AULA 10. Eletroquímica. Laboratório de Química QUI OBJETIVOS. Aplicar os conceitos envolvidos nas reações de oxidação-redução.

Transcrição

1 AULA 10 Eletroquímica OBJETIVOS Aplicar os conceitos envolvidos nas reações de oxidação-redução. Montar uma pilha de concentração iônica, uma pilha de corrosão e uma de proteção catódica. Calcular a diferença de potencial de qualquer associação de eletrodos. A eletroquímica se faz presente no nosso dia-a-dia. Por exemplo, no relógio de parede, nos celulares, nos computadores e no seu próprio automóvel. A eletroquímica encontra-se disponível em pilhas, baterias, enfim, em todos estes dispositivos que dão vida a tantos utensílios que usamos em casa, no trabalho e nas horas de lazer. Com isso, aumentou a demanda por pilhas e baterias cada vez menores, mais leves e de maior desempenho. Como consequência, existe atualmente no mercado uma grande variedade de pilhas e baterias, o que tem trazido à tona discussões acerca dos potenciais riscos que tais dispositivos trazem à saúde humana e ao meio ambiente, quando descartados de forma inadequada. Veja algumas das áreas na qual a eletroquímica está presente: Na medicina: no marca-passo usado por pacientes com problemas cardíacos. Na Indústria: a eletroquímica constitui um importante processo industrial, a galvanoplastia - processo usado para cromar peças de automóveis (pára-choques, por exemplo) e fabricação de semi-jóias. Em casa: brinquedos infantis, lanternas, controles de TVs, portões eletrônicos, etc. A eletroquímica é a parte da química que estuda os fenômenos químicos e elétricos gerados por reações químicas espontâneas (em pilhas, células, ou baterias) e a transformação química, gerada pela passagem forçada da corrente elétrica numa solução, denominada de eletrólise (em células eletrolíticas, cubas, ou banhos eletrolíticos). Processos eletroquímicos usuais são a galvanoplastia e a corrosão. 113

2 Galvanoplastia O ato de recobrir uma superfície de metal com uma camada fina de outro metal é conhecido como galvanização. Esse processo é geralmente usado para proteger objetos metálicos contra ferrugem e para melhorar sua aparência. A galvanoplastia é realizada através da eletrólise aquosa de um sal do metal a ser depositado sobre a peça metálica. Os processos galvânicos comuns e modernos são: Cromagem, niquelagem, zincagem, prateação, douração, selantes, pintura, entre outros. Corrosão A corrosão metálica é a transformação de um material ou liga metálica pela sua interação química ou eletroquímica num determinado meio de exposição, processo que resulta na formação de produtos de corrosão e na liberação de energia. Ao sofrerem corrosão, alguns metais como o alumínio, o cobre e a prata formam películas que protegem o restante do metal, Figura 1. Figura 1: Metais que formam película protetora. Fonte: Oxidação de um elemento é o aumento algébrico no seu número de oxidação numa reação química; corresponde à perda de elétrons por parte desse elemento. Redução de um elemento é a diminuição algébrica no seu número de oxidação; corresponde ao ganho de elétrons por parte desse elemento. É importante ter em mente que sempre que uma espécie se reduz, uma outra espécie se oxida. 114

3 A pilha eletroquímica é um sistema constituído por anodo (eletrodo de oxidação), catodo (eletrodo de redução), eletrólito (condutor iônico) e condutor metálico (condutor de corrente elétrica). É caracterizada por uma diferença de potencial entre seus eletrodos que resulta na transformação de energia química em energia elétrica. O material do anodo é oxidado, produzindo cátions e elétrons. Os cátions dissolvem-se na solução, enquanto os elétrons fluem pelo condutor elétrico. Quando os elétrons chegam ao catodo, atraem cátions da solução eletrolítica que se reduzem e se depositam sobre a superfície desse eletrodo. Para permitir o funcionamento da pilha, é necessário introduzir uma ponte salina a fim de repor os íons nos eletrólitos. A movimentação de íons em solução viabiliza a condução de corrente elétrica no circuito. O processo é contínuo, até que certas condições não sejam mais favoráveis para sua manutenção. A União Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC) propôs uma maneira esquemática para representar uma célula galvânica. Tal representação é bastante útil, pois permite descrever de modo rápido e simples esse tipo de dispositivo sem a necessidade de desenhá-lo. Vamos exemplificar essa representação para a pilha de Daniell: Zn(s) Zn 2+ (aq) Cu 2+ (aq) Cu(s) A barra vertical simples ( ) indica a fronteira que separa duas fases, e a barra vertical dupla ( ) indica a ponte salina. Do lado esquerdo é representada a semicélula em que ocorre a oxidação (anodo) e, do lado direito, a semicélula em que ocorre a redução (catodo), Figura 2. Figura 2: Representação esquemática da pilha de Daniell 115

4 O Potencial Padrão de Eletrodo, denominado E 0, é o potencial individual de um eletrodo reversível (em equilíbrio), no estado padrão, no qual as espécies eletroativas estão a uma concentração de 1 mol.l -1 e gases a uma pressão de 1 bar ( 1 atm). Os valores são normalmente tabelados a 25 ºC. A série eletroquímica é de grande valia para a previsão da espontaneidade das reações de oxirredução, Tabela 1. Tabela 1: Potencial padrão de redução Para superar-se a dificuldade de medir-se o potencial individual de um eletrodo, um eletrodo de potencial de redução desconhecido pode ser emparelhado com um eletrodo de referência de potencial conhecido. O referencial é o eletrodo padrão de hidrogênio (EPH) cujo potencial é definido (convenção) para ser exatamente zero volts em todas as temperaturas, Figura 3. Figura 3: Eletrodo padrão de hidrogênio 116

5 Aos eletrodos que perdem elétrons mais facilmente que o hidrogênio, são atribuídos potenciais de redução negativos, aos outros são atribuídos potenciais positivos, Figura 4. Figura 4: Determinação do potencial de redução padrão No caso de soluções de concentração diferente de 1 mol/l usa-se a equação de Nernst para determinar o novo potencial. Eletroquímica e Termodinâmica Em termodinâmica, a energia livre de Gibbs ( G) é uma grandeza que busca medir a totalidade da energia atrelada a um sistema termodinâmico disponível para execução de trabalho útil. Podemos relacionar a variação de energia livre de Gibbs de uma reação e a diferença de potencial da pilha ( E) através da seguinte equação: G (reação) = - nf E onde n é o número de elétrons e F é a constante de Faraday. As reações de oxirredução espontâneas geram energia e produzem trabalho útil. No caso das pilhas ou células galvânicas este trabalho é trabalho elétrico. Em eletroquímica é importante distinguir entre reações de oxirredução espontâneas, ou seja, aquelas que têm G negativo e, as reações de oxirredução não espontâneas, cujo G é positivo. Quando G é igual a zero o sistema está em equilíbrio. As pilhas e baterias comerciais devem apresentar tamanho, formato, massa e desempenho adequados para o equipamento específico. Deve-se estar atento para evitar acidentes, danos ao ambiente ou ao aparelho. As pilhas e as baterias são classificadas em primárias (não podem ser recarregadas) ou secundárias (recarregáveis). Para saber mais leia o artigo da revista Química Nova na Escola, V.11, maio de 2000, disponível no site 117

6 PARTE PRÁTICA Procedimento 1: Identificação de cátions através de reações com metais Materiais: 01 lâmina de zinco 01 lâmina de cobre 03 pipetas de Pasteur Reagentes: Solução 1 Solução 2 Solução 3 As soluções deverão ser identificadas apenas pelos números 1, 2 ou 3. Estas soluções contêm os íons cobre (II), prata (I) ou cálcio (II) a) Colocar sobre a bancada, duas lâminas metálicas, uma de zinco e outra de cobre, devidamente limpas e secas. b) Adicionar uma gota das soluções 1, 2 e 3, em cada lâmina (cuidado para uma solução não entrar em contato com a outra). c) Aguardar 3 minutos e observar se há alguma evidência de transformação. O aparecimento de uma mancha na lâmina indica que houve reação. d) Na tabela abaixo, marcar + se ocorreu reação e - em caso contrário. e) Com o auxílio da Tabela 1 de potencial padrão de eletrodo (pág. 117), identificar os cátions presentes nas soluções 1, 2 e 3, sabendo-se que nestas estão presentes os íons Cu 2+, Ag + e Ca 2+, aleatoriamente. Solução Metal Zn Cu Calcule o valor de E para cada combinação solução/metal, considerando todas as soluções de concentração 1 mol/l. Relacione estes valores com a espontaneidade de cada reação. 118

7 Identifique os cátions presentes nas soluções 1, 2 e 3: Solução 1 Solução 2 Solução 3 Represente as semi-reações de oxidação e redução ocorridas. Procedimento 2: Construindo uma pilha de concentração iônica Vidrarias: 02 béqueres (50 ml) Materiais: 01 Multímetro 02 lâminas de cobre Reagentes: Solução de CuSO4 1 mol/l (30 ml) Solução de CuSO4 0,1 mol/l (30 ml) 01 ponte salina a) Montar a pilha de concentração iônica, representada abaixo, usando béqueres de 50 ml e aproximadamente 30 ml de cada solução de cobre. Utilize para a solução 0,1M o valor abaixo do potencial. Cu(s)/ CuSO4 (0,1mol/L) // CuSO4 (1,0mol/L) / Cu(s) b) Aguardar uns 5 minutos e medir a ddp utilizando o multímetro (fazer a leitura em mv) c) Observar as alterações em cada semicélula. E Cu 2+ /Cu = + 0,31V 119

8 Desenhe a pilha de concentração iônica montada em sua bancada. Qual a composição química da ponte salina? Compare a ddp teórica desta pilha com o resultado experimental. Explique o que aconteceu em cada semicélula. Procedimento 3: Construindo uma pilha de corrosão Vidrarias: 01 béquer (100 ml) 01 proveta (50 ml) Materiais: 01 lâmina de ferro (prego) 01 lâmina de cobre 01 fio de cobre (com jacarés nas duas extremidades) Reagentes: Solução de NaCl 0,1 mol/l Solução de indicador fenolftaleína 1% Solução de K3[Fe(CN)6] 0,1 mol/l Solução de HCl 1 mol/l a) Em um béquer de 100 ml adicionar cerca de 50 ml de solução de cloreto de sódio 0,1 mol/l, 0,5 ml de solução de indicador fenolftaleína 1% e 1 ml de solução de ferricianeto de potássio 0,1 mol/l - K3[Fe(CN)6]. b) Limpar mecanicamente as lâminas de ferro e de cobre, com a lã de aço. Decapar com a solução de HCl e posteriormente, enxaguar com água destilada; c) Faça a união de uma lâmina de ferro com outra de cobre, ligando-os por meio de um fio de cobre (com jacarés nas duas extremidades). d) Imergir os eletrodos na solução imobilizando-os a uma certa distância um do outro, conforme mostra o esquema abaixo. Após alguns minutos verificar alguma evidência de transformação. 120

9 2 H2O (l) + O2 (g) + 4 e - 4 OH - (aq) E = + 0,40 V Após alguns minutos, observe as cores formadas nos eletrodos Escreva as equações balanceadas que representam as reações ocorridas no anodo e no catodo. Explique como os produtos formados foram identificados. Explique porque foi adicionado solução de NaCl ao sistema? Procedimento 4: Proteção catódica do ferro Materiais: 01 lâmina de zinco 01 lâmina de ferro (prego) 01 fio de cobre vermelho (com um jacaré em uma extremidade e conector para a fonte em outra extremidade) 01 fio de cobre preto (com um jacaré em uma extremidade e conector para a fonte em outra extremidade) 01 fonte de 12 V Vidrarias: 01 béquer (100 ml) Reagentes: Solução de ZnSO4 0,1 mol/l (50 ml) 121

10 a) Adicionar, em um béquer de 100 ml, cerca de 50 ml de solução de sulfato de zinco 0,1 mol/l. b) Conectar o fio preto (-) no eletrodo de ferro, previamente limpo, que deverá estar totalmente imerso na solução. c) Conectar o fio vermelho (+) no eletrodo de zinco, previamente limpo, que deverá estar totalmente imerso na solução. d) Ligar os fios numa fonte de 12 V. Aguardar uns 10 minutos. Explique o que você observou em cada eletrodo. Se não fosse usada uma fonte de 12 V a proteção catódica ocorreria? Explique. Como é usualmente chamado o eletrodo de zinco numa proteção catódica do ferro? Referências Bibliográficas: 1. Lenzi, E. Favero, L.O.B.; Tanaka, A.S.; Filho, E.A.V.; Silva, M.B. Química Geral Experimental, Freitas Bastos Editora, Rio de Janeiro, 2004, pág. 345 (ISBN: ). 2. Braathen, Per Christian. Química Geral, 3ª Edição,Viçosa, 2011, pág. 541 (ISBN: ). 122

11 Auto AvaliAÇÃO 1. Qual a diferença entre um aço comum e um aço galvanizado? 2. Entre o cobre, níquel, alumínio e manganês, qual será o mais adequado para fazer a protecção catódica do ferro? 3. Explique o porque de apesar de estarem permanentemente em contacto com bebidas aquosas as latas de refrigerantes não sofrem processos fortes de corrosão. 4. (Unesp) Mergulha-se uma lâmina limpa de níquel em uma solução azul de sulfato de cobre. Observa-se que a lâmina fica recoberta por um depósito escuro e que, passado algum tempo, a solução se torna verde. Explique o que ocorreu: a) na lâmina de níquel; b) na solução. 5. (Fuvest) A estátua da Liberdade está no porto de Nova Iorque e, portanto em ambiente marinho. Ela consiste em uma estrutura de ferro sobre a qual estão rebitadas placas de cobre que dão forma à figura. a) Qual o efeito do ambiente marinho sobre as placas de cobre? Explique utilizando equações químicas. b) Por que não foi uma boa ideia ter cobre em contato com ferro? Justifique. 6. Considere a representação da pilha abaixo e responda: Zn (s) / Zn 2+ (aq) // Ag + (aq) / Ag (s) a) Qual é a semirreação de oxidação e qual é a semirreação de redução? b) Qual é a reação global? c) Qual é o ânodo? E o cátodo? d) Qual é o polo negativo? E o positivo? e) Qual é o sentido de fluxo dos elétrons? 123