Relatório pilhas e eletrólise

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Relatório pilhas e eletrólise

  1. 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. 2. INTRODUÇÃOA tendência de perder ou doar elétrons das substâncias, visando o equilíbrio, gera umtema de estudo na química, conhecido como Eletroquímica. Reações de oxi-reduçãotanto podem gerar corrente elétrica, como serem iniciadas por uma corrente elétrica.Esta última recebe o nome especial de eletrólise, e a primeira é responsável pelosdispositivos conhecidos como pilhas, baterias e acumuladores. Essas reações ocorrempodem ocorrer de duas formas que são fisicamente muito distintas. Em uma delas, areação é desenvolvida colocando-se o oxidante e o redutor em contato direto, em umrecipiente adequado. Na segunda forma, a reação é realizada em uma célulaeletroquímica 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 éoxidada e cede elétrons, ao passo que o outro se reduz e recebe esses elétrons. Essareação redox permite o fluxo de corrente elétrica através do circuito.As células galvânicas ou voltaicas armazenam energia elétrica. As baterias sãogeralmente feitas de várias dessas células conectadas em uma única célula. Nessacélulas, as reações que ocorrem nos eletrodos tendem a prosseguir espontaneamente eproduzem 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 decátodo ou terminal positivo, e a lâmina de zinco, que cede elétrons, é o ânodo outerminal negativo.Em 1836, John Frederic Daniell criou um tipo de pilha usando zinco e cobre metálicos esoluções de sulfato de cobre e de zinco. Esta pilha foi rapidamente incorporada pelosIngleses e Americanos em seus sistemas telegráficos. A Pilha de Daniell, como éconhecida, é um experimento clássico e fácil de realizar, e que ilustra com propriedadeos 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 éembebido numa solução de sulfato de zinco, e um eletrodo de cobre metálico, que éentão embebido numa solução de sulfato cúprico. As duas soluções são postas emcontato através de uma superfície porosa, de modo que não se misturem, mas íonspossam atravessá-la. Alternativamente, uma ponte salina, que pode ser um tubo emformato de “U” contendo em seu interior uma solução salina, tipo NaCl, KCl (o maisutilizado) ou NH4NO3 fechado por material poroso, interligando as soluções de sulfato
  3. 3. cúprico e de zinco. A função da ponte salina é permitir a migração de íons de umasolução para a outra, de modo que o número de íons positivos e negativos na solução decada eletrodo permaneça em equilíbrio, prolongando o funcionamento da pilha por maistempo. 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 pelamigração de íons potássio presentes na ponte para uma direção e íons cloreto para aoutra. 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, quefará a detecção ou uso da corrente elétrica gerada pela pilha.Em suma, a pilha ou célula eletroquímica é um dispositivo que transforma energiaquímica em energia elétrica. Uma reação de oxi-redução é estabelecida, estando ooxidante e redutor separados em compartimentos diferentes, de modo que o redutor sejaobrigado 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 oufem e é medida em volts (V). A fem gerada pela célula é o potencial da pilha (E) e seuvalor depende das concentrações dos íons, temperatura e pressões parciais de gases casoestes estejam envolvidos na reação. Quando as espécies presentes estão a 1 mol/L, apressão é de 1 atm e temperatura de 25°C, a fem medida nessas condições representa opotencial padrão da pilha (E°) já que esse é o estado padrão. Para verificar o potencialde qualquer pilha colocasse um voltímetro ligado ao fio condutor.
  4. 4. O valor apresentado pelo voltímetro é a diferença entre os potenciais dos eletrodos dapilha e não os valores individuais dos mesmos. É necessário então arbitrar o valor 0 aum eletrodo qualquer, o escolhido foi o eletrodo padrão de hidrogênio. Consiste de umtubo 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 paradentro do tubo. A partir daí pode ser medido os potenciais padrão de outros eletrodosem referência ao de hidrogênio.Uma célula eletrolítica, em contraste com uma célula voltaica, requer uma fonte externade energia elétrica para sua operação. Caracteriza-se pela ocorrência de reações de oxi-redução em uma solução condutora quando se estabelece uma diferença de potencialelétrico entre dois (ou mais) eletrodos mergulhados nessa solução. Nesse caso, a célulaconsiderada pode ser operada eletroliticamente conectando-se o pólo positivo de umafonte externa de voltagem, ao eletrodo de prata, constituído de material inerte, e o pólonegativo da fonte ao eletrodo de cobre. Uma vez que o pólo negativo da fonte externade voltagem é rico em elétrons, estes vão fluir desse pólo para o eletrodo de cobre, noqual a redução de Cu2+ para Cu(s) ocorre. A corrente é sustentada pela oxidação deAg(s) para Ag+ que ocorre no eletrodo localizado do lado direito, produzindo elétronsque fluem para o pólo positivo da fonte de voltagem. Na célula eletrolítica, a direção dacorrente é inversa àquela da célula galvânica e que as reações nos eletrodos também sãoinvertidas. O eletrodo de prata é forçado a se tornar o ânodo, ao passo que o eletrodo decobre é forçado a se tornar o cátodo. A reação líquida que ocorre quando uma voltagemmaior que aquela da célula galvânica é aplicada é oposta à reação espontânea da célulagalvânica. Isto é, 2Ag(s) + Cu2+ ↔ 2Ag+ + Cu(s)Em uma célula irreversível, a mudança da direção da corrente provoca a ocorrência deuma semi-reação totalmente diferente em um ou ambos os eletrodos. A bateria dechumbo ácido presente em automóveis é um exemplo comum de uma série de célulasreversíveis. Quando uma bateria está sendo carregada pelo gerador ou por umcarregador externo, sua célula é eletrolítica. Quando ela é empregada para fazerfuncionar os faróis, o rádio ou a ignição, sua célula é galvânica.Eletrólise ÍgneaO termo ígnea vem do latim igneu: ardente.
  5. 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 àtemperatura 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 sãotransformados em gás cloro, Cl2.2 Cl1- => Cl2 + 2 e- (oxidação)Os íons Na1+ se dirigem para o cátodo (pólo negativo), recebem um elétron e sãotransformados em sódio metálico (Na0). A equação foi multiplicada por 2 para igualar onúmero 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 dasreações 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 aquosaUma substância qualquer pode gerar íons em solução aquosa. Neste caso, os íons quepodem 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, elaoferece esta possibilidade de um ou outro íon vir a se descarregar.Apenas uma espécie de íon positivo ou negativo descarrega por vez. Cada íon possuiuma voltagem adequada para se descarregar. O par cátion/ânion de apresentar menorvoltagem para descarregar será o que vai descarregar primeiro.A eletrólise do NaCl em solução aquosa é um exemplo em que participam da eletróliseo cátion oriundo da auto-ionização da água e o ânion do sal.
  6. 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. 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/LPROCEDIMENTO EXPERIMENTALPilhas: 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. 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. 9. RESULTADOS E DISCUSSÕESPilhasO funcionamento da pilha de Daniel se deu imediatamente após sua montagemacusando no voltímetro uma corrente elétrica de 0,96v. Considerando que o esperadoera uma corrente de 1,10v, podemos afirmar que o valor obtido foi satisfatório, poistrabalhamos em condições de trabalho diferentes das da literatura, que podem terinfluenciado no resultado.A placa de zinco era bastante espessa, logo não foi possível notar sua diminuição, mashouve seu desgaste causado pelo deslocamento de seus átomos da placa para a soluçãodepositando na placa seus elétrons que fluíram pelo foi condutor para o eletrodo decobre. O zinco da placa saiu da sua forma Zn0 para Zn+2 na solução, o que levou a umaumento de íons de zinco na solução de sulfato de zinco, pois o zinco apresenta maiorpotencial de oxidação.Já a placa de cobre sofreu um aumento de massa, pois o cobre apresenta potencial parase reduzir. Os elétrons que estavam fluindo por meio do fio condutor da placa de zincose depositaram na placa de cobre carregando-a negativamente. Os íons de cobrepresentes na solução de sulfato de cobre foram atraídos pela carga negativa da placa e sedepositaram nela na forma de cobre metálico, diminuindo a concentração de íons decobre 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 assoluções de sulfato de zinco e sulfato de cobre: os íons sulfato, SO 4-2, fluíram porintermédio da ponte salina da solução de sulfato de cobre (onde estava em maiorconcentração devido à migração dos íons de cobre da solução para a placa) para asolução de sulfato de zinco (onde havia déficit de íons sulfato, pois os íons de zincopresentes na placa migravam para a solução), mantendo assim a neutralidade elétricadas soluções.No interior da ponte salina havia o cloreto de potássio e esta estava fechada nasextremidades com maços de algodão. O KCl é um eletrólito forte e o mais indicado para
  10. 10. ponte salina, pois seus íons apresentam tamanhos similares. Esse fator facilita suamobilidade na ponte salina: os íons potássio (k +) se moveram para o ladocorrespondente da solução de sulfato de cobre, porque havia nesta solução maioresconcentrações de íons sulfato; os íons cloreto (Cl-) se deslocaram para a solução desulfato de zinco, onde havia maior concentração de íons de zinco. Deste modo, a pontesalina fechou o sistema mantendo o fluxo de íons e o fio condutor mantendo a migraçãodos elétrons.EletróliseNa cuba eletrolítica contendo a solução de Sulfato de Cobre emergiu-se eletrodos deCobre e Alumínio ligados a uma pilha alcalina através de fios condutores.Teoricamente, o alumínio, por possuir menor potencial de redução (-1,68 V), deveriaoxidar-se e, consequentemente, o Cobre com potencial de redução igual a +0,34 Vdeveria reduzir-se, conforme podemos observar nas equações abaixo:Al(s) → Al +3 + 3e- Ered: -1,68Cu+2 + 2e- → Cu(s) Ered: +0,34Como numa reação de oxirredução ocorre transferência de elétrons, para balanceá-ladevemos igualar o número de elétrons perdidos e recebidos.2Al(s) → 2Al+3(aq) + 6e-
  11. 11. 3Cu+2(aq) + 6e- → 3Cu(s)∆Eº = (Eº red maior) – (Eº red menor)∆Eº = (+ 0,34) – (- 1,68)∆Eº = + 2,02Entretanto, por possuir um ∆Eº positivo, concluímos que a reação entre o Alumínio e oCobre é espontânea, caracterizando-se então como uma pilha e não uma eletrólise,conforme deseja-se no experimento. Então, para ocorrer uma eletrólise submete-se osistema a uma corrente elétrica proveniente de fonte externa, a pilha alcalina ditaanteriormente, de modo a reverter o fluxo de elétrons, forçando uma reação que nãoocorreria espontaneamente. Na célula eletrolítica, os elétrons emergiram do ânodo, ondeocorreu a oxidação, em direção ao cátodo, em um fluxo inverso às das pilhas. Fazendocom que o Cobre metálico sofra oxidação, ao mesmo tempo em que o cobre da soluçãose reduza. Nessa reação, o Alumínio atuou apenas como um eletrodo inerte, queconsiste em um pedaço de fio metálico inerte em contato com uma solução de umasubstância em dois estados de oxidação diferentes. Este eletrodo caracteriza-se por nãoparticipar da reação, ele nem fornece íons para a solução e tampouco reduz seuspróprios íons, servindo apenas como um condutor.O Cobre é um elemento que possui forte tendência para a redução, então para levá-lo àoxidação forneceu-se uma energia superior à voltagem da pilha formada pela semi-celado 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 oCobre da solução se reduziu, ganhando elétrons, depositando-se no eletrodo inerte, alâmina de Alumínio.
  12. 12. CONCLUSÃOA partir dos experimentos realizados puderam-se relembrar conceitos da eletroquímicaque são de fundamental importância para os entendimentos das técnicas eletroanalíticas.Observou-se a produção de corrente elétrica a partir da transferência de elétrons, mastambém a utilização de corrente elétrica na produção dessas reações químicas, nosexperimentos de pilhas e eletrólise, respectivamente.Na pilha, produziu-se energia elétrica utilizando-se um condutor externo ligando aregião 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. Oprocesso de pilha é espontâneo, uma vez que seu ∆Eº é positivo.Já na eletrólise, têm-se um processo não-espontâneo, onde é necessário promover areação química através do fornecimento de corrente elétrica oriunda de uma fonteexterna. Assim, fez-se com que o Cobre se reduzisse e se oxidasse em um mesmosistema, com a participação de um eletrodo inerte, o Alumínio, onde houve a deposiçãodo Cobre metálico.Conclui-se então que foi possível reforçar os conceitos aprendidos nas aulas teóricasapós a realização dessa aula prática. Conseguiu-se entender mais nitidamente comoocorrem os processos de oxidação e redução e o quanto isso é comum.
  13. 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.

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