro Antunes, Leiliana de Paulo,MerisnetFerde, Nayara, Tábata Oliveira, Thiago Madi Martins, Ubirajara de Souza Vieira. Disciplina: Físico-química II 2015/1 1 – Introdução teórica Eletroquímica é a parte da química que estuda o relacionamento entre a corrente elétrica e as reações químicas. De acordo com CASTELLAN (1986), “uma pilha é um dispositivo capaz de produzir trabalho elétrico nas vizinhanças”. As reações químicas podem ser divididas em dois grandes grupos: reações nas quais os elementos participantes não têm alterados seus números de oxidação e reações em que seus elementos sofrem alteração no seu número de oxidação, recebendo ou doando elétrons. Essas reações são reações de Oxirredução. A perda de elétrons é denominada Oxidação, e o ganho, Redução. A Oxidação é a perda de elétrons, que gera um aumento do seu número de oxidação; e a Redução é o ganho de elétrons, diminuindo seu número de oxidação. Numa reação de oxirredução sempre há perda e ganho simultâneos de elétrons, pois os que são perdidos por um átomo, íon ou molécula são imediatamente recebidos por outros. As espécies que sofrem oxirredução são o agente oxidante e redutor. Agente Oxidante é aquele que provoca oxidação, sempre reduzindo. Agente Redutor sempre provoca reduções, se oxidando. A eletroquímica abrange todos os processos químicos que envolvem transferência de elétrons. Quando um processo químico ocorre, produzindo transferência de elétrons, é chamado de Pilha, no entanto quando o processo químico é provocado por uma corrente elétrica (variação da quantidade de elétrons no temo), este processo é denominado de Eletrólise. Resumindo, pilhas são processos químicos que ocorrem espontaneamente e gera corrente elétrica, já eletrólise é um processo químico (reação química) que ocorre de forma não-espontânea, ocorrendo na presença de uma corrente elétrica. Uma pilha ou Célula Galvânica é um dispositivo no qual as reações de oxirredução espontâneas produzem corrente de elétrons. Neste dispositivo, têm-se dois eletrodos que são constituídos geralmente de metais diferentes, que fornecem a superfície na qual ocorrem as reações de oxidação e redução. Estes eletrodos são postos em dois compartimentos separados, imersos por sua vez em um meio contendo íons em concentrações conhecidas e separados por uma placa ou membrana porosa. As duas metades desta célula eletroquímica são chamadas de compartimentos e têm por finalidade separar os dois reagentes participantes da reação de óxido-redução, do contrário, os elétrons seriam transferidos diretamente do agente redutor para o agente oxidante. Finalmente, os dois eletrodos são conectados por um circuito elétrico, localizado fora da célula, denominado circuito externo, garantindo o fluxo de elétrons entre os eletrodos. São dois os eletrodos: o anodo e o catodo. Catodo é o eletrodo positivo, é o eletrodo onde ocorre a redução, ocorre ganho de elétrons, já anodo é o eletrodo negativo, é o eletrodo onde ocorre oxidação, ocorre perda de elétrons. Pelos elétrons apresentarem carga negativa, migram do eletrodo positivo, o Catodo, para o negativo, o Anodo. A primeira pilha foi formulada em 1800, por Alessandro Volta, empilhando discos de zinco e cobre separados por algodão embebido em salmoura (água salgada), sendo que os discos das extremidades eram ligados a fios que, na outra ponta, estavam conectados aos terminais de uma lâmpada; quando fechado o circuito, acendeu-se a lâmpada, demonstrando o fluxo de elétrons. Volta verificou assim que, se dois metais diferentes forem postos em contato ou interligados um com o outro, um dos metais fica ligeiramente negativo
  2. 2. e o outro ligeiramente positivo. Estabelece-se entre eles uma diferença de potencial, ou seja, uma tensão elétrica. Alguns anos depois, John Daniell formulou uma pilha constituída pelos eletrodos de cobre e zinco, mas esses eletrodos submersos em soluções de seus sulfatos (sulfato de cobre e sulfato de zinco, respectivamente). As duas soluções são ligadas por uma ponte salina que balancearia as soluções, tendo anions e cátions que são neutros (que não sofrem hidrólise, não gerando íons hidroxila nem íons hidrônio). Os dois eletrodos são ligados por um fio de metal inerte, que seria a ponte para o fluxo de elétrons. O eletrodo de zinco oxida, gerando íon zinco e liberando dois elétrons a partir do zinco metálico; já o cobre reduz, gerando cobre metálico. A partir da Pilha de Daniell, pode-se concluir que os íons Cobre II possuem maior tendência de receber os elétrons, reduzindo. Logo, se diz que os íons Cobre II possuem maior potencial de redução. Já os átomos de Zinco possuem maior tendência de doar elétrons, dizendo assim que esses possuem menor potencial de redução (CASTELLAN 1986). Esses potenciais são medidos em Volts (v). Nas pilhas de Daniell e outras é possível calcular a diferença de potencial, ou seja, a força eletromotriz (do fluxo de elétrons). A diferença de potencial é medida pela subtração do maior potencial pelo menor. Entretanto, é impossível medir o potencial de um eletrodo isolado, pois a redução e a oxidação ocorrem simultaneamente. Por isso, compara-se o potencial de diferentes eletrodos com o de um determinado eletrodo, que seria a referencia. Por convenção, escolheu-se o eletrodo de hidrogênio, sendo-lhe atribuído o valor zero, e as condições-padrão de temperatura em 25°C e concentração um Molar (1,0 mol/L). Fora das condições-padrão, encontra-se o valor do potencial pela Equação de Nernst. A Equação de Nernst, desenvolvida pelo alemão Walther Nernst, é a relação quantitativa que permite calcular a força eletromotriz (fem ou E) de uma pilha, para concentrações de íons diferentes de uma unidade (diferentes de 1,0 mol/L). Consiste em: E = E° - 0,05916 log Q n Nessa equação, o significado de seus componentes é o seguinte: Eº é a força eletromotriz ou potencial normal da pilha correspondente (que se obtém a partir dos potenciais normais dos eletrodos; n é o número de elétrons transferidos; Q é o quociente de reação). Esse quociente é o produto das concentrações das espécies ativas do segundo membro da reação de oxirredução, elevadas a seus respectivos coeficientes estequiométricos (coeficientes que precedem as fórmulas na equação química equilibrada), e seu denominador é o produto análogo das concentrações dos reagentes. Existe um processo que se pode dizer que é contrário à pilha: a eletrólise. É um processo que separa os elementos químicos de um composto através do uso da eletricidade. Resumindo, procede-se primeiro à decomposição (ionização ou dissociação) do composto em íons e, posteriormente, com a passagem de uma corrente contínua através destes íons, são obtidos os elementos químicos. Em muitos casos, dependendo da substância a ser eletrolisada e do meio em que ela ocorre, além de formar elementos ocorre também à formação de novos compostos. O processo da eletrólise é uma reação de oxirredução oposta àquela que ocorre numa célula galvânica, sendo, portanto, um fenômeno não espontâneo. Cátodo da cela eletrolítica é o eletrodo negativo, isto é, ligado ao polo negativo do gerador. Nele ocorre sempre uma reação de redução. Ânodo da cela eletrolítica é o eletrodo positivo, isto é, ligado aos polos positivo do gerador. Nele sempre ocorre uma reação de oxidação. Polo positivo Polo negativo Pilha Cátodo Ânodo Célula eletrolítica Ânodo Cátodo
  3. 3. São dois os tipos de eletrólise: ígnea e de solução aquosa. A eletrólise ígnea consiste na substância pura fundida, só existindo esta no meio. O cátion receberá elétrons, reduzindo, e o ânion doará, oxidando. Já na eletrólise em meio aquoso, considera-se não só a reação do soluto, mas também a reação de ionização da água, que competirá com a dissociação do soluto. 2 – Materiais e reagentes Chapa aquecedora Banho de gelo Balança analítica Bequer de 50ml Bequer de 250 ml Espátulas Multímetro Papel alumínio Paquímetro Pipeta volumétrica de 500 ml Proveta de 100 ml Kit de eletroquímica Termômetro Prego Fio de cobre Solução de NaCl 0,5 mol/L Solução de FeSO4 0,1 mol/L Solução de FeSO4 0,3 mol/L Solução de FeSO4 0,5 mol/L Solução de CuSO4 0,1 mol/L Solução de CuSO4 0,3 mol/L Solução de CuSO40,5 mol/L Ponte salina de KCl 3 – Procedimento experimental Parte 1 – Reações de transferência de elétrons a) Num béquer de 250 mL adicionou-se 50 mL de solução de CuSO4 (aq) 0,5 mol/L e 50 mL de solução de NaCl 0,5 mol/L; b) Mergulhou-se e o termômetro na solução e registrou-se a temperatura inicial da solução; c) Amassou-se o papel alumínio, formando uma esfera. Verificou-se a massa da esfera em balança analítica. d) Mergulhou-se a esfera (papel de alumínio) na solução; e) Registrou-se a variação da temperatura, preenchendo a Tabela 1. Registrou-se qualquer transformação química que ocorreu durante a realização deste experimento. Parte 2 – Pilhas galvânicas f) Parte (i) - Colocou-se 40 mL de solução de FeSO4 0,5 mol/L em um béquer de 50 mL e 40 mL de solução de CuSO4 0,5 mol/L em outro béquer de 50 mL. g) Colocou-se a ponte salina nos dois béqueres e encaixou-se o sistema no kit de leitura com o multímetro. h) Ligou-se o multímetro e foi feito leituras por 10 minutos. i) Parte (ii) - Foi feito o mesmo procedimento com o conjunto em um banho de gelo (anotou- se a variação de temperatura).
  4. 4. j) Parte (iii) - Foi feito o mesmo procedimento com o conjunto, agora sobre uma chapa de aquecimento. Ligou-se a chapa e aqueceu-se aos poucos ate no máximo a temperatura de 30 °C. Anotou-se as variações observadas na voltagem da pilha. Parte 3 – Efeito da concentração nas Pilhas galvânicas k) Adicionou-se 40 mL de solução de FeSO4 0,1 mol/L em um béquer de 50 mL e 40 mL de solução de CuSO4 0,1 mol/L em outro béquer de 50 mL l) Colocou-se a ponte salina nos dois béqueres e encaixou-se o sistema no kit de leitura com o multímetro m) Ligou-se o multímetro e realizou-se as leituras por 10 minutos. n) Repitiu-se o procedimento para as soluções 0,3 mol/L. 4 – Resultados e discussão 4.1 – Parte (1) Reações de transferência de elétrons O objetivo do presente trabalho é discutir o efeito da concentração, quando maior ou menor, e, da temperatura, sobre o potencial da pilha. Na primeira parte, mediu-se, antes de colocar a esfera de alumínio, a temperatura inicial da solução: 22ºC. Ao introduzir uma esfera de papel alumínio reagindo com CuSO4 numa solução com NaCl temos: 2Al(s) + 3CuSO4(aq) → Al2(SO4)3(aq) + 3Cu(s) Neste caso ocorreu uma reação de oxidação envolvendo o alumínio metálico; Al(s) → Al3+ (aq) + 3e- E a reação de oxidação envolvendo o cobre; 2e- + Cu2+ (aq) → Cu(s) O aparecimento da coloração vermelho (amarronzada) sobre o catodo é devido à formação de cobre metálico durante a reação, tendo o cobre reduzido de 2+ para zero. Verificou-se também o aumento da temperatura à medida que a experiência avançava. Tempo Temperatura (ºC) 1 min 22,10 2 min 22,22 3 min 22,35 4 min 22,85 5 min 23,05 6 min 23,25 7 min 23,77 8 min 23,90 9 min 24,00 10 min 24,10 Esse comportamento ilustra uma reação exotérmica, que é uma reação onde há liberação
  5. 5. ou produção de calor. Isso ocorre porque a energia dos reagentes, ou seja, a energia de ligação entre os átomos dos reagentes é maior que a energia de ligação entre os átomos dos produtos formados. Essa "sobra" de energia é liberada para o meio sob a forma de calor. 4.2 – Parte (2) Pilhas galvânicas Montou-se a pilha de ferro/cobre nas soluções de FeSO4 e CuSO4 que estava em suas respectivas semi-celas. Conectou-os com uma ponte de salina de KCl, o acúmulo de cargas elétricas nas soluções é evitado pela ponte salina, utiliza-se a mesma que une os dois compartimentos do eletrodo e completa o circuito elétrico, os cátions da ponte salina podem se mover para um compartimento para compensar o excesso de carga negativa, enquanto os íons difundem para o outro compartimento para neutralizar o excesso de carga positiva. Verificou-se que o ferro metálico sofre oxidação, doando elétrons para o cobre metálico, e o cobre metálico sofre redução. Dada as semi reações , monta-se a equação global. Fe° → Fe²+ + 2e‾ (semi-reação de oxidação) Cu²+ + 2e‾ → Cu° (semi-reação de redução) Fe + Cu²+ → Fe²+ + Cu (equação global) Numa reação de óxido-redução que ocorra espontaneamente, os elétrons são transferidos de uma espécie química com menor potencial de redução para outra com maior potencial de redução. Se calcularmos a diferença de potencial para esse processo, chegaremos a um valor positivo. Reação de óxido-redução espontânea: E pilha = E catodo – E anodo 0˃ Algumas espécies é possível verificar o potencial padrão das reações de óxido-redução e verificar a sua espontaneidade: O ferro ao perder seus elétrons sofre oxidação, esse processo possui potencial padrão de redução -0,44. Já o cobre ao ganhar elétrons sofre redução e seu potencial padrão de redução é +0,34. Cálculo do potencial padrão da reação: E° = 0,34 - (-0,44) E° = + 0,78 Como o valor dado acima é positivo a reação é espontânea. Medição em temperatura ambiente: 20ºC Parte (i) Tempo Tensão (Volt) 0 min 0,609 1 min 0,611 2 min 0,612 3 min 0,612 4 min 0,612 5 min 0,608 6 min 0,608 7 min 0,610 8 min 0,610 9 min 0,610 10 min 0,605
  6. 6. Observou-se que o potencial variava não ficando constante. O potencial máximo obtido na reação foi de +0,612 Volts que quando comparado ao potencial padrão de reação que é de +0,77 observa uma grande diferença entre o valor real e o teórico. Uma das possíveis interferências pode ser as impurezas do material ferro e/ou cobre contidas . Cálculo do ΔG: Como o potencial da reação variou conforme o tempo e temperatura, se determina a Energia de Gibbs da reação para cada minuto da reação. ∆� = −𝑛𝐹� Sendo que: n: 2 F: constante de Faraday (C/mol) �: Potencial (Volts) Após serem feitos os cálculos para obter o ΔG encontra-se então a constante K através da seguinte fórmula: Temperatura inicial ambiente: 20°C Parte (ii) Tempo Temperatura °C Tensão (Volt) 0 min 20 0,611 1 min 16 0,593 2 min 14 0,591 3 min 12 0,589 4 min 10 0,587 5 min 10 0,587 6 min 9 0,586 7 min 8 0,586 8 min 8 0,584 9 min 8 0,584 10 min 7 0,583 Tempo ∆G K 0 min -117,92 Kj.mol-1 1,08x1021 1 min -114,45 Kj.mol-1 4,97x1020 2 min -114,06 Kj.mol-1 6,93x1020 3 min -113,68Kj.mol-1 7,01x1020 4 min -113,29 Kj.mol-1 8,34x1020 5 min -113,29 Kj.mol-1 8,34x1020
  7. 7. 6 min -113,10 Kj.mol-1 9,12x1020 7 min -113,10 Kj.mol-1 1,08x1021 8 min -112,71 Kj.mol-1 9,17x1020 9 min -112,71 Kj.mol-1 9,17x1020 10 min -112,52 Kj.mol-1 1,01x1021 Linearidade entre duas variáveis Observou-se que a medida que a reação ocorria a constante de equilíbrio aumentou, porém com ressalva no tempo de 7 minutos onde ocorreu uma certa discrepância, podendo isso ter ocorrido devido a algum erro de leitura. Conclui-se que mais produtos são formados, ou seja, quando o fluxo de elétrons aumentou devido ao tempo, o potencial aumenta também. A linearidade não foi satisfatória, pois o R2 não ficou próximo de 1. Medição em temperatura ambiente: 24ºC Parte (iii) Tempo Temperatura °C Tensão (Volt) 0 24 0,611 1 28 0,612 2 32 0,620 3 34 0,628 4 36 0,633 5 37 0,639 6 39 0,643 7 40 0,646 8 43 0,649 9 44 0,650 10 45 0,651
  8. 8. Tempo ∆G K 0 min -117,92 Kj.mol-1 3,67x1019 1 min -118,12 Kj.mol-1 3,22x1020 2 min -119,66 Kj.mol-1 3,19x1020 3 min -121,20Kj.mol-1 3,97x1020 4 min -122,17 Kj.mol-1 4,60x1020 5 min -123,33 Kj.mol-1 6,19x1020 6 min -124,10 Kj.mol-1 6,13x1020 7 min -124,68 Kj.mol-1 6,57x1020 8 min -125,26 Kj.mol-1 5,20x1020 9 min -125,45 Kj.mol-1 4,81x1020 10 min -125,64 Kj.mol-1 4,45x1020 Linearidade entre duas variáveis A medida que o sistema ganhou calor, seu potencial também aumentou. Isso ocorre porque o aumento da temperatura faz diminuir a resistividade do eletrólito e consequentemente acelera as reações químicas. Segundo Castellan (1986) o potencial da pilha é uma função linear da temperatura. A linearidade foi satisfatória devido ao R2 ser próximo a 1. 4.3 – Parte (3) Efeito da concentração nas Pilhas galvânicas Na terceira parte do experimento houve o planejamento de diminuir a concentração dos componentes das soluções de FeSO4 e CuSO4 com o intuito de investigar o comportamento reacional. Solução 0,1 mol/L Solução 0,3 mol/L Tempo Tensão (Volt) Tempo Tensão (Volt) 1 minuto 0,685 1 minuto 0,627 2 minutos 0,727 2 minutos 0,631 3 minutos 0,736 3 minutos 0,630 4 minutos 0,737 4 minutos 0,628
  9. 9. 5 minutos 0,733 5 minutos 0,627 6 minutos 0,732 6 minutos 0,626 Observou-se que com o aumento da temperatura houve consequentemente aumento da tensão (Volts), ou seja, do potencial da pilha. Também ocorreu o inverso quando se diminuiu a temperatura, ou seja, o potencial da pilha diminuiu. No entanto, no caso da diminuição da concentração observou-se que houve um aumento do potencial da pilha quando comparamos as três concentrações diferentes do experimento, respectivamente: 0,5 mol/L (no experimento da parte 2), 0,3 mol/L e 0,1 mol/L. Seguindo a ideia e lógica da equação de Nernst: E = E° - 0,05916 log [anodo] n [catodo] A ddp da pilha tende a diminuir se a pilha estiver descarregando, pois temos que a concentração do anodo estará aumentando ao passo que a concentração do catodo diminui, fazendo a relação [anodo]/[catodo] aumentar. Por sua vez, se a pilha estiver carregando o potencial da pilha tenderá a aumentar, tendo sido isso o que ocorreu no experimento. 5 – Conclusão O procedimento foi satisfatório, pois conseguimos alcançar nosso objetivo, que foi perceber as variações que ocorrem a medida que você altera o equilíbrio. A espontaneidade da reação depende de alguns fatores para que possa ocorrer espontaneamente, onde a temperatura influencia na constate de Gibbs e a concentração dos componentes da pilha influenciam em sua ddp. 7 – Referências CASTELLAN, G.W. Fundamentos de Físico-Química, Livros Técnicos e Científicos, Rio de Janeiro, 1986.
  10. 10. 5 minutos 0,733 5 minutos 0,627 6 minutos 0,732 6 minutos 0,626 Observou-se que com o aumento da temperatura houve consequentemente aumento da tensão (Volts), ou seja, do potencial da pilha. Também ocorreu o inverso quando se diminuiu a temperatura, ou seja, o potencial da pilha diminuiu. No entanto, no caso da diminuição da concentração observou-se que houve um aumento do potencial da pilha quando comparamos as três concentrações diferentes do experimento, respectivamente: 0,5 mol/L (no experimento da parte 2), 0,3 mol/L e 0,1 mol/L. Seguindo a ideia e lógica da equação de Nernst: E = E° - 0,05916 log [anodo] n [catodo] A ddp da pilha tende a diminuir se a pilha estiver descarregando, pois temos que a concentração do anodo estará aumentando ao passo que a concentração do catodo diminui, fazendo a relação [anodo]/[catodo] aumentar. Por sua vez, se a pilha estiver carregando o potencial da pilha tenderá a aumentar, tendo sido isso o que ocorreu no experimento. 5 – Conclusão O procedimento foi satisfatório, pois conseguimos alcançar nosso objetivo, que foi perceber as variações que ocorrem a medida que você altera o equilíbrio. A espontaneidade da reação depende de alguns fatores para que possa ocorrer espontaneamente, onde a temperatura influencia na constate de Gibbs e a concentração dos componentes da pilha influenciam em sua ddp. 7 – Referências CASTELLAN, G.W. Fundamentos de Físico-Química, Livros Técnicos e Científicos, Rio de Janeiro, 1986.

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