Quimica Experimental 1 - Experimento 7 - Ufpe

Resumo

O experimento 7 consiste em estudar eletroquímica, a qual relaciona reações químicas à eletricidade. Para isto, construímos uma célula galvânica e avaliamos a variação do seu potencial em função da composição e concentração das soluções eletrolíticas. Também analisamos algumas reações simples de oxi-redução.

Palavras-chave: Pilha de Daniell; Agente Redutor; Agente Oxidante; Transferência de Elétrons; Eletrodos;

Sumário

Resumo 1

Introdução 1

Experimental 2

Resultados e Discussão 2

Conclusão 4

Referências bibliográficas 5

Questões 6

Introdução

A eletroquímica é o estudo da interação entre eletricidade e reações químicas. Ela explora os fenômenos envolvidos na produção de corrente elétrica a partir da transferência de elétrons ocorrida em reações de oxi-redução, como também, a utilização de corrente na produção dessas reações.

As primeiras análises da eletroquímica são datadas do século XVIII, a partir das pesquisas de Galvani e da invenção da pilha de Alexandre Volta. Essa pilha consistia numa serie alternada de cobre e zinco separados por um algodão embebido em solução salina. No século seguinte, John Frederic Daniell aperfeiçoou o esquema de montagem e eficiência da pilha. Ele a separou em duas células, os eletrodos de cobre e zinco, e conectou a eles uma ponte salina a qual permite o fluxo de elétrons. (Figura 1).

Figura 1. Esquema de montagem de uma pilha.

A essência da pilha consiste na transferência de elétrons de uma espécie química que oxida, ou seja, doa os elétrons para a outra que reduz. O deslocamento das cargas ocorre do ânodo (eletrodo negativo) para o cátodo (eletrodo positivo). Esse deslocamento ocorre devido a uma diferença de potencial entre as espécies envolvidas.

A transferência de elétrons de uma espécie para outra é um dos processos fundamentais que permitem a vida, a fotossíntese, as células de combustível e a purificação dos metais.

Com esse experimento teremos contato com a base da eletroquímica, avaliando reações simples de oxi-redução e montando uma pilha para análise de seu potencial.

Experimental

Para a realização da prática, dividimos o experimento em duas partes. Na primeira parte, avaliamos reações simples de oxi-redução com o objetivo de determinar o comportamento dos metais e dos íons metálicos nas reações. Na segunda parte, construímos uma pilha de Daniell para analisar o potencial da célula sob determinadas concentrações de soluções eletrolíticas.

Para a primeira parte, preparamos três tubos de ensaio com 3 mL de diferentes soluções metálicas: sulfato de ferro II (FeSO4 – tubo 1), nitrato de prata (AgNO3 – tubo 2) e sulfato de cobre (CuSO4 – tubo 3), todas com concentração igual a 0,1 M.

Adicionamos aos tubos 1 e 2 fios de cobre previamente lixados. Ao tubo contendo CuSO4(aq) (tubo 3) foi adicionado um prego (um composto de ferro). Deixamos a amostra em repouso e após terminada a segunda parte do experimento, anotamos nossas observações.

Na segunda parte do experimento, inicialmente montamos a pilha de Daniell. Para isso, colocamos em béqueres diferentes, aproximadamente 70 mL de soluções de sulfato de zinco (ZnSO4) e sulfato de cobre, ambos a 0,1 M e mergulhamos um cordão de algodão, que será a ponte salina, numa solução de cloreto de potássio.

Pusemos duas lâminas de zinco e cobre, nos béqueres que continham ZnSO4(aq) e CuSO4(aq), respectivamente. As lâminas foram lixadas previamente a fim de remover impurezas e/ou uma possível oxidação. Na célula, cada lâmina é chamada de eletrodo. Conectamos aos eletrodos, um voltímetro, e pusemos a ponte salina entre os béqueres. (Figura 1.). Ligamos o voltímetro e lemos o potencial da pilha. Para ter certeza do valor medido, fizemos a leitura do potencial mais duas vezes, sem e com a ponte salina.

Adicionamos ao béquer contendo CuSO(aq), 20 mL de uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) 1,75 M e anotamos o potencial e as observações.

Logo após, montamos mais três pilhas com concentrações variáveis de CuSO4(aq) (10-3 M, 10-5 M, 10-7 M) e mantendo fixa, a 0,1 M, a concentração do ZnSO4(aq). Para cada uma, lemos o potencial e registramos as observações.

Resultados e Discussão

Na primeira parte da prática, analisando tubo a tubo, nota-se que o único tubo no qual não houve reação foi o que continha a solução de FeSO4, tubo 1. Nos demais, nota-se um depósito de sedimento no metal imerso.

Nos tubos 1 e 3 há presença de íons Fe+2(aq)/Cu(s) e íons Cu+2(aq)/Fe(s), respectivamente. Sabendo que:

〖Cu〗^(+2)+ 2e^(- ) → 〖Cu〗_((s)) E_o=0,34 V [1]

〖 Fe〗^(+2)+2e^(- )→ 〖Fe〗_((s)) 〖 E〗_o=-0,44 V [2]

Em que Eo denota o potencial padrão de redução. Constata-se que o cobre possui maior potencial padrão de redução do que o ferro, logo é um agente oxidante mais forte. Com isso, o cobre não “perde” elétrons para o ferro, de outra maneira, o ferro não é capaz de retirar os elétrons do cobre, uma vez que o cobre possui maior afinidade eletrônica.

Pelo fundamento do parágrafo anterior, comprova-se que no tubo 3, como temos íons cobre, a semi-reação de redução [1] é favorecida, oxidando o ferro. Ou seja, há deposito de cobre sólido sobre o metal. Já no tubo 1, como o cobre já está na sua forma reduzida, Cu(s), não se observa transferência de elétrons. A reação global de oxi-redução ocorrida no tubo 3 é dada por:

〖Cu〗^(+2)+ 〖Fe〗_((s) ) → 〖Fe〗^(+2)+ 〖Cu〗_((s))

No tubo 2, há presença de íons Ag+(aq)/Cu(s) . Sabendo que:

〖Ag〗^++ 〖1e〗^-→〖Ag〗_((s)) E_(o )=0,80 V [3]

Comparando [1] com [3] conclui-se que a prata possui