Eletroquímica Nas Soluções Identificação De Cátions Através De Reações Com Matais

UNIVERSIDADE DO ESTADO DA BAHIA

Licenciatura em Química

Beatriz dos Santos Silva

Pratica 02 – Eletroquímica nas soluções

Identificação de cátions através de reações com matais

Salvador - Ba

 2022

Beatriz dos Santos Silva

Pratica 02 – Eletroquímica nas soluções

Identificação de cátions através de reações com matais

Relatório experimental da segunda prática da componente Físico-química III, no curdo de Licenciatura em Química, na Universidade do Estado da Bahia

Prof. Dr. Cesário Francisco das Virgens

Tirocínios: Abraão Diego e Jessica Ramos

Salvador - Ba

 2022

INTRODUÇÃO

A eletroquímica tem como objetivo fundamental o estudo de sistemas capazes de entregar trabalho útil elétrico a partir de reações de oxirredução (células galvânicas) ou de sistemas nos quais ocorrem processos de oxirredução ao receberem o trabalho útil elétrico (eletrólise). A reação de oxirredução tem a espécie que perde elétrons, se oxida, enquanto a espécie que recebe os elétrons, se reduz.

Um dispositivo eletroquímico que viabiliza a ocorrência de uma reação redox sem o necessário contato entre os reagentes e os produtos formados em cada compartimento é denominado de célula eletroquímica. As células eletroquímicas podem ser classificadas em função da espontaneidade do processo de transferência de elétrons em questão. Quando o processo redox é espontâneo a célula eletroquímica é denominada de célula galvânica ou voltaica e quando o processo é não espontâneo de célula eletrolítica.

O potencial padrão da célula Eº é o potencial da célula quando todos os reagentes e produtos se encontram em seus estados padrão: solutos na concentração de 1 M, gases na pressão parcial de 1 atm, sólidos e líquidos na forma pura, na temperatura especificada de 25ºC. O potencial padrão de qualquer célula galvânica corresponde à soma dos potenciais padrão das semi-reações de oxidação (Eºox) e redução (Eºred).:

ΔEº= Eºcátodo - E°ânodo

OBJETIVO GERAL

Criar a competência de aplicar o conhecimento teórico da eletroquímica nas reações, compreender a espontaneidade do processo e a influência do potencial elétrico na velocidade da reação. E observar o fenômeno da corrosão.

DADOS OBTIDOS

Solução

Solução 1 – Ag+

Solução 2 – Ca2+

Solução 3 – Cu2+

Tabela 1: Dados obtidos

Reação	Potencial elétrico de redução
Cu2++2e- ⇌Cu	E°=0,33
Zn2++2e- ⇌Zn	E°=-0,76
Ca2++2e- ⇌Ca	E°=-2,87
Ag++e- ⇌Ag	E°=-0,80

Tabela 2: Potencial padrão de redução

RESULTADOS E DISCUSSÕES

Esse sistema eletroquímico feito nessa prática, independe do contato, como há um diferencial de potencial elétrico permite um fluxo de cargas durante a reação, mas não um fluxo de elétrons, como acontece nas pilhas, pois a solução é uma barreira semipermeável a elétrons. Sendo um dispositivo conhecido célula eletroquímica, usado para aproveitar o trabalho elétrico gerado nesse sistema eletroquímico. No caso das pilhas existe um fio (condutor eletrônico externo) que conduz esses elétrons de um eletrodo para outro.

Na eletroquímica se estuda as reações de oxirredução em que ocorre a transferência dos elétrons. Para que essa reação ocorra os reagentes devem interagir para possibilitar a formação de novas substâncias. Na reação de oxirredução um tem a tendência de ganhar elétrons e o outro de perder elétrons, que corresponde a reatividade dos elementos químicos envolvidos.

As diferenças na estrutura eletrônica dos elementos químicos conferem a cada metal diferentes tendências em ganhar ou perder elétrons. Quanto mais fácil for para um metal perder elétrons, mais cátions são liberados para a solução e, portanto, mais elétrons livres são formados até o equilíbrio.

Zinco metálico e solução 3:

Após inserir uma gota da solução de íons cobre (II) na placa de zinco, se observou uma diminuição da coloração característica da solução de íons cobre (II), que é azul pois, o zinco possui uma maior facilidade em perder elétrons do que o cobre. A placa de zinco se desgasta perdendo massa e sobre ela se deposita uma fina camada de um sólido escuro. Uma análise da solução mostra que além de ter íons Cu2+(aq), também são encontrados íons Zn2+(aq).

Essas observações podem ser explicadas considerando o processo redox espontâneo indicado abaixo:  

Semi-reação de oxidação: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e-

Semi-reação de redução: Cu2+(aq) + 2e-  → Cu(s)

Reação global: Zn(s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu(s)  ΔE°=1,09V   (ΔG<0)

A partir dessa reação de oxirredução percebe-se que a diminuição da cor azul se teve pela transformação dos íons Cu2+(aq) em Cu(s), que é um sólido escuro, que se deposita na superfície da placa de zinco. A placa de zinco começa a se desgastar, sofrendo a corrosão, pois é transformada de Zn(s) para íons Zn2+(aq), que estão em solução. Essa placa tem um aumento do número de oxidação (nox) de 0 para +2, oxidando, e os íons Cu2+(aq) são reduzidos, de nox +2 para 0. Os íons Cu2+(aq) correspondem ao agente oxidante, pois são os responsáveis pela oxidação do Zn(s) e o Zn(s) é o agente redutor, pois origina a redução dos íons Cu2+(s). Nessa reação ocorreu o fenômeno da corrosão, que ocorre uma troca de elétrons entre um elemento químico do material e o do meio.