Departamento de Química Orgânica e Inorgânica Ácidos e Bases

[pic 1]

Universidade Federal do Ceará

Centro de Ciências

Departamento de Química Orgânica e Inorgânica

Ácidos e Bases        

Professor: Francisco de Assis Pereira Matos

.

Aluno:xxxxxxxxxxxxxxxxxxxxxx

Matrícula: xxxxxxxxxxx

Turma: 01 A

Curso: Engenharia de Pesca

Fortaleza, 24 de Junho de 2013.

Objetivos

• Identificar processos de transferência de elétrons espontâneos e não espontâneos
• Observar o processo de eletrólise reconhecendo seus componentes
• Verificar a montagem e funcionamento de uma célula galvânica
• Investigar o processo de corrosão.

Introdução

Neste relatório encontra-se descrito os experimentos realizados na pratica oito, que se refere aos processos de transferência de elétrons, mais especificamente a reação redox. Estas reações envolvem o ganho e perda de elétrons.

Muitas reações de oxi-redução são comuns na vida diária e nas funções vitais básicas, como o fogo, a ferrugem, o apodrecimento das frutas, a respiração e a fotossíntese.

Oxidação é o processo químico em que uma substância perde elétrons, partículas elementares de sinal elétrico negativo. O mecanismo inverso, a redução, consiste no ganho de elétrons por um átomo, que os incorpora a sua estrutura interna. Tais processos são simultâneos. Na reação resultante, chamada oxi-redução ou redox, uma substância redutora cede alguns de seus elétrons e, conseqüentemente, se oxida, enquanto outra, oxidante, retém essas partículas e sofre assim um processo de redução. Ainda que os termos oxidação e redução se apliquem às moléculas em seu conjunto, é apenas um dos átomos integrantes dessas moléculas que se reduz ou se oxida.

Quando um processo químico ocorre, produzindo transferência de elétrons, é chamado de pilha ou bateria, mas quando o processo químico é provocado por uma corrente elétrica (variação da quantidade de elétrons no temo), este processo é denominado de eletrólise.

Na pilha de Daniell o catodo é o eletrodo positivo, onde ocorre a redução (ganho de elétrons), já anodo é o eletrodo negativo, onde ocorre oxidação (perda de elétrons).

Procedimento Experimental

Parte A- Verificação da espontaneidade de reações químicas

Em tubos de ensaios diferentes coloca – se até 2 mL de cada solução e verifica - se a existência de evidência de reação nos sistemas seguintes:

CuSO4 (0,3 M) + Fe (s)

FeSO4 (0,3 M) + Cu (s)

Pb(CH3COO)2 (0,3 M) + Zn (s)

ZnSO4 (0,3 M) + Pb (s)

CuSO4 (0,3 M) + Zn (s)

ZnSO4 (0,3 M) + Cu (s)

Parte B – Processos Eletrolíticos

Montou-se como material encontrado na bancada, um sistema eletrolítico usando fios de cobre como eletrodo e ZnSO4 0,1 M como eletrólito. Ligou-se esse sistema em uma fonte, observou-se as reações nos eletrodos para identificar o catodo e o anodo.

Fez-se a eletrolise da solução aquosa de CuCl2 0,1 M utilizando o mesmo sistema eletrolítico do item anterior.

Fez-se a eletrolise da solução aquosa de CuCl2 0,1 M utilizando o grafite como ânodo, observando-se atentamente para detectar alguma diferença em relação ao item anterior, caso houvesse.

Dissolveu-se o NaCl encontrado na bancada em aproximadamente 40 mL de água destilada e acrescentou-se algumas gotas de fenolftaleína. Fez-se a eletrólise desta solução usando eletrodos de grafite e observou-se os resultados.

Parte C –Estudo da pilha de Daniel

Em um béquer de 200 mL adicionou-se até sua metade, solução aquosa de CuSO4 1 M e nessa solução, mergulhou-se parcialmente uma lâmina de cobre previamente lixada.

Ligou-se a lâmina de cobre ao terminal positivo de um voltímetro.

Adicionou-se em outro béquer de 200 mL, solução aquosa de ZnSO4 1 M e, posteriormente, mergulhou-se parcialmente uma lâmina de zinco previamente lixada.

Ligou-se a lâmina de zinco ao terminal negativo de um voltímetro.

Uniu-se as duas semi pilhas através da ponte salina, montando a pilha para posteriormente fazer leitura do voltímetro.

Parte D – Estudo da corrosão

Em um béquer de 250 mL, colocou-se 200 mL de solução aquosa 3% em cloreto de sódio, 1 mL de solução alcoólica 1% em fenolftaleína e 2 mL de solução 0,2 M de ferricianeto de potássio. Imergiu-se dois eletrodos metálicos, sendo um de cobre, outro de ferro previamente lixados, ligando-lhes por meio de um fio de cobre e sem deixar que os dois entrassem em contado direto.

Procedeu-se do mesmo modo Da experiência anterior usando eletrodos metálicos de zinco e ferro em vez de cobre e ferro. Observaram-se os resultados.

        

Resultado e discussão

Parte A- Medida de ph de soluções comerciais

a) CuSO4 (0,3M) + Fe(s)   Cobre reduziu e o ferro oxidou

b) FeSO4 (0,3M) + Cu(s)  Nenhuma reação

c) Pb(CH3COO)2 (0,3M) + Zn(s)   Zinco oxidou e Pb reduziu

d) ZnSO4 (0,3M) + Pb(s)   Nenhuma reação

 e) CuSO4 (0,3M) + Zn(s)  Zinco oxidou e CuSO4 reduziu

 f) ZnSO4 (0,3M) + Cu(s)   Nenhuma reação

Parte B – Processos Eletrolíticos

Atraves da camada formada sobre o cobre ligado ao polo negativo foi possível identificar que o mesmo reduziu, enquanto no polo positivo ocorreu uma oxidação;.

No grafite observou-se a formação de bolhas, indicando que ocorria a liberação de gás, no grafite ligado ao polo negativo ocorreu a formação de uma crosta evidenciando que houve redução.

Por meio da observação do experimento é possível concluir que no sistema dos eletrodos de cobre, os mesmos eram ativos, pois participavam do processo de eletrólise. Já no sistema dos eletrodos de grafite, os mesmos eram inertes, pois não participam do processo de eletrólise.

A seguir encontram-se as reações da eletrólise do NaCl: