INTRODUÇÃO

1. Conceito de oxi-redução, agente redutor e agente oxidante. [1]As ligações entre os átomos ocorrem por transferência ou compartilhamento de

elétrons. Na formação de uma ligação iônica um dos átomos cede definitivamente elétrons para o outro. Os fenômenos de oxidação e redução são sempre simultâneos e constituem a chamada Reação de Oxi-Redução ou Redox. O significado primitivo da palavra oxidação foi o de reação como oxigênio. Primitivamente, a palavra redução significou volta ao estado inicial. Oxidação é a perda de elétrons. Redução é o ganho de elétrons. Reação de Oxi-Redução é quando há transferência de elétrons. O cloro e o oxigênio são chamados oxidantes porque provocarem oxidação com do sódio com o ferro, respectivamente. Ao contrario, o sódio e o ferro são chamados redutores porque provocam redução do cloro e do oxigênio. Oxidante é o elemento ou substancia que provoca oxidações: ele próprio se reduzindo. Redutor é o elemento ou substancia que provoca redução. Ele próprio se oxidando[1]

2. Conceito de pilha [2]“Pilhas são sistemas em que a energia química é transformada em energia elétrica

de modo espontâneo”

A pilha também é denominada célula galvânica e fornece energia ao sistema somente até que a reação química se esgote.[2]

Seu funcionamento se baseia em transferência de elétrons de um metal que tem a tendência de ceder elétrons para um que tem a tendência de ganhar elétrons, ou seja, ocorrem reações de oxidorredução. Essa transferência é feita por meio de um fio condutor.

Para o entendimento de como isso se dá, veja a reação de oxi-redução que ocorre entre o zinco e o cobre e como isso pode ser utilizado para gerar uma pilha:

Se colocado uma placa de zinco em uma solução de sulfato de zinco (ZnSO4), estará constituindo um eletrodo de zinco. Da mesma maneira, se colocado uma placa de cobre em uma solução de sulfato de cobre (CuSO4), terá um eletrodo de cobre.

Como o zinco é mais reativo que o cobre, ele tem a tendência de doar elétrons para o cobre. Assim, se ligar esses dois eletrodos por meio de um fio condutor externo, ocorrerá a transferência dos elétrons e consequentemente a passagem de corrente elétrica. Isso é visível, pois, depois de um tempo, nota-se que a lâmina de cobre teve um aumento em sua massa, enquanto que a de zinco sofreu corrosão.

Os elétrons, por apresentarem carga negativa, migram do eletrodo negativo, denominado ânodo; para o positivo, que recebe o nome de cátodo. Assim, tem-se a reação global dessa pilha em particular:

Semirreação do ânodo: Zn (s) → Zn2+ (aq) + 2 e-

Semirreação do cátodo: Cu 2+ (aq) + 2e - →Cu(s)___________

Reação global da pilha: Zn (s) +  Cu2+(aq)→ Zn2+ (aq) + Cu(s)

1

A notação química correta de uma pilha baseia-se na seguinte regra por convenção mundial:

Ânodo//Cátodo - Oxidação // redução. Assim, nesse caso:Zn / Zn2+ // Cu2+ //Cu(s)

Isso mostra que esse dispositivo é uma pilha, pois a partir de uma reação espontânea de oxi-redução produziu-se corrente elétrica. Essa pilha é chamada de Pilha de Daniell, por ter sido construída em 1836, pelo químico e meteorologista inglês John Frederic Daniell (1790-1845).

Hoje existe uma diversidade de pilhas que podem variar em diferentes aspectos. Porém, as pilhas mais comuns são as secas, que não utilizam soluções aquosas como as da Pilha de Daniell; mas que funcionam baseadas no mesmo princípio: a transferência de elétrons do ânodo para o cátodo.

3. Conceito de eletrólise

[2]A eletrólise é um método usado para obter reações de óxido-redução, pode ser feita de dois modos: em soluções eletrolíticas ou utilizando corrente elétrica contínua. Em ambos os casos, trata-se de uma transformação artificial, isto é, provocada por um transformador. Esses processos se baseiam na passagem de uma corrente elétrica através de um sistema líquido que tenha íons presentes, gerando assim reações químicas. Uma definição mais precisa diria que: Eletrólise é todo processo químico não espontâneo provocado por corrente elétrica. Como se vê, o processo da eletrólise é não espontâneo, contrário ao da pilha, que é espontâneo. Ela tem grande utilização em indústrias, na produção de metais alcalinos, alcalino-terrosos, gás hidrogênio e gás cloro.[2]

4. Balanceamento redox [3]Baseia-se nas variações dos números de oxidação dos átomos envolvidos de modo a igualar o número de elétrons cedidos com o número de elétrons ganhos. Se no final do balanceamento redox faltar compostos a serem balanceados, deve-se voltar para o método das tentativas e completar com os coeficientes restantes.[3]

Exemplo: Fe3O4 + CO → FeO + CO2

Passo 1: Identificar os átomos que sofrem oxi-redução e calcular as variações dos respectivos números de oxidação. Sabendo-se que o Nox do oxigênio é -2 para todos os compostos envolvidos. O Nox do Ferro varia de +8/3 para +2. E, o Nox do carbono de +2 para +4.Portanto, o ferro se reduz e o carbono se oxida.

ΔFe = 8/3 – 2 = 2/3 (variação de Nox do ferro)

ΔC = 4 – 2 = 2 (variação de Nox do carbono)

Passo 2: Multiplicar a variação de Nox pela respectiva atomicidade no lado dos reagentes e atribuir o valor obtido como o coeficiente estequiométrico da espécie que

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sofreu processo reverso. Assim, o número obtido pela multiplicação da variação de Nox do ferro pela sua atomicidade deve ser atribuído como o coeficiente estequiométrico da molécula de CO.

Para o ferro: 2/3 . 3 = 2Para o carbono: 2 . 1 = 2Portanto, o coeficiente do Fe3O4 é igual a 2, e o coeficiente do CO também.2 Fe3O4 + 2CO → FeO + CO2

Simplificando-se os coeficientes para os menores valores inteiros possíveis, tem-se:Fe3O4 + CO → FeO + CO2

Passo 3: Acrescentar os coeficientes restantesPara completar o balanceamento, pode-se realizar o mesmo procedimento utilizado

no lado dos reagentes (multiplicando a variação de Nox pela atomicidade do elemento na molécula) ou realizar o método de tentativas.

A primeira opção é a mais viável, embora para equações mais simples (como a indicada como exemplo) possa ser utilizado o segundo método. O fato é que ambos os métodos devem levar à mesma resposta final.

Como a atomicidade do carbono no CO2 é igual a 1, multiplicando-se pela variação do Nox 2, obtém-se o coeficiente 2 para o FeO. Do mesmo modo, sendo a variação de Nox do ferro igual a 2/3, multiplicando-se pela atomicidade 1 na molécula de FeO, obtém-se o coeficiente 2/3 para o CO2.Agora, basta balancear o lado dos produtos:

Fe3O4 + CO → 2FeO + 2/3CO2

Como os coeficientes devem ser os menores valores inteiros possíveis, deve-se multiplicar a equação por 3/2 a fim de retirar o coeficiente fracionário do CO2:

Fe3O4 + CO → 3FeO + CO2

5. Espontaneidade de uma reação de oxi-redução:

[4]Sabe-se que a reação que ocorre numa pilha é espontânea e a voltagem é sempre positiva, portanto, pode-se afirmar que:

• Quando a voltagem calculada para a reação (Etotal ou ∆V) for de valor positivo, a reação será espontânea. Etotal > 0 reação espontânea.⇒

Exemplo: 

A reação é espontânea.• Quando a voltagem calculada para a reação for de valor negativo, a reação não será

espontânea. Então, a reação inversa será espontânea.[4]

Exemplo: 

6. Uso de tabelas de potencial padrão de redução Cada metal possui uma capacidade própria de doar elétrons, diferente da capacidade

de outros metais. Essa diferença de reatividade pode ser vista, por exemplo, ao comparar

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a oxidação do ferro e a do ouro. O ferro se oxida facilmente com o ar, enferrujando ao longo do tempo; já o ouro dificilmente se oxida.

Por essa grande resistência às substâncias corrosivas, o ouro é indicado para obturações ou para implantes de dentes; pois ele resiste à corrosão de substâncias presentes na saliva. Isso também pode

 O potencial padrão de eletrodo, denotado como Eo, E0 ou EO é a medida do potencial individual de um eletrodo reversível (em equilíbrio) no estado padrão, no qual as espécies eletroativas estão a uma concentração de 1 mol/kg, e gases a uma pressão de 1 bar. Os valores são mais frequentemente tabulados a 25 °C.

O princípio de uma célula eletroquímica, tal como uma célula galvânica, consiste em uma reação redox, que pode ser desdobrada em duas semi-reações:

Reação de redução (ocorre no cátodo) Reação de oxidação (ocorre no ânodo)A reação global da célula eletroquímica é a soma de uma reação de redução e de

uma reação de oxidação, cada uma delas chamadas de meia-reação (ou semi-reação).Eletricidade é gerada devido à diferença de potencial elétrico entre dois eletrodos.

Esta diferença de potencial é criada como um resultado das diferenças entre potenciais individuais de dois eletrodos metálicos com respeito ao eletrólito.

Embora o potencial total de uma célula possa ser medido, não há nenhuma maneira simples de medir exatamente os potenciais individuais de eletrodo/eletrolito isoladamente.

O potencial elétrico varia também com a temperatura, concentração e pressão.

Objetivo:

O objetivo da pratica foi estudar o mecanismo das reações de oxi-redução utilizando a tabela de potenciais, estudar o poder oxidante e redutor, verificar a diferença entre pilha e eletrólise, a capacidade de prever os produtos e os agentes oxidantes e redutores.

OXI-REDUÇÃO:

PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL:Parte 1: Estudo das reações de oxi-redução1) Foram pegos 6 tubos de ensaio limpos e enumerados. Colocou-se então em

cada um deles 2,0 mL de soluções aquosas a 0,5 mol.L-1 de nitrato de zinco (Zn(NO3)2), sulfato de cobre (CuSO4) e nitrato de chumbo (Pb(NO3)2). A seguir, foram colocados pedaços de metal de cobre (Cu), chumbo (Pb) e zinco (Zn), como a tabela a seguir representa:

Tabela 1: Substâncias contidas nos tubos.

Tubo Solução aquosa Metal

1 Zn(NO3)2 Cu

2 Zn(NO3)2 Pb

3 CuSO4 Pb

4 CuSO4 Zn

5 Pb(NO3)2 Cu

6 Pb(NO3)2 Zn

2) Em um tubo de ensaio, foi colocado 2,0 mL de solução aquosa de CuSO4 a 0,5 mol/L. Foi então pego um prego de ferro novo, e a seguir foi colocado dentro da solução.

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Parte 2: Agentes Oxidantes e Agentes Redutores

1) Foram pegos 3 tubos de ensaio e foram colocados os seguintes reagentes:

5 gotas de KMnO4 0,01 mol/L + 1 gota de H2SO4 0,5 mol/L + 2,0 mL de KI 0,5 mol/L 5 gotas de K2Cr2O7 0,5 mol/L + 1 gota de H2SO4 0,5 mol/L + 2,0 mL de KI 0,5 mol/L 5 gotas de Fe(NO)3 0,5 mol/L + 1 gota de H2SO4 0,5 mol/L + 2,0 mL de KI 0,5 mol/L

Foi então observado o que ocorreu em cada um dos tubos.

2) Foram pegos 2 tubos de ensaio, e neles foram adicionados:

1,0 mL de KMnO4 0,01 mol/L + 1,0 mL de NaOH 0,5 mol /L + alguns cristais de Na2SO4

1,0 mL de KMnO4 0,01 mol/L + 1,0 mL de H2SO4 0,5 mol/L + alguns cristais de Na2SO4

RESULTADOS E DISCUSSÕES [4][5] :

Parte 1: Estudo das reações de oxi-redução1) O contato de alguns dos metais com as soluções provocou uma reação. Para

comprovar os metais que reagiram, utilizou-se uma tabela de potenciais-padrão de redução.

Para se descobrir qual elemento sofreu oxidação, utilizou-se a tabela de potenciais-padrão de redução. As equações a seguir representam as semi-reações de oxidação, que são nada menos que as semi reações contidas na tabela de potenciais-padrão de redução invertidas e com o sinal trocado.

Zn Zn2+ + 2 e- ε = +0,761 VCu Cu2+ + 2 e- ε = -0,341 V

Deste modo, observa-se que o Zn se oxidará, enquanto o Cu se reduzirá. Assim, pode-se fazer a equação global.

Zn2+ + 2 e- Zn ε = -0,761 VCu Cu 2+ + 2 e - ε = -0,341 V Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu ε = -1,102 V

No tubo 1, não houve reação, pois o potencial da equação global é negativo. Aplicando na equação: ∆G = -nFε.

Logo, para a reação ser espontânea, o ∆G deve ser negativo, o que não ocorre no caso do tubo 1, que com sua resolução, independente da constante de Faraday, será positiva.

∆G = -nFε∆G = -2.96485.(-1,102)∆G = 212652,94

Deste modo, observa-se que a energia livre de Gibbs é positiva, demonstrando que a reação não é espontânea.

No tubo 2, observa-se que o Zn novamente se oxidará, enquanto o chumbo de reduzirá, de acordo com suas equações:

Zn Zn2+ + 2 e- ε = +0,761 VPb Pb2+ + 2 e- ε = -0,126 V

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Calcula-se então a soma dos potenciais de redução do Pb e oxidação do Zn e observa-se que o potencial da equação global é negativo, demonstrando que a reação não é espontânea. Logo nada acontece neste tubo.

No tubo 3, foi observado que o Pb se oxida, enquanto o Cu se reduz, uma vez que o Pb possui maior potencial de oxidação.

Cu Cu2+ + 2 e- ε = -0,341 VPb Pb2+ + 2 e- ε = -0,126 V

Assim, a equação global ficará:

Pb Pb2+ + 2 e- ε = +0,126 VCu 2+ + 2 e - Cu ε = +0,341 VPb + Cu2+ Pb2+ + Cu ε = +0,467 V

Devido ao potencial da equação global ser positivo, a reação será espontânea, tendo um ∆G = -90116,99. Deste modo, acontece a deposição de Cu metálico, que se observa pela cor castanha.

No tubo 4, o elemento que se oxida é o Zn, visto que o este possui maior potencial de oxidação, de acordo com as equações a seguir.

Cu Cu2+ + 2 e- ε = -0,341 VZn Zn2+ + 2 e- ε = +0,761 V

A equação global então será:

Zn Zn2+ + 2 e- ε = +0,761 VCu 2+ + 2 e - Cu ε = +0,341 VZn + Cu2+ Cu + Zn2+ ε = +1,102 V

Desta maneira, observa-se novamente que a reação é espontânea, devido ao ∆G ser negativo, com o valor de -212652,94. Ocorre novamente a deposição de Cu metálico de cor castanho escuro.

No tubo 5, observa-se que quem tem maior potencial de oxidação é o Pb, logo este se oxidará e o Cu reduzirá.

Pb Pb2+ + 2 e- ε = +0,126 VCu Cu2+ + 2 e- ε = -0,341 V

Tendo em vista as semi-reações acima, tem-se a equação global abaixo:

Pb2+ + 2 e- Pb ε = -0,126 VCu Cu 2+ + 2 e - ε = -0,341 V Pb + Cu2+ Cu + Pb2+ ε = -0,467 V

Devido ao potencial da equação global ter valor negativo, percebe-se que a reação não é espontânea, devido ao ∆G ser positivo.

No tubo 6, é observado que o Zn se oxida, enquanto o Pb se reduz.

Zn Zn2+ + 2 e- ε = +0,761 VPb Pb2+ + 2 e- ε = +0,126 V

6

De acordo com as equações acima, tem-se a equação global abaixo

Zn Zn2+ + 2 e- ε = +0,761 VPb 2+ + 2 e - Pb ε = -0,126 V Zn + Pb2+ Zn2+ + Pb ε = +0,635 V

Devido ao potencial da reação global ser positivo, percebe-se que a reação é espontânea, devido a seu ∆G ser negativo, indicando a espontaneidade da reação.

2) No tubo de ensaio com CuSO4, foi posto um prego de ferro novo. Devido a sua facilidade em se oxidar, e alta capacidade de se reduzir do Cu.

Fe2+ + 2 e- Fe ε = -0,447 VCu2+ + 2 e- Cu ε = +0,341 V

Logo a equação global ficará:

Fe Fe2+ + 2 e- ε = +0,447 VCu 2+ + 2 e - Cu ε = +0,341 VFe + Cu2+ Fe2+ + Cu ε = +0,788 V

Colocando então o contra íon:

Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu

Parte 2: Agentes Oxidantes e Agentes Redutores1) No tubo 1, foi colocado KMnO4, que possui cor rosa, e misturado com H2SO4, que é

incolor e logo após o KI, que também é incolor.

MnO4– + 4 H+ + 3 e– MnO2 + 2 H2O ε = +1,679 V

I2 + 2 e– 2 I– ε = +0,535 V

De acordo com as semi-reações acima, comprova-se que o KMnO4 se reduz e que o I-

se oxida.

MnO4– + 4 H+ + 3 e– MnO2 + 2 H2O ε = +1,679 V

2 I- I2 + 2 e- ε = -0,535 V

Multiplica-se então as equações por 2 e por 3 respectivamente, devido ao número de mols de elétrons não estar igualado.

2 MnO4– + 8 H+ + 6 e– 2 MnO2 + 4 H2O ε = 1,679 V

6 I - 3 I2 + 6 e - ε = -0,535 V

2 MnO4– + 8 H+ + 6 I- 2 MnO2 + 4 H2O + 3 I2 ε = +1,144 V

A solução adquire cor castanha, devido a produção de I2.

No segundo tubo, foram misturados K2Cr2O7 (cor laranja) com H2SO4 (incolor),e logo em seguida foi adicionado KI (incolor).

Cr2O72- + 14 H+ + 6 e– 2 Cr3+ + 7 H2O ε = +1,33 V

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I2 + 2 e– 2 I– ε = +0,535 V

Com as semi-reações acima, observa-se que o dicromato de potássio irá se reduzir, enquanto o I- se oxidará. Devido ao número de mols não estar igualado, multiplica-se as equações por 1 e por 3, respectivamente, obtendo-se assim a equação global.

Cr2O72- + 14 H+ + 6 e– 2 Cr3+ + 7 H2O ε = +1,33 V

6 I – 3 I2 + 6 e – ε = -0,535 V

Cr2O72- + 14 H+ + 6 I– → 2 Cr3+ + 7 H2O + 3 I2 ε = +0,795 V

Observou-se que a solução obteve coloração castanha, devido a produção de I2.

No terceiro tubo, foram misturados Fe(NO3)3, que tem cor amarelo claro, com o H2SO4

e em seguida o KI. De acordo com as semi-reações abaixo, observa-se que o Fe3+ se reduz, enquanto o I- se oxida.

Fe3+ + 1 e- Fe2+ ε = +0,771 V

I2 + 2 e– 2 I– ε = +0,535 V

Desta maneira, a equação de redução do Fe3+ deve ser multiplicada por 2 para igualar o número de mols de elétrons.

2 Fe3+ + 2 e- 2 Fe2+ ε = +0,771 V

2 I – I2 + 2 e – ε = -0,535 V

2 Fe3+ + 2 I- → 2 Fe2+ + I2 ε = +0,236 V

A solução adquire a cor castanha devido a produção de I2.

No primeiro tubo, com a mistura de KMnO4, NaOH e os cristais de Na2SO3, observa a mudança da coloração da solução, que de violeta foi para verde, e logo depois passou para marrom. Isto ocorre devido a redução lenta do KMnO4 em meio básico. O MnO4

-

primeiramente se oxida para MnO3-, que possui cor verde, porém, este é pouco estável,

se reduzindo novamente até o MnO2, que possui cor marrom.

No segundo tubo, a mistura do KMnO4, H2SO4 e os cristais de Na2SO3, foi observada a mudança da coloração da solução, de violeta para incolor. Este fato deve-se pelo fato de do ácido reduzir bruscamente o KMnO4.

PILHAS ELETROQUÍMICAS:

Procedimento Experimental:

PARTE 1: Propriedades elétricas das pilhas.

São fabricadas diferentes tamanhos de pilhas, visando maior durabilidade das mesmas, considerando que há mais metal para reagir.

Alguns aparelhos utilizam mais de uma pilha em série ou em paralelo por necessitarem de maior d.d.p. ou corrente, ao usar em série, obtém-se maior d.d.p. e corrente igual, já usando em paralelo aumenta-se a corrente e mantem-se a d.d.p..

Ao inverter uma pilha é como se retirasse uma pilha do sistema de alimentação, podendo o aparelho não funcionar, obtendo o mesmo efeito se for uma pilha exaurida que tem corrente nula mas mantem a sua d.d.p..

As pilhas tem validade pois a reação de oxi-redução ocorre espontaneamente e a medida que vai ocorrendo a pilha vai se exaurindo, não se deve deixar pilhas dentro de

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equipamentos eletrônicos pois algumas delas, na reação redox, formam um gás que causa o estouro e posterior 'melado'. Mesmo que uma pilha não funcione em um aparelho pode ser que funcione em outro aparelho que utilize menos corrente para funcionar.

PARTE 2: Propriedades químicas das pilhas.

1. Análise do eletrodo de grafite:

Os principais compostos químicos presentes nas pilhas são: lítio, cádmio, mercúrio, zinco, manganês entre outros.

Macerou-se o bastão de grafite (aproximadamente 0,5 g) e juntou 2,0 g de óxido de cobre (CuO) em um tubo com saída lateral ligado ao recipiente com água de cal (Hidróxido de cálcio Ca(OH)2), com gotas de fenolftaleína. O tubo com saída lateral foi aquecido. Anotou-se os resultados.

Análise do eletrólito:

Em um béquer macerou-se uma pequena parte do eletrólito e foi adicionado água destilada e agitou-se. A solução foi filtrada.

Análise de manganês:

O filtrado retido foi retirado e adicionado a 1,0 mL de ácido sulfúrico 1,0 mol.L-1

(H2SO4) e 1,0 mL de peróxido de hidrogênio (H2O2) 6%. Foram observados os resultados.

- Teste para cátion amônio NH 4+ :

Em 1 tubo de ensaio colocou-se aproximadamente 2,0 mL da solução filtrada do eletrólito e foram adicionadas algumas gotas de hidróxido de sódio (NaOH) 1,0 mol.L-1. Adicionou-se papel de tornassol vermelho umedecido na boca do tubo. Anotou-se os resultados.

Teste para o ânion Cl - :

Em um tubo de ensaio colocou-se aproximadamente 2,0 mL da solução filtrada do eletrólito, foram adicionadas algumas gotas de nitrato de prata 0,1 mol.L-1. Anotou-se os resultados.

Teste para cátion Zn 2+ :

Em um tubo de ensaio colocou-se aproximadamente 2,0 mL da solução filtrada do eletrólito, e adicionou-se gotas de solução aquosa de NH3OH 2,0 mol.L-1 até a formação de precipitado, e foi dividido em 2 tubos. Em um dos tubos colocou-se gotas de HCl e no outro NaOH 2,0 mol.L-1.

PARTE 3: Construção de uma célula galvânica (pilha).

Colocou-se aproximadamente metade de um béquer de 50 mL solução de 0,1 mol.L-1

contendo íons Zn2+.

Em outro béquer colocou-se a mesma medida de solução contendo íons Cu2+ 0,1 mol.L-1.

Adicionou-se eletrodos um de cobre e outro de zinco.

Encheu-se um tubo em forma de U com solução saturada de KNO3, fechando as extremidades com algodão.

Colocou-se o eletrodo de cobre na solução que contem íons Cu2+,, e o eletrodo de zinco na solução com íons Zn2+.

Foi medido com o voltímetro sem a ponte salina anotou-se os resultados e após colocou-se a ponte salina e anotou-se os resultados.

Resultados e Discussões:

PARTE 2: Propriedades químicas das pilhas.

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2. Análise do eletrodo de grafite:

Ao analisar o eletrodo foi comprovado a presença de grafite pelas reações abaixo:

C(graf) + 2 CuO (s) Aquecimento > CO2 (g) + 2 Cu (s) (I)

CO2 (g) + H2O (l) H2CO3 (aq) H+ (aq) + CO3

2-(aq) (II)

Ca(OH)2 (aq) + H2CO3 → CaCO3 (s) + 2 H2O (l) (III)

Observou-se no tubo com saída lateral, a formação de um sólido avermelhado (Cu) além de formação de bolhas no béquer que contem água de cal (Ca(OH)2) e fenolftaleína, notou-se uma descoloração do rosa mais não chegou a ficar incolor como a pratica previa, provavelmente pela a quantidade de gás carbônico ser pequena para deslocar o equilíbrio para o carbonato de cálcio (CaCO3).

Analise do eletrólito:

A pasta é composta de cloreto de amônio (NH4Cl), óxido de manganês (MnO2) e íons Zn2+, após a maceração e adição de água destilada é esperado que no filtrado tenhamos apenas o cloreto de amônio (NH4Cl) e íons Zn2+ que são solúveis em água e no papel de filtro apenas o oxido de amônio (insolúvel em água). Para comprovação dos componentes da pilha foram feitos testes com o solido retido e com o filtrado.

Ao sólido retido foi adicionado ácido sulfúrico e peróxido de hidrogênio de acordo com a reação abaixo é esperado a evolução de gás oxigênio e descoloração de marrom para incolor pois o Mn4+ reduz para Mn2+.

Semi reação:

MnO2 (s) + 4 H+ (aq) + 2 e- Mn2+ (aq) + 2H2O(l) Eº(V)= +1,224 (IV)

Reação ocorrida:

MnO2 (s) + 2 H2O2( aq) H+ > Mn2+ (aq) + 2 O2 (g) + 2 H2O (l) (V)

Ao filtrado recolhido adicionou-se hidróxido de sódio e colocou-se um papel de tornassol úmido na boca do tubo a fim de perceber a evolução da amônia que ao tocar o papel de tornassol vermelho vai ficando azul, gradativamente, pois a amônia ao tocar o papel umedecido forma base. De acordo com a reação abaixo:

NH4+

(aq) + OH-(aq) NH3 (g) + H2O (l) (VI)

Para comprovar a presença de cloreto adicionou-se ao filtrado gotas de nitrato de prata (AgNO3), e percebeu-se a formação de um precipitado branco que é o cloreto de prata (AgCl) insolúvel em água.

Para comprovação dos íons Zn2+ adicionou-se gotas de amônia e verificou-se formação de um precipitado branco que é o hidróxido de zinco (Zn(OH)2), após a divisão do tubo em 2 outros tubos de ensaio de acordo com as reações abaixo podemos observar alterações ao adicionar hidróxido de sódio em um e no outro acido clorídrico.

Ao adicionar solução aquosa de NH3:

Zn2+(aq) + 2 OH-

(aq) → Zn(OH)2)s) (Precipitado branco) (VII)

Depois da divisão em um tubo ao adicionar NaOH:

Zn(OH)2 (s) + 2 OH-(aq) → [Zn(OH)4]2- (incolor) (VIII)

Ao adicionar HCl:

Zn(OH)2 (s) + H3O+

(aq) → Zn2+(aq) + 4H2O (incolor) (IX)

PARTE 3: Construção de uma célula galvânica (pilha).

Após a preparação da pilha verificou-se a d.d.p. antes e depois de colocar a ponte salina.

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Antes de colocar a ponte salina observou-se que a d.d.p. = 0, e depois que a ponte salina foi colocada a d.d.p. ficou entre 0,1 V e 0,2 V.

Ao observar os eletrodos após um tempo, verificou-se pequeno depósito de Cu na placa de Cu e pequena corrosão na Placa de Zn.

De acordo com as equações abaixo o valor de d.d.p. deveria ser:

Semi reações:

Zn (s) → Zn2+(aq)

+ 2e- (X) Eº= 0,76 V

Cu2+(aq) + 2e-- → Cu (XI) Eº= 0,34 V

Equação global:

Zn (s) + Cu2+(aq) → Zn2+

(aq) + Cu (XII) Eºtotal= 1,10 V

A oxi-redução ocorre espontaneamente pois a soma dos potenciais de redução é maior que zero.

A divergência do valor esperado e o valor medido, pode ter acontecido por erro de medida, a concentração não ser a mesma e temperatura.

Eletrolise

Procedimento experimental:

Parte 1: Reações de eletrolise em um tubo em ''U''.

KI:

Em uma solução de Iodeto de potássio (KI) 1,0 molar, adicionada de gotas de fenolftaleína mergulhou-se eletrodos de grafite e posteriormente cobre ligados a uma fonte e anotou-se os resultados.

NaCl:

Em uma solução de Cloreto de sódio (NaCl), adicionada de gotas de fenolftaleína mergulhou-se eletrodos de grafite e posteriormente cobre ligados a uma fonte e anotou-se os resultados.

NaOH:

Em uma solução de hidróxido de sódio (NaOH) 0,5 molar, mergulhou-se eletrodos de grafite e posteriormente cobre ligados a uma fonte e anotou-se os resultados.

Parte 2: Reações de eletrólise em uma placa de Petri.

Em uma placa de Petri, colocou-se solução de nitrato de chumbo 0,5 molar (Pb(NO3)2) e 2 eletrodos de cobre em forma de senóides mergulhados com as pontas para fora. Conectou-se os eletrodos nas fontes e observou-se os resultados.

Resultados e Discussões:

Parte 1: Reações de eletrolise em um tubo em ''U''.

A eletrólise do iodeto de potássio (KI) com eletrodos de grafite, observou-se em um dos eletrodos a formação de bolhas e a solução próxima a este eletrodo ficou roseada, pelo indicador fenolftaleína, no outro eletrodo notou-se que a solução ficou marrom. De

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acordo com as equações abaixo podemos afirmar qual o catodo e qual o anodo e coloração obtida.

Equações de dissociação:

KI (aq) → K+ (aq)

+ I- (aq) (I)

2 H2O (l) H3O+ (aq) + OH-

(aq) (II)

No anodo ocorre a reação de oxidação o iodo (I2)

2 I-(aq) I2 (aq) + 2 e- (marrom) (III)

No catodo ocorre a reação de redução da água (H2O)

2 H2O (l) + 2 e- → H2 (g) + 2 OH-(aq) (rósea) (IV)

Baseado nessas equações é possível afirmar que o eletrodo que tem formação de bolhas e coloração roseada pelo indicador fenolftaleína é o catodo e o eletrodo que tem a coloração marrom é o anodo.

Após um tempo a coloração próxima do anodo fica castanho escuro, fruto da reação de equilíbrio abaixo:

I- (aq) + I2 (aq) I-3 (aq) (castanho escuro) (V)

O triiodeto tem coloração característica castanho escuro.

A eletrólise do iodeto de potássio (KI) com eletrodos de cobre, observou-se em um dos eletrodos a formação de bolhas e a solução próxima a este eletrodo ficou roseada, pelo indicador fenolftaleína, no outro eletrodo notou-se depósito de um sólido branco. De acordo com as equações abaixo podemos afirmar qual o catodo e qual o anodo e coloração obtida.

Equações de dissociação:

KI (aq) → K+ (aq)

+ I- (aq) (VI)

2 H2O (l) H3O+ (aq) + OH-

(aq) (VII)

No anodo ocorre a oxidação do cobre (Cu)

Cu (s) → Cu2+ (aq) + 2 e- (VIII)

No catodo ocorre a reação de redução da água (H2O)

2 H2O (l) + 2 e- → H2 (g) + 2 OH-(aq) (rósea) (IX)

Baseado nessas equações é possível afirmar que o eletrodo que tem formação de bolhas e coloração roseada pelo indicador fenolftaleína é o catodo e o eletrodo que tem a formação do sólido é o anodo de acordo com a reação abaixo:

Sólido formado:

Cu2+(aq) + I-

(aq) → CuI2 (s) (Instável) (X)

CuI2 (s) → CuI (s) + ½ I2 (aq) (XI)

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A eletrólise do cloreto de sódio (NaCl) com eletrodos de grafite, observou-se em um dos eletrodos a formação de bolhas e a solução próxima a este eletrodo ficou roseada, pelo indicador fenolftaleína, no outro eletrodo notou-se bolhas também e um aspecto amarelado na região da solução próxima do eletrodo. De acordo com as equações abaixo podemos afirmar qual o catodo e qual o anodo e coloração obtida.

No anodo ocorre a oxidação do cloreto (Cl)

2 Cl- (aq) → Cl2 (g) + 2 e- (amarelado) (XII)

No catodo ocorre a reação de redução da água (H2O)

2 H2O (l) + 2 e- → H2 (g) + 2 OH-(aq) (rósea) (XIII)

A eletrólise do cloreto de sódio (NaCl) com eletrodos de cobre, observou-se em um dos eletrodos a formação de bolhas e a solução próxima a este eletrodo ficou roseada, pelo indicador fenolftaleína, no outro eletrodo a solução permaneceu incolor. De acordo com as equações abaixo podemos afirmar qual o catodo e qual o anodo e coloração obtida.

No anodo ocorre a oxidação do cobre (Cu)

Cu (s) → Cu2+ (aq) + 2 e- (XIV)

No catodo ocorre a reação de redução da água (H2O)

2 H2O (l) + 2 e- → H2 (g) + 2 OH-(aq) (rósea) (XV)

A eletrólise do Hidróxido de sódio (NaOH) com eletrodos de grafite, observou-se em um dos eletrodos a formação de bolhas, no outro eletrodo também notou-se formação de bolhas. De acordo com as equações abaixo podemos afirmar qual o catodo e qual o anodo e coloração obtida.

No anodo ocorre a oxidação da hidroxila (OH-)

4 OH-(aq) → O2 (g) + 2 H2O (l) + 4 e- (XVI)

No catodo ocorre a reação de redução da água (H2O)

2 H2O (l) + 2 e- → H2 (g) + 2 OH-(aq) (XVII)

Nessa eletrólise como observamos 2 gases pode ser fazer necessário testes para saber qual gás está sendo liberado em cada um dos eletrodos. Nesse caso como os gases produzidos são hidrogênio e oxigênio poderíamos capturar o gás produzido e utilizá-lo como comburente, o tubo em que houver um estampido será o gás hidrogênio por sua característica extremamente exotérmica, já no tubo do oxigênio ocorrera queima normal.

A eletrólise do Hidróxido de sódio (NaOH) com eletrodos de cobre, observou-se em um dos eletrodos a formação de bolhas, no outro eletrodo a solução permaneceu incolor e houve formação de bolhas. De acordo com as equações abaixo podemos afirmar qual o catodo e qual o anodo e coloração obtida.

No anodo ocorre a oxidação da hidroxila (OH-) e do cobre (Cu)

4 OH-(aq) → O2 (g) + 2 H2O (l) + 4 e- (XVIII)

Cu (s) → Cu2+ (aq) + 2 e- (XIX)

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No catodo ocorre a reação de redução da água (H2O)

2 H2O (l) + 2 e- → H2 (g) + 2 OH-(aq) (XX)

No anodo não foi observado a formação de sólido, mas como ocorre duas oxidações no eletrodo e possível a formação de hidróxido de cobre (Cu(OH)2) insolúvel em água.

PARTE 2: Reações de eletrolise em uma placa de Petri.

A eletrólise do nitrato de chumbo (Pb(NO3)2) na placa de Petri foi feita com eletrodos de cobre. Assim que se começou a eletrolise observou-se a formação de um sólido em um dos eletrodos e no outro houve uma coloração azulada. De acordo com as equações químicas abaixo podemos definir qual o catodo e o anodo e as respectivas colorações.

No anodo ocorre a oxidação do cobre (Cu)

Cu (s) → Cu2+ (aq) + 2 e- (azulado) (XXI)

No catodo ocorre redução do chumbo (Pb2+)

Pb2+(aq)

+ 2 e- → Pb (s) (XXII)

Nos casos que o cobre oxidou e não houve coloração azul, pode estar relacionado com a quantidade de íons em solução, provavelmente após um tempo de hidrólise a solução ficaria azulada assim como o experimento da parte 2.

Bibliografia:

1) Alunos online: < http://www.alunosonline.com.br/quimica/pilhas.html > acessado em 30 de Junho de 2012

2) SHVOONG < http://pt.shvoong.com/exact-sciences/chemistry/1902229-oxi-redu %C3%A7%C3%A3o-_-conceitos-oxida%C3%A7%C3%A3o/> acessado em 30 de Junho de 2012

3) Colegio Web < http://www.colegioweb.com.br/quimica/espontaneidade-de-uma-reacao- de-oxidorreducao.html> acessado em 30 de Junho de 2012Conceitos de oxidação & redução. <http://pt.shvoong.com/exact-sciences/chemistry/1902229-oxi-redu%C3%A7%C3%A3o-_-conceitos-oxida%C3%A7%C3%A3o/>. Acessado em: 30 de junho de 2012

4) Oxi-redução – Cola da web. <http://www.coladaweb.com/quimica/quimica-inorganica/oxidacao-e-reducao> Acessado em: 30 de junho de 2012

5) Infoescola < http://www.infoescola.com/quimica/balanceamento-de-equacoes-quimicas/ > acessado em 30 de Junho de 2012

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