Prática 8. Eletroquímica Transformações Físico-químicas que podem produzir ou consumir energia elétrica

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1 MINISTÉRIO DA EDUCAÇÃO UNIVERSIDADE TECNOLÓGICA FEDERAL DO PARANÁ - UTFPR DEPARTAMENTO ACADÊMICO DE QUÍMICA E BIOLOGIA BACHARELADO EM QUÍMICA / LICENCIATURA EM QUÍMICA Práticas de Química Geral QB71J Prática 8 Eletroquímica Transformações Físico-químicas que podem produzir ou consumir energia elétrica Grande parte da química trata de espécies carregadas eletricamente. Elétrons, cátions e ânions são todas partículas com carga, que interagem física e quimicamente. Frequentemente, os elétrons se movem de uma espécie química para outra, que resultam em transformações químicas. Estas transformações podem ser espontâneas ou não espontâneas (forçadas). Podem envolver sistemas simples, como átomos de hidrogênio e oxigênio, ou muito complexos, como uma cadeia proteica com 1 milhão de peptídeos. A presença e o valor de cargas distintas nas espécies químicas introduzem um aspecto novo que devemos levar em consideração: o fato de que cargas iguais se repelem e cargas opostas se atraem. Considerando como as partículas carregadas interagem, temos de entender o trabalho realizado por partículas em movimento, juntas e separadas, e a energia requerida para realizar esse trabalho. Energia e trabalho são conceitos que surgiram na mecânica, mas que junto com o conceito de calor dão a base para a termodinâmica. Portanto, o nosso conhecimento da química das partículas eletricamente carregadas, como a reação de oxirredução (oxidação e redução) e reação eletroquímica, tem como base os conceitos termodinâmicos. A sutil diferença entre estes dois tipos de reações às vezes nos leva a fazer interpretações equivocadas de determinados fenômenos que ocorrem à nossa volta, pois ambas são reações que envolvem a transferência de elétrons entre duas espécies. Assim quando a transferência de elétrons que ocorre pelo contato direto entre as duas espécies em um meio homogêneo e não possibilitando a existência de regiões com diferença de potencial elétrico a uma distância finita, temos uma reação de oxirredução. Já quando a transferência de elétrons ocorre não pelo contato direto entre as duas espécies, mas devido a uma diferença de potencial elétrico entre duas regiões do sistema e associado a uma passagem de corrente elétrica através de uma distância finita maior do que a distância interatômica, mediante um material condutor elétrico, temos uma reação eletroquímica. Em função das características das reações eletroquímicas temos que dependendo de como estas se processam teremos vantagens ou desvantagens em função da espontaneidade destas. Por exemplo, a corrosão metálica, na maioria dos casos, são por reações eletroquímicas e são processos indesejáveis, já o uso de pilhas e baterias são processos que ocorrem via reações eletroquímicas e são processos desejáveis. Com isto o objetivo fundamental da eletroquímica é o estudo de sistemas capazes de entregar trabalho útil elétrico a partir de reação de eletroquímica (Células Galvânicas) ou de sistemas nos quais ocorrem reações eletroquímicas ao receber trabalho útil elétrico (Células Eletrolítica). Conforme o exposto acima, as bases para o entendimento da eletroquímica estão na termodinâmica e nos conceitos que envolvem as reações de transferências de elétrons entre substâncias. A transferência pode ser acompanhada por outros eventos, tal como a transferência de átomos ou de íons, mas o efeito líquido é a transferência de elétrons e, por isso, há modificação do número de oxidação das espécies. Objetivo - Reconhecer e Compreender as transformações Físico-químicas que envolvem transferência de cargas; - Introduzir alguns conceitos e definições que regem os dispositivos que podem transformar energia química em elétrica e vice-versa. 1

2 Pré-laboratório - Pesquise sobre os seguintes conceitos e definições: Processo espontâneo e não espontâneo, Reação redox (Oxirredução), Semirreação (meia reação), oxidação, redução, agente redutor, agente oxidante, número de oxidação; - Uma célula eletroquímica é constituída basicamente por dois eletrodos (material condutor ou semicondutor) e por pelo menos um meio eletrolítico. Sendo assim veja alguns esquemas de células eletroquímicas e procure identificar as partes constituintes destes sistemas, por exemplo, os eletrodos, o meio eletrolítico e outros. - Os eletrodos de uma célula eletrolítica são chamados de cátodo e ânodo. Qual é a diferença entre o cátodo e o ânodo? - Algumas células eletroquímicas têm ponte salina. Então pesquise qual é a função da ponte salina. Procedimento experimental Materiais e Reagentes - 1 Multímetro - 1 fonte de corrente contínua - conjunto de eletrodo de hidrogênio - 1 lâmina de níquel-cromo ou barra de grafite - 1 lâmina de zinco - 1 lâmina de chumbo - 2 lâminas de cobre - 1 barra de Magnésio - 2 béqueres de 50 cm 3-2 tubos em U, pequeno - Algodão - solução de CuSO4 1,0 mol dm -3 - solução de CuSO4 0,001 mol dm -3 Parte 1: Células Eletroquímica Galvânicas e Potencial de Eletrodos - solução de ZnSO4 1,0 mol dm -3 - solução de Pb(NO3)2 1,0 mol dm -3 - solução de Na2SO4 5 % (m/m) - solução de KI 5 % (m/m) - solução para ponte salina (NaNO3 saturada) - solução de H2SO4 0,5 mol dm -3 ou de HCl 1,0 mol dm -3 - Sulfato de Magnésio (Sal Amargo) - solução de fenolftaleína - solução de Metil-orange - solução de amido a) Verificação de processo espontâneo - Em um béquer de 50 cm 3 coloque aproximadamente 25 cm 3 de solução de sulfato de cobre 1,0 mol dm - 3 e em seguida mergulhe uma lâmina de zinco. - Observe o que ocorre e anote. Tem alguma evidência de reação? - Em béquer de 50 cm 3 coloque aproximadamente 25 cm 3 de solução de sulfato de zinco 1,0 mol dm -3 e em seguida mergulhe uma lâmina de cobre. - Observe o que ocorre e anote. Tem alguma evidência de reação? b) Célula Eletroquímica Célula Galvânicas Célula de Cobre e Zinco - Fazer uma ponte salina. Para isto, adicione solução salina (NaNO3 ou NaCl) no tubo em U, até completar o seu volume; em seguida, feche as extremidades do tubo com algodão, evitando deixar bolhas de ar no interior na solução. - Em um béquer de 50 cm 3 colocar, até ¾ de seu volume, solução de sulfato de cobre 1,0 mol dm -3 e em outro béquer, colocar solução de sulfato de zinco 1,0 mol dm Mergulhar uma lâmina de cobre, previamente limpa, na solução de sulfato de cobre e uma lâmina de zinco na solução de sulfato de zinco. Cada sistema desses corresponde a uma semicélula (meia-célula) ou eletrodo do respectivo metal. - Interligar as semicélulas de cobre e de zinco usando a ponte salina. 2

3 - Ligar o terminal negativo do voltímetro à lâmina de zinco e o terminal positivo na lâmina de cobre. - Observar e anotar a diferença de potencial fornecida pelo voltímetro (multímetro). - Se aumentar a quantidade de solução nos béqueres mudará a diferença de potencial? - Com o multímetro já conectado, fazer a medida da corrente elétrica. - O fato de haver passagem de corrente elétrica no circuito externo implica que reações de oxidação e redução estão ocorrendo no interior das semicélulas da célula eletroquímica. - Quais são estas reações? - Retire a ponte salina e observe o que ocorre com o multímetro. - Qual a explicação para o observado? - Qual a função da ponte salina? - Faça um esquema da célula montada e indique como é movimento dos elétrons e das espécies carregadas quando há passagem de corrente elétrica no circuito externo. c) Medida do Potencial de Eletrodo c1) Preparação do eletrodo de hidrogênio (Referência) - Com uma pipeta Pasteur preencher o corpo do eletrodo de Hidrogênio com a solução de ácido clorídrico 1,0 mol dm -3, conforme orientação do professor. OBS.: não deixar bolhas de ar. - Adicionar que um béquer a solução de ácido clorídrico 1 mol dm -3 até cobrir aproximadamente 1 cm da ponta do eletrodo. - Conectar um fio de platina (ou uma barra de grafite) no polo positivo da fonte de corrente e mergulhar, apenas o fio de platina (ou a barra de grafite), na solução de ácido clorídrico que se encontra no béquer e ligar o polo negativo da fonte no terminal do eletrodo de hidrogênio. Ao ligar a fonte, ocorrerá uma reação não espontânea (uma eletrólise); no polo negativo (eletrodo de hidrogênio) formará gás hidrogênio. Interromper a eletrólise quando o nível da solução cobrir 1/3 do fio de platina. - Assim, está preparado o eletrodo de hidrogênio, que tem a seguinte meia-reação: 2H + (aq) + 2e H2(g) - E no polo positivo (fio de platina ou barra de grafite) o que está ocorrendo? Observar. c2) Medida do Potencial dos Eletrodos (zinco, cobre, chumbo,...) - Em um copo de béquer de 50 cm 3 colocar, até ¾ de seu volume, solução de cobre e em outros dois béqueres, adicionar solução de zinco e de chumbo, respectivamente. - Mergulhar uma lâmina de cobre, previamente limpa, na solução de cobre, uma lâmina de zinco na solução de zinco e uma lâmina de chumbo na solução de chumbo. Cada sistema desses corresponde a uma semicélula ou eletrodo do respectivo metal. - Preparar a ponte salina. Para isto, coloque solução salina (NaNO3 ou NaCl) no tubo em U, até completar o seu volume; em seguida, feche as extremidades do tubo com algodão, evitando deixar bolhas de ar no interior na solução. - Coloque a ponte salina interligando um eletrodo dos metais ao eletrodo de hidrogênio. - Com auxílio do voltímetro, fazer a medida da diferença de potencial entre o eletrodo de hidrogênio e o eletrodo do metal, conectando o polo negativo do voltímetro no eletrodo de hidrogênio e o polo positivo na lâmina do metal. OBS: O E red(h/h 2 ) = 0, pois este é o valor arbitrário de referência. A determinação do potencial de redução dos eletrodos em uma célula galvânica é: E = ERed (M n+ /M) - ERed (H + /H 2 ). polo [+] polo [-] - Anotar o valor da diferença de potencial da célula (E). Esta diferença de potencial é igual ao potencial do eletrodo metálico em questão. 3

4 - Repetir o mesmo procedimento com os outros eletrodos. Mas, para cada medida refaça a ponte salina. - Anotar o valor da diferença de potencial para cada caso. - Compare estes valores medidos com os valores de potenciais padrões de redução, destes metais, tabelados. - Porque alguns valores medidos divergem dos valores tabelados? Parte 2: Células Eletroquímica Eletrolítica Eletrólise da solução aquosa de KI. - Com o auxílio de uma garra prender um tubo (o grande) em U no suporte universal. - Adicionar solução de KI 5 % (m/m) no tubo em U até que a superfície da solução atinja 0,5 cm abaixo da borda do tubo. - Adicionar em cada lado do tubo 3 a 5 gotas de solução de amido e 3 a 5 gotas de fenolftaleína. - Conectar as duas lâminas da liga de níquel (ou barras de grafite) nos terminais da fonte de corrente contínua e mergulhar estas nas duas partes do tubo em U. Antes de qualquer coisa faça uma previsão do que acontecerá quando a fonte for ligada. - Com os seus conhecimentos prévios e com o auxílio da tabela de potenciais de redução, você é capaz de escrever quais são as espécies presentes na solução, quais serão atraídas pelo polo positivo e negativo e qual espécie deverá se reduzir e qual deverá se oxidar. - Após isto ligar a fonte de corrente contínua. Aguardar 2 a 3 minutos e observar as colorações dos indicadores. - Agora responda o seguinte: - As colorações exibidas pelos indicadores, revelam a formação de duas substâncias. Quais são elas? - Escreva as semirreações que ocorreram no ânodo, cátodo e a reação global. Eletrólise da solução aquosa de Na2SO4. - Descarte o conteúdo do tubo em U do experimento anterior e lavá-lo. - Adicionar solução de Na2SO4 no tubo em U até que a superfície da solução atinja 0,5 cm abaixo da borda do tubo. - Adicionar 3 a 5 gotas do indicador metil-orange nas duas extremidades do tubo em U. Assim como foi feito, na Eletrólise da solução aquosa de KI, faça uma previsão do que acontecerá quando a fonte for ligada. - Após isto ligar a fonte de corrente contínua. Aguardar 2 a 3 minutos e observar as colorações dos indicadores. - Agora responda o seguinte: - As colorações exibidas pelos indicadores, revelam a formação de duas substâncias. Quais são elas? - Escreva as semirreações que ocorreram no ânodo, cátodo e a reação global. Referências bibliográficas 1 ATKINS, P. W.; JONES, Loretta (Autor). Princípios de química: questionando a vida moderna e o meio ambiente. 5. ed. Porto Alegre, RS: Bookman, p. 4

5 Potenciais padrões de redução a 25,0 C Semirreação Anexo I E o / V K + (aq) + e - K(s) -2,92 Na + (aq) + e - Na(s) -2,76 Mg 2+ (aq) + 2e - Mg(s) -2,37 Pb 2+ (aq) + 2e - Pb(s) -0,13 Zn 2+ (aq) + 2e - Zn(s) -0,76 2H2O(l) + 2e - H2(g) + 2OH - (aq) (neutro) -0,83 Fe 2+ (aq) + 2e - Fe(s) -0,44 2H + (aq) + 2e - H2(g) (ácidos) 0,00 Cu 2+ (aq) + 2e - Cu(s) +0,34 O2(g) + 2H2O(l) + 4e - 4OH - (aq) (bases) +0,40 I2(s) + 2e - 2I - (aq) +0,54 1/2O2(g) + 2H + (aq) + 2e - H2O(l) (neutro) +1,23 S2O8 2- (aq) + 2e 2SO4 2- (aq) +2,00 5