O Departamento de Química Geral Experimental

Universidade Federal de Minas Gerais

Departamento de Química Geral Experimental

Eletroquímica

Belo Horizonte

Junho / 2022

INTRODUÇÃO

A eletroquímica é um ramo da química que estuda reações que envolvem a transferência de elétrons entre as espécies e a transformação da energia química em energia elétrica e vice-versa, como as que ocorrem em pilhas ou baterias. Essas reações são chamadas de reações de oxirredução ou, simplesmente, redox.

Para que uma reação de oxirredução ocorra, é necessário que haja uma transferência de elétrons, que partem do agente redutor (espécie mais propensa a ser oxidada, ou seja, a perder elétrons) para o oxidante (espécie mais propensa a ser reduzida, ou seja, a ganhar elétrons). Dessa forma, para identificar qual espécie será reduzida e qual será oxidada em uma reação redox, foram estabelecidos os potenciais relativos de redução e oxidação para os elementos. Esses potenciais são determinados experimentalmente através da medição da diferença de potencial elétrico gerada entre um eletrodo composto pelo elemento a ser aferido e um eletrodo de hidrogênio, cujo potencial foi arbitrariamente definido como 0V. Aos eletrodos que se oxidam mais facilmente que o hidrogênio, o potencial é positivo; aos que se reduzem mais facilmente, o potencial é negativo.

H+(aq) + e-(aq) → H2(g) (ε 0 = 0,000 Volt)

Com base nesses valores, é possível prever se uma dada reação de oxirredução será ou não espontânea: Se a diferença entre os potenciais de redução dos reagentes for positiva, a reação será espontânea; caso seja negativa, a reação não será espontânea e será necessário um trabalho elétrico para que a transformação ocorra (eletrólise). A espontaneidade também pode ser aferida através da variação da energia livre de Gibbs, calculada através da fórmula:

∆G = -nF∆E0 (joules) ou ∆G = -nF∆E0 /4186 (Kcal.mol-1)

Nesta equação, n corresponde à quantidade de elétrons transferidos, F à Constante de Faraday (96500 C.mol-1) e ∆E0 ao potencial da pilha (diferença entre os potenciais de redução dos reagentes descrita pela equação ∆E = Ecátodo - Eânodo). Valores de ∆G maiores que zero correspondem a uma reação não-espontânea.

Além de reações redox, também são estudados pela eletroquímica, fenômenos como a corrosão, processo no qual apenas a camada superficial de um eletrodo metálico é oxidada, ocasionando na perda e destruição gradual do metal.

OBJETIVOS

Os objetivos dos experimentos conduzidos em laboratório são observar a espontaneidade das reações de oxirredução, construir uma pilha de Daniell e reconhecer os produtos de uma reação de eletrólise.

RESULTADOS E DISCUSSÃO

Procedimento 1 - Verificação qualitativa da tabela de potencial de redução

Na primeira parte do primeiro experimento, foi colocado uma pequena quantidade de sulfato de cobre (II) (CuSO4) em um tubo de ensaio, o suficiente para cobrir o prego que foi adicionado em seguida. Nos primeiros momentos, o prego tinha um aspecto ferroso e coloração prateada, característico do ferro que o compõe. Após aproximadamente um minuto em contato com a solução de CuSO4, o prego passou a adquirir uma coloração rosada, com um aspecto semelhante ao do cobre, evidenciando uma transformação química. A reação de oxirredução que ocorreu neste experimento foi a seguinte:

Fe(s) + Cu2+ (aq) → Cu(s) + Fe2+ (aq)

Analisando o potencial dessa reação, temos que:

Cu2+ (aq) + 2e- → Cu(s) | ε0 = +0,34 Volt

Fe2+ (aq) + 2e- → Fe(s) | ε0 = -0,44 Volt

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Fe(s) + Cu2+ (aq) → Cu(s) + Fe2+ (aq) | ∆E0 = +0,34 - (-0,44) = +0,78 Volt

O ferro, inicialmente sólido, libera dois elétrons, se tornando o cátion Fe2+. Como seu potencial de redução, ou seja, sua tendência em ganhar elétrons, é menor que o do cobre, esses elétrons liberados são transferidos para o íon Cu2+, formando cobre sólido, que se deposita na superfície do prego, dando a ele a cor rósea e aspecto acobreado observados.

Na segunda parte, em um becker, foi colocado uma certa quantidade de sulfato de zinco (II) (ZnSO4), o suficiente para cobrir a pequena lâmina de cobre adicionada logo em sequência. Após cerca de um minuto a lâmina foi retirada do contato com a solução de ZnSO4 e, visualmente, não havia indícios de reação. A placa se encontrava íntegra e com os mesmos aspectos de quando foi recoberta com a solução: coloração alaranjada e aspecto acobreado, característico do cobre puro.

Como o cobre, material com maior potencial de redução do sistema, já estava totalmente reduzido, e o zinco, material com maior potencial de oxidação do sistema, já estava em seu estado de maior oxidação, não ocorreram transferências de elétrons e, por conseguinte, também não ocorreu uma reação de oxirredução.

Procedimento 2 - Montagem da pilha de cobre e zinco (Pilha de Daniell)

No segundo procedimento, foram preparados dois beckers: um com 20 mL de sulfato de cobre (II) e o outro com 20 mL de sulfato de zinco (II). No becker com CuSO4, foi inserida uma placa de cobre e no becker com ZnSO4, uma placa de zinco. Em seguida, cada placa foi ligada a um dos terminais do voltímetro para que pudesse ser feita a aferição da diferença de potencial entre os dois eletrodos: A de cobre, no positivo, e a de zinco, no negativo. Após isso, a ponte salina foi posicionada entre os beckers, de forma que suas extremidades tivessem contato com as soluções contidas em cada recipiente, fechando o circuito. Logo que a ponte salina foi posicionada, a leitura do voltímetro mudou de 0 para +1,08 Volts. As semirreações que ocorreram em cada eletrodo e a reação global foram: