Prática 3 – Ensaios de Oxidorredução e Reações de metais com água

LABORATÓRIO DE QUÍMICA APLICADA

Engenharias

Prática 3 – Ensaios de Oxidorredução e Reações de metais com água.

I. Objetivos

Montar uma pilha de Daniell.

Estudar experimentalmente a eletrólise de uma solução aquosa de KI.

Estudar as reações químicas relacionadas com a oxidação do ferro.

II. Introdução teórica

TEMA: Eletroquímica

Eletroquímica é o ramo da química que estuda as interações entre a química e a eletricidade. O ponto principal da eletroquímica é a geração de eletricidade a partir de reações químicas espontâneas e também o uso da eletricidade para forçar reações químicas não-espontâneas acontecerem.

Reações químicas como revelação de fotografias usam reações químicas em solução que envolve a transferência de elétrons.

Todas as reações químicas que envolvem a transferência de elétrons entre duas substâncias em processo são conhecidas como reações de oxidação.

Numa reação de oxirredução há sempre uma substância que ganha e outra de perde elétrons. Oxidação é a perda de elétrons e redução é o ganho de elétrons. Uma reação redox é uma combinação de oxidação e redução.

Células eletrolíticas

Uma célula galvânica é uma célula eletroquímica (também são chamadas de pilhas). Nela ocorre uma reação química espontânea para gerar uma corrente elétrica.

Uma célula galvânica consiste de dois eletrodos, ou condutores metálicos, que fazem contato elétrico com o conteúdo da célula, e um eletrólito, um meio condutor iônico, dentro da célula. O eletrólito é tipicamente uma solução aquosa de um composto iônico. O uso de ponte salina (local por onde ocorre a migração de íons de uma solução para outra) é desnecessária quando se trata de um único eletrólito.

Em uma célula galvânica, a oxidação ocorre em um eletrodo, e a espécie oxidada perde elétrons para o eletrodo. A redução ocorre no outro eletrodo, onde a espécie que sofre redução coleta os elétrons do eletrodo.

Com esse movimento de elétrons, a energia da reação espontânea pode ser usada para realizar trabalho ou simplesmente ser dissipada como calor.

O eletrodo onde ocorre a oxidação é chamado de ânodo. O eletrodo onde ocorre a redução é chamado de cátodo. Um exemplo de célula galvânica é a pilha de Daniell estudada numa de nossas práticas de laboratório.

Eletrólise

A eletrólise é o processo de forçar uma reação a ocorrer na direção não-espontânea pelo uso da corrente elétrica. Uma célula eletrolítica é uma célula eletroquímica. Especificamente, os dois eletrodos usualmente estão no mesmo compartimento, e há somente um tipo de eletrólito.

Para forçar uma reação e, um sentido não-espontâneo, a fonte externa deve gerar uma diferença de potencial.

Referências Bibliográficas:

ATKINS, P. e JONES, L. Princípios de Química. Questionando a vida moderna e o meio ambiente. Porto Alegre : Bookman, 2001

HEIN, M. e ARENA, S. Fundamentos de Química Geral. Rio de Janeiro, 1998.

III – Material e reagentes

Bico de Bunsen Provetas

Fenolftaleína Espátula

Béquer Garra metálica

Etiquetas Tubo em U

Solução 1 M de Cu(NO3)2-nitrato de cobre Solução de Cromato de potássio (K2Cr2O4) a 1%

Solução 1 M de KNO3 – nitrato de potássio Solução 1 M de Zn(NO3)2 nitrato de zinco

Solução 1 m de KI-iodeto de potássio

amido

Varetas de carvão Voltímetro - opcional

Eletrodo de Zn e Cu Fios elétricos

IV- Parte experimental

1. Pilha de Daniell

1.1. Colocar 250 mL de solução de Cu(NO3)2 no béquer e introduzir o eletrodo de Cu.

1.2. Ligar o eletrodo de Cu ao terminal positivo do voltímetro.

1.3. Colocar 250 mL de solução de Zn(NO3)2 no béquer, introduzir o eletrodo de Zn.

1.4. Ligar o eletrodo de Zn ao terminal negativo do voltímetro.

1.5. Encher o tubo U com KCl e colocar algodão para tampá-lo (ponte salina).

1.6. Colocar a ponte salina dentro dos dois béquers.

2. Eletrolise de uma solução aquosa de KI utilizando eletrodos inertes(grafite)

2.1. Colocar solução de KI no tubo em U até ¾ do seu volume.

2.2. Ligar a fonte de corrente contínua e deixar a eletrolise ocorrer durante 2 a 3 minutos e anotar os fenômenos ocorridos.

2.3. Adicionar 4 gotas de fenolftaleína ao eletrodo onde se formam bolhas de gás.

2.4. Adiciona 4 gotas de amido no eletrodo onde se formou a solução marrom escuro.

2.5. Anotar as observações.

Questionário:

1) Qual a função da ponte salina?

PARTE B

Prática: Estudo comparativo das propriedades dos elementos do grupo 1A, 2A e

3 A (Reações entre metais e água).

A lei periódica estabelece que as propriedades dos elementos são funções periódicas, ou seja, número atômico. Um arranjo baseado nesta lei agrupa os elementos em famílias de elementos com propriedades semelhantes em colunas verticais chamadas grupos. Os grupos longos que consistem nos elementos representativos são designados da esquerda para a direita em colunas IA (metais alcalinos), IIA ( metais alcalinos-terrosos), IIIA, IVA, VA (calcogênios), VIA (halogênios) e 0 (gases nobres). Os grupos