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SANTO ANDRÉ 2010

BRUNA SBRUNHERA RIBAS CÁSSIO BEZERRA SANTOS IGOR DE ALMEIDA LEMOS KLEBER DA SILVA MENDES DE ALVARENGA THAÍS BIANCHI GAMA (A3 NOTURNO)

SANTO ANDRÉ 2010

Relatório apresentado para compor a nota da disciplina Base Experimental das Ciências Naturais, sob orientação do Prof. Dr. Jean Jacques Bonvent.

3 SUMÁRIO

1.0 INTRODUÇÃO04
2.0 OBJETIVOS06
3.0 PARTE EXPERIMENTAL07
4.0 RESULTADOS10
5.0 DISCUSSÃO14
6.0 CONCLUSÕES15
7.0 QUESTÕES DE VERIFICAÇÃO16

1.0 INTRODUÇÃO

A eletroquímica, segundo Peter Atkins – Princípios da Química, é o ramo da química que trata do uso das reações químicas espontâneas para reduzir eletricidade e do uso da eletricidade para reações químicas não-espontâneas acontecerem.

Atkins ainda afirma que para se entender melhor a eletroquímica é necessário estudar as reações de oxirredução, pois elas são importantes para o tratamento de uso da eletricidade para formar reações químicas em soluções.

Reação de oxirredução, segundo Brown – Química, a Ciência Central, é uma reação na qual elétrons são transferidos entre reagentes. Brown nos dá um exemplo, a corrosão do ferro.

Figura 1:

(corrosão do ferro)

Quando um metal sofre corrosão, ele perde elétrons e forma cátions. Por exemplo, o cálcio é atacado vigorosamente por vários ácidos para formar íons cálcio (Ca2+).

Brown ainda afirma que quando, íon ou molécula se torna mais positivamente carregado (isto é, quando ele perde elétrons), dizemos que ele foi oxidado, ou seja, a perda de elétrons por uma substância é chamada de oxidação.

Portanto, Ca, que não tem carga, é oxidado, formando Ca2+. Brown nos mostra também um exemplo de redução, veja o exemplo da equação 1.2 .

2Ca(s) + O2(g)2CaO(s) (eq. 1.1)

Conforme o Ca vai sendo oxidado na equação 1.1, o oxigênio é transformado da forma O2 neutro para dois íons O2-. Quando um átomo, íon ou molécula se torna mais negativamente carregado (ganha elétrons), dizemos que ele é reduzido, ou seja, o ganho de elétrons por uma substância é chamado de redução.

Células Galvânicas

A energia liberada em uma reação redox espontânea pode ser usada para realizar trabalho elétrico. Essa tarefa é efetuada por uma célula galvânica, afirma Brown, dispositivo na qual a transferência de elétrons ocorre pelo caminho externo em vez de diretamente entre os reagentes.

Atkins afirma que uma célula galvânica consiste em dois eletrodos, ou condutores metálicos, que fazem o contato elétrico com o conteúdo da célula, e um eletrólito, um meio condutor iônico, dentro da célula.

O eletrodo em que a oxidação ocorre é chamado de ânodo. O eletrodo em que ocorre a redução é chamado cátodo.

A célula de Daniell é um exemplo antigo de célula galvânica que usa a oxidação do cobre pelos íons de zinco. Ela foi inventada pelo químico britânico John Daniell, em 1836.

Células Eletrolíticas

Atkins nos trás o conceito de célula eletrolítica. É uma célula eletrolítica na qual ocorre o eletrólise. O arranjo dos componentes das células eletrolíticas é diferente do arranjo da célula galvânica. Tipicamente, os dois eletrodos estão no mesmo compartimento, só existe um tipo de eletrólito, e as concentrações e pressões não estão próximas das concentrações padrão. Observe o exemplo nas equações abaixo:

Zn(s)Zn2-(aq) + 2e (reação de oxidação) (eq. 1.3)
(placa)(solução) ( )

No eletrodo de Cu ocorre a segunda reação:

(aq)+ 2e Cu(s) (reação de redução) (eq. 1.4)
(solução) () (placa)

Cu2+

Zn(s) + Cu2+(aq)Cu(s) + Zn2+(aq) (eq. 1.5)
(placa) (solução)(placa) (solução)

Reação global:

2.0 OBJETIVOS

Esta prática de laboratório tem por objetivo identificar parâmetros elétricos simples, como tensão, corrente e associá-los a fenômenos de conversão de energia. Também visa conhecer algumas reações eletroquímicas espontâneas utilizando materiais obtidos de uma pilha comum e estudar os fenômenos de eletrólise através da eletrodeposição de cobre e aço.

Vão para o eletrodo de Cu

Vieram do Zn através do condutor

3.0 PARTE EXPERIMENTAL

Materiais Utilizados 1 pilha comum e 1 bateria de 9 V Luvas descartáveis Alicate, tesoura e faca de serra 4 béqueres de 50 ml 1 béquer de 25 ml Bastão de vidro Escova Funil pequeno Papel de filtro qualitativo Ácido clorídrico 1 limão 1 multímetro 1 pisseta com água destilada Uma pequna placa de cobre e um prego Papel Alumínio Calculadora ( Que funcione com pilhas A) Fios e „jacarés‟ para conexão Balança analítica Cronômetro Vidro de Relógio

Parte A

Inicialmente retiramos os óxidos nas superfícies da placa de cobre e do prego utilizando uma lixa e, logo após, as superfícies foram limpas com papeis toalha, em seguida foram verificadas as massas utilizando uma balança analítica. Terminado o preparativo dos eletrodos, foi introduzindo a solução de cloreto de hidrogênio cuidadosamente no béquer, logo em seguida foram colocadas a placa de cobre e o prego dentro da solução com o cuidado de evitar o contato entre eles, foram conectados os cabos jacaré sem que esses tivessem contato com a solução. O cabo jacaré conectado ao prego foi ligado ao pólo negativo da bateria e o jacaré conectado à placa de cobre foi ligado ao cabo de prova comum do multímetro. O cabo de prova vermelho do multímetro foi ligado ao terminal positivo da bateria. Simultaneamente ao fechamento do circuito, foi “disparado” um cronometro e foram medidos as correntes a partir do instante zero contados de 15 em 15 segundos, a partir daí foram medidos as correntes conforme figuras 2 e 3 abaixo.

Figura 2:Figura 3:
(Aparato montado para eletrólise)(Cronometragem e mensuração das correntes)

Após a eletrólise, os eletrodos foram colocados em um vidro de relógio e introduzidos em uma estufa para a secagem. Em seguida foram novamente pesadas as massas e foi constatada a variação da massa.

Parte B De uma pilha indústrial não alcalina, foi retirada a capa metálica que recobria a pilha, a borda plástica e a tampa de metal. Em seguida, com uma faca de serra, o cilindro metálico foi cortado e o bastão de grafite e a pasta escura que estava no centro do cilindro foram removidas, sendo o bastão de grafite lavado com água destilada A pasta escura do seu interior foi recolhida e colocada em um béquer de 25 mL usando o bastão de vidro. Foi adicionada água, e a solução foi filtrada usando o funil. Os produtos da filtragem foram coletados e guardados. (processo ilustrado abaixo “figura 5”).

(Figura: 5 – Processo de coleta de componentes da pilha indústrial) Em seguida o cilindro oco de zinco metálico foi limpo com a escova de dente e água, e foi cortado formando um retângulo para ser usado na criação das pilhas.

Parte C

Nessa etapa do experimento foram montadas diferentes pilhas, utilizando eletrodos de zinco, alumínio e grafite, em um sistema com limão, ácido clorídrico ou cloreto de amônio.

Primeiramente, o limão foi amassado e cortado em dois locais, nos quais foram introduzidos parte do alumínio e do bastão de grafite. Usando um multímetro, mediu-se a tensão do sistema e ligou-se uma calculadora com ele(figura 6). Depois, os eletrodos foram lavados com água destilada. O líquido obtido da filtração (cloreto de amônio) da pasta da pilha foi diluído em 40 mL de água destilada e colocado em um béquer. Em seguida nesta solução foram mergulhados os eletrodos de alumínio e grafite, medida a tensão e tentou-se ligar a calculadora. Após isso os eletrodos foram novamente lavados. Figura 6:

(Calculadora ligada a “pilha de limão”) Foi inserido 40 mL de ácido clorídrico 1,0 mol L-1 em um béquer, no qual foram mergulhados os eletrodos de alumínio e grafite. A tensão foi medida e foi ligada a calculadora.

Todo o procedimento anterior foi repetido, usando o eletrodo de zinco retirado da pilha, ao invés do eletrodo de alumínio. Por fim, foram escolhidas duas das pilhas montadas, e foram feitas associações em série e em paralelo, com pilhas diferentes. Foi medida em seguida a diferença de potencial nas duas situações.

4.0 RESULTADOS

Na parte A do experimento, que consiste na Eletrodeposição de cobre em aço (célula eletrolítica), uma vez que medimos as massas iniciais do prego de aço e da placa de cobre, obtemos os seguintes valores de massa:

TABELA 1: Massa inicial dos objetos-eletrodos

Também anotamos o valor da voltagem, após a medição da mesma de nossa fonte de tensão, e a voltagem medida foi de: 7, 6 V.

Posteriormente, após todo o esquema de eletrodos imersos em solução e ligados à diferença de potencial de nossa fonte, medimos a primeira intensidade de corrente (A), e depois as suas consecutivas correntes, e montamos a seguinte tabela:

TABELA 2: Valores de intensidade de corrente elétrica no decorrer do tempo da reação de oxirredução do experimento

TEMPO APÓS INÍCIO DA REAÇÃO INTENSIDADE DE CORRENTE (A) 15 segundos 0, 072 30 segundos 0, 046 45 segundos 0, 042 60 segundos – 1 minuto 0, 039 1 minuto e 30 segundos 0, 036 2 minutos 0, 027 2 minutos e 30 segundos 0, 036

OBJETO MASSA (g)

Placa de cobre 0, 273 Prego de aço 1, 312

3 minutos 0, 032 3 minutos e 30 segundos 0, 027 4 minutos 0, 034 4 minutos e 30 segundos 0, 040 5 minutos 0, 038 5 minutos e 30 segundos 0, 040 6 minutos 0, 040 6 minutos e 30 segundos 0, 039 7 minutos 0, 038 7 minutos e 30 segundos 0, 040 8 minutos 0, 040 8 minutos e 30 segundos 0, 040 9 minutos 0, 040 9 minutos e 30 segundos 0, 040 10 minutos 0, 040 10 minutos e 30 segundos 0, 040 1 minutos 0, 040 1 minutos e 30 segundos 0, 040 12 minutos 0, 040 12 minutos e 30 segundos 0, 040 13 minutos 0, 040 13 minutos e 30 segundos 0, 040 14 minutos 0, 040

14 minutos e 30 segundos 0, 040 15 minutos 0, 040

E formulamos também um gráfico que mostra a variação de intensidade de corrente ao decorrer do tempo, desde o início da reação de oxirredução até o término de amostragem de intensidade:

Se ainda desejássemos calcular a carga elétrica total Q [em coulombs (C)] transferida entre os eletrodos, bastávamos multiplicar a corrente elétrica, se ela fosse constante, pela quantidade de tempo em segundos do experimento. Caso a corrente não fosse constante, como é o nosso caso, bastávamos realizar a multiplicação entre variação de corrente (ΔA) e a variação de tempo em segundos (Δs), que nos daria a variação de carga total transferida (ΔC), segundo a fórmula:

Intensidade de corrente elétrica no decorrer do tempo

I nt e ns i da de c orr e nt

Onde i é a corrente elétrica medida em ampéres (A), q é a carga elétrica medida em coulombs (C), e t é o tempo decorrido em segundos (s).

Posteriormente a essas medições, tomamos nota da nova medição da massa dos eletrodos e constituímos a seguinte tabela:

TABELA 3: Tensões elétricas geradas por cada sistema de eletrodos na pilha de limão

O mesmo procedimento realizamos para com as pilhas formadas tanto na solução de

Cloreto de amônio (NH4Cl) diluído em água e para com a solução de ácido clorídrico (HCl) a 1 mol/L. Daí formamos as seguintes tabelas para cada modelo de pilha com as respectivas tensões geradas para cada par de eletrodos:

TABELA 4: Tensões elétricas geradas por cada sistema de eletrodos na pilha de cloreto de amônio em água

Eletrodos - Alumínio e grafite 0, 89 Eletrodos – Zinco e grafite 1, 25

Eletrodos - Alumínio e grafite 1, 006 Eletrodos – Zinco e grafite 1, 282

TABELA 5: Tensões elétricas geradas por cada sistema de eletrodos na pilha de ácido clorídrico

5.0 DISCUSSÃO

Após observarmos tais resultados, realizamos uma discussão e percebemos que primeiramente, na parte A do experimento, houve certas oscilações na medida de corrente elétrica, como pode ser visto no gráfico que foi formado. Vimos também que, após continuarmos a realizar a medição de corrente elétrica durante a reação de oxirredução entre os eletrodos de cobre e aço, houve um momento em que a corrente elétrica tendeu a permanecer constante numa faixa de 0,04 ampéres, como se a reação tivesse praticamente parado de ocorrer.

Depois disso, notamos, de igual modo, que houve variação de massa entre os eletrodos de cobre e aço. O eletrodo de cobre perdeu cerca de 0, 017 gramas, aproximadamente, e que o eletrodo de aço recebeu cerca de 0, 001 grama, logo não houve a transferência ou deposição total de cobre no eletrodo de aço, assim, imaginamos que os íons de cobre (Cu+2) tenham se dissolvido na solução para a reação, cerca de 0, 016 gramas desses íons tenham se dissolvido, pois é a quantidade de diferença de massa perdida e massa ganha por cada eletrodo.

Observamos e analisamos também, na parte C do experimento, que para cada meio de solução da pilha (suco de limão, cloreto de amônio diluído em água, e ácido clorídrico), houve uma diferença nas tensões, e que, conforme os pares de eletrodos (alumínio-grafite, ou zinco-grafite), houve também diferença nas tensões elétricas geradas. No final, vimos também que, na maioria das pilhas formadas, foi possível ligar uma pequena calculadora, mas que apresentava os seus respectivos dígitos mais fracos ou mais fortes conforme as tensões elétricas geradas e medidas.

Eletrodos - Alumínio e grafite 1, 006 Eletrodos – Zinco e grafite 1, 282

6.0 CONCLUSÕES

Após ligarmos o prego de aço ao pólo negativo da fonte de tensão e a placa de cobre ao pólo positivo da mesma e mergulharmos em ácido clorídrico, observamos que ouve a eletrodeposição de cobre em aço, assim formamos uma célula eletrolítica que a partir de um determinado momento tendeu a ficar constante, como se a reação tivesse cessado. Isso ocorre porque à medida que a eletrólise avança, a concentração do cátion que se deposita diminui e o potencial no cátodo tende a diminuir, fazendo com que a corrente seja constante. Observamos também que houve a perda de massa pela placa de cobre e o ganho de massa pelo prego, porém a massa atribuída ao prego não foi a mesma perdida pela placa de cobre, mostrando que a maior parte dos íons perdidos foram dissolvidos na solução e não depositadas no outro eletrólito. Na última parte do experimento tivemos que construir pilhas, desta vez células galvânicas, todas elas se mostraram eficientes de modo que todas produziram tensões, sendo que a mudança dos eletrodos mostrou uma diferença na tensão nas três soluções. Ao utilizarmos o par de grafite e alumínio observamos menores tensões para todas as pilhas com relação ao par de grafite e zinco. Todas as pilhas, porém, conseguiram ligar uma pequena calculadora a não ser à de limão com os eletrodos de alumínio e grafite, mostrando que as reações químicas feitas foram transformadas em energia elétrica de forma eficaz.

7.0 QUESTÕES DE VERIFICAÇÃO

1. O que é um eletrólito? Cite alguns componentes do limão que podem agir como eletrólitos.

R.: Um eletrólito é toda substância química que, dissociada ou ionizada, seja pela adição de solvente ou por aquecimento, forma íons positivos (cátions) e íons negativos (ânions), de forma que se torna uma substância condutora de eletricidade. Ela está presente em todas as soluções de células galvânicas. Alguns componentes do limão que podem agir como eletrólitos é o ácido cítrico (C6H8O7 – fórmula química), por exemplo, pois ele forma íons dentre do suco de limão graças à água presente dentro do limão, que atua como solvente. Além do ácido cítrico, há os citratos, que são sais derivados desse ácido e que podem ser dissociados e formar, de igual modo, íons que conduzem energia elétrica.

2. Quais pilhas forneceram energia suficiente para ligar a calculadora?

R.: As pilhas que possibilitaram ligar a calculadora foram todas as que geraram tensão maior ou igual a 1 volt, no mínimo. Logo, somente a pilha de limão com os eletrodos de alumínio e grafite não foi capaz de ligar a calculadora. As demais foram suficientemente capazes de ligar a calculadora, umas com maior facilidade e outras com menor facilidade. As que geraram maior diferença de potencial (tensão elétrica) permitiram ligar a calculadora facilmente, mostrando os dígitos da mesma com clareza.

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