e - Zinco ZnSO 4 Zn(s) Zn 2 Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e - + 0,76 V Cu(s) Cu 2+ (aq) + 2 e - - 0,34 V

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1 Capítulo 7 Introdução teórica Pilhas e baterias são células eletroquímicas ou células galvânicas que produzem energia elétrica por meio de reações de oxirredução. A diferença básica é que a bateria é formada por pilhas ligadas em série. Para compreender o funcionamento de uma pilha, vamos entender alguns conceitos fundamentais. a) Quantidade de carga elétrica (Q) Zinco e - Eletroquímica: pilhas e baterias _ ZnSO 4 = 1,0 M Zn(s) Zn 2 + (aq) + 2e - Eletrodo do Zinco 0.76v Ponte Salina e - [HCl] = 1,0 molar Eletrodo de referência H 2 NO 3 - k + P = 1 atm Platina 2H + (aq) + 2e - H 2 (g) Eletrodo padrão de Hidrogênio Como vimos nos modelos atômicos das partículas fundamentais do átomo, os prótons apresentam carga elétrica positiva e o elétron carga elétrica negativa. O modelo atômico de Thomson permitiu determinar a menor quantidade de carga que compunha o átomo, a carga elétrica de um elétron que corresponde a - 1,6 x C. A carga do próton corresponde a igual valor, em módulo. Então a quantidade de carga elétrica de um corpo eletrizado é proporcional ao número de partículas (n) existente em um material, que pode ser calculada pela equação: Q = n. e b) Corrente elétrica (i) Corrente elétrica é a quantidade de carga que desloca ordenadamente por meio de um condutor a um determinado tempo. Essa corrente elétrica é causada por uma diferença de potencial elétrico (ddp), que podemos chamar também de tensão elétrica. c) Potencial de oxidação e potencial de redução Os potenciais de oxidação e redução medem a capacidade de uma espécie química perder ou ganhar elétrons. Esses potenciais foram padronizados determinando o potencial 0 volt (v) para o hidrogênio. O esquema a seguir mostra essa determinação. No experimento, o zinco está sofrendo oxidação e o hidrogênio redução. Então, podemos dizer que o potencial de oxidação do zinco é 0,76 V. Para representar os potenciais de oxidação, utilizamos as semirreações de oxidação ou de redução. Se utilizarmos as semirreações de oxidação, o potencial fornecido é de oxidação. Veja os exemplos. Potencial de oxidação (E 0 Oxi ) Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e - + 0,76 V Cu(s) Cu 2+ (aq) + 2 e - - 0,34 V Potencial de redução (E 0 Red ) Zn 2+ (aq) + 2 e - Zn(s) - 0,76 V Cu 2+ (aq) + 2 e - Cu(s) + 0,34 V Pilha de Daniell Uma pilha é uma cela eletroquímica que converte energia química em energia elétrica. O esquema a seguir mostra o formato da pilha de Daniell. Montagem da pilha: Em um béquer, coloca-se uma solução de sulfato de zinco, imergindo, nessa solução, uma placa de zinco. No outro béquer, coloca-se uma solução de sulfato de cobre II, submergindo uma placa de cobre. Conecte uma lâmpada no fio condutor e ligue-o nas placas contidas na solução. 48 2º série

2 Capítulo 7 Eletroquímica: pilhas e baterias Introduz-se nas soluções um tubo em forma de U contendo cloreto de potássio (KCl). Funcionamento da pilha: A placa de zinco (polo negativo) sofre oxidação pela perda de dois elétrons que se deslocam para a placa de cobre (polo positivo). Essa placa de zinco sofre corrosão e diminui a massa, e a placa de cobre sofre deposição e aumenta a massa. Os elétrons fluem do polo positivo (ânodo) para o polo negativo (cátodo). Essa corrente elétrica permite acender a lâmpada. A ponte salina equilibra as cargas, já que na solução contendo sulfato de zinco ocorre a concentração de íons Zn 2+, e na solução contendo sulfato de cobre II ocorre a diminuição dos íons Cu

3 Experimento 16 Reações espontâneas e não espontâneas Objetivos Realizar reações químicas que envolvam a transferência de elétrons. Identificar reações espontâneas e não espontâneas de oxidorredução por meio dos potenciais de redução. Materiais necessários 1 proveta de 100 ml 1 béquer de 250 ml Barra de zinco Cobre metálico Pedaço de chumbo Papel alumínio Prata metálica 1 lata de refrigerante Lixa Solução de: - Nitrato de chumbo II - Sulfato de cobre II - Sulfato de zinco - Cloreto de sódio - Nitrato de prata - Cloreto de sódio Procedimentos CUIDADO: Evite o contato da solução de nitrato de prata com a pele. Poderão ocorrer queimaduras. Parte A: Oxidação do chumbo (Pb) e redução da prata (Ag). (Experiência Demonstrativa) a) Em um tubo de ensaio, adicione 4 ml de solução de nitrato de prata, AgNO 3 b) Mergulhe um pedaço de chumbo na solução de AgNO 3. c) O que você observou? d) Num tubo de ensaio, adicione 4 ml de solução de nitrato de chumbo II, Pb(NO 3 ) 2 e) Mergulhe um pedaço de prata metálica na solução de cloreto férrico. f) Anote suas observações. Parte B: Redução do cobre (Cu) e oxidação do alumínio (Al). (Experiência Demonstrativa) a) Corte a parte superior da lata e logo depois lixe a parte do interior da lata para retirar a película de plástico existente dentro dela. b) Prepare uma solução diluindo 25 g de sulfato de cobre II, CuSO 4 (aq), em 100 ml de água. c) Transfira essa solução para dentro da lata até acima da parte lixada. d) Adicione um pouco de cloreto de sódio, NaCl, na solução de sulfato de cobre II. e) Anote suas observações. Parte C: Oxidação do zinco (Zn) a) Em um tubo de ensaio, adicione 4 ml de solução de sulfato de cobre II, CuSO 4 b) Mergulhe a barra de zinco na solução de sulfato de cobre II. c) Anote suas observações. d) Em um tubo de ensaio, adicione 4 ml de solução de sulfato de zinco, ZnSO 4 e) Mergulhe um pedaço de cobre metálico (Cu) na solução de sulfato de zinco. f) Anote suas observações. Observações microscópicas Parte A: Oxidação do chumbo (Pb) e redução da prata (Ag). (Experiência Demonstrativa) Os átomos de chumbo metálico (Pb 0 ) perdem elétrons sofrendo oxidação. Esses elétrons são capturados por íons de prata (Ag 1+ ), sofrendo redução. Parte B: Redução do cobre (Cu) e oxidação do alumínio (Al). (Experiência Demonstrativa) Os átomos de alumínio metálico (Al 0 ) perdem elétrons sofrendo oxidação. Esses elétrons são capturados por íons de cobre II (Cu 2+ ) sofrendo redução. Parte C: Oxidação do zinco (Zn) Os átomos de zinco metálico (Zn 0 ) perdem elétrons sofrendo oxidação. Esses elétrons 50 2º série

4 Experimento 16 Reações espontâneas e não espontâneas são capturados por íons de cobre II (Cu 2+ ) sofrendo redução. Representações Parte A: Oxidação do chumbo (Pb) e redução da prata (Ag). Pb 0 (s) Pb 2+ (aq) + 2e - Ag + (aq) + e - Ag 0 (s) (x2) Pb 0 (s) + 2 Ag + (aq) Pb 2+ (aq) + 2 Ag 0 (s) Parte B: Redução do cobre (Cu) e oxidação do alumínio (Al). Al 0 (s) Al 3+ (aq) + 3e - (x2) 4) Represente as semirreações e a reação global entre o alumínio metálico (Al 0 ) e o íon prata (Ag 1+ ). Tabela de potencial de redução ( 1 mo/l, 25ºC) Al 3+ (aq) + 3e - Al 0 (s) E 0 = - 1,66 V Zn 2+ (aq) + 2e - Zn 0 (s) E 0 = - 0,76 V Fe 2+ (aq) + 2e - Fe 0 (s) E 0 = - 0,44 V Pb 2+ (aq) + 2e - Pb 0 (s) E 0 = - 0,13 V 2 H + (aq) + 2e - 0 H 2 (g) E 0 = + 0,00 V Cu 2+ (aq) + 2e - Cu 0 (s) E 0 = + 0,34 V Ag + (aq) + e - Ag 0 (s) E 0 = + 0,80 V Anotações Cu 2+ (aq) + 2e - Cu 0 (s) (x3) 2 Al 0 (s) + 3 Cu 2+ (aq) 2 Al 3+ (aq) + 3 Cu 0 (s) Parte C: Oxidação do zinco (Zn) Zn 0 (s) Zn 2+ (aq) + 2e - Cu 2+ (aq) + 2e - Cu 0 (s) Zn 0 (s) + CuSO 4 (aq) ZnSO 4 (aq) + Cu 0 (s) Conclusão Para responder às questões a seguir, consulte a tabela de potencial de redução no final da conclusão. 1) Coloque os metais utilizados na prática, em ordem crescente de reatividade. 2) Qual dos metais utilizados na prática apresenta o maior potencial de oxidação? E qual o que apresenta o maior potencial de redução? 3) O que ocorreria se adicionássemos um pedaço de alumínio metálico (Al) à solução de nitrato de prata, AgNO 3 (aq)? Justifique sua resposta. 51

5 Experimento 17 Objetivos Realizar reações químicas que envolvam a transferência de elétrons. Identificar as espécies químicas que sofrem oxidação e as que sofrem redução em uma pilha eletroquímica. Efetuar a montagem de uma pilha de Daniell. Identificar o ânodo e o cátodo da pilha. Realizar cálculos de ddp. Materiais necessários 2 béqueres 100 ml Tubo em U Fios condutores Voltímetro Fio de cobre Placas de zinco Despertador ou calculadora Solução de: - Sulfato de cobre II - Sulfato de zinco - Cloreto de potássio - Batata - Algodão Procedimentos Parte A: Pilha de Daniell (Experiência Demonstrativa) a) Coloque 80 ml da solução de sulfato de zinco (ZnSO 4 ) no béquer A. No béquer B, coloque 80 ml da solução de sulfato de cobre II (CuSO 4 ). b) Insira no béquer A a lâmina de zinco (Zn) que está conectada ao fio preto e, em seguida, insira o fio de cobre, que está conectado ao fio vermelho, no béquer B. Conecte os fios preto e vermelho ao voltímetro. c) Coloque no tubo em U a solução de cloreto de potássio (KCl). Conecte nas extremidades do tubo em U dois chumaços de algodão. d) Coloque as extremidades do tubo em U nos béqueres A e B. e) Anote suas observações. Parte B: Pilha de batata Pilhas I a) Conecte a placa de zinco A, acoplada à calculadora, em uma das metades da batata que está sobre sua bancada. Em seguida, conecte o fio de cobre A, acoplado à calculadora, na outra metade da batata. b) Conecte o fio de cobre B na metade da batata contendo a placa de zinco A. Em seguida, conecte a placa de zinco B na metade da batata contendo o fio de cobre A. Ligue a calculadora. c) Anote suas observações. Observações microscópicas Parte A: Pilha de Daniell Ânodo: Os átomos de zinco metálico sofrem oxidação perdendo 2 elétrons e formando íons de zinco. Esses íons se espalham pela solução, aumentando o número de cargas positivas. A ponte salina fornece íons cloreto para equilibrar as cargas na solução. Cátodo: Os íons de cobre II recebem elétrons do átomo de zinco, formando cobre metálico. A ponte salina fornece íons de potássio para equilibrar as cargas da solução. Parte B: Pilha de batata Ânodo: Os átomos de zinco metálico sofrem oxidação, perdendo 2 elétrons e formando íons de zinco. Esses íons se espalham pelo sistema aquoso da batata. Cátodo: Os íons de hidrogênio recebem elétrons dos átomos de zinco, formando gás hidrogênio. Representações Parte A: Pilha de Daniell Zn 0 (s) Zn 2+ (aq) + 2e - Cu 2+ (aq) + 2e - Cu 0 (s) Zn 0 (s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu 0 (s) Parte B: Pilha de batata Zn 0 (s) Zn 2+ (aq) + 2e - 2 H + (aq) + 2e - H 2 (g) Zn 0 (s) + 2 H + (aq) Zn 2+ (aq) + H 2 (g) 52 2º série

6 Experimento 17 Pilhas I Conclusão Para responder às questões, consulte a tabela de potencial de redução no final da conclusão. 1) Analisando a parte A da experiência, responda aos itens. a) Qual a espécie química que oxida e qual a espécie química que reduz? b) O que ocorreu no eletrodo positivo? E no negativo? c) Qual o sentido do fluxo de elétrons no processo? d) Indique o ânodo e o cátodo da pilha. e) Calcule a ddp da pilha, em Volts. 2) Sabendo que foram substituídos o cobre (Cu) e o zinco (Zn) pelos metais ferro (Fe) e magnésio (Mg) metálicos, responda aos itens. a) O que ocorreria com a placa de ferro? b) Qual seria o cátodo da pilha? c) Calcule a ddp dessa pilha, em Volts. Tabela de potencial de redução (1 mo/l, 25ºC) Mg 2+ (aq) + 2e - Mg 0 (s) E 0 = - 2,36 V Al 3+ (aq) + 3e - Al 0 (s) E 0 = -1,66 V Zn 2+ (aq) + 2e - Zn 0 (s) E 0 = - 0,76 V Fe 2+ (aq) + 2e - Fe 0 (s) E 0 = - 0,44 V Pb 2+ (aq) + 2e - Pb 0 (s) E 0 = - 0,13 V 2 H + (aq) + 2e - H 2 (g) E 0 = + 0,00 V Cu 2+ (aq) + 2e - Cu 0 (s) E 0 = + 0,34 V Ag + (aq) + e - Ag 0 (s) E 0 = + 0,80 V Anotações 53