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Pilha em Série:
Primeiramente foram montadas duas pilhas,uma pilha feita a partir de uma solução de CuS0₄ e uma placa de Cobre sólido inserido na solução de CuSO₄ que encontrava-se dentro de um bécher e uma solução de ZnCl e uma placa de Zinco sólido inserida dentro da solução de ZnCl que encontrava-se dentro de um bécher,pilha de Zinco e Cobre.
A Segunda pilha foi montada com uma solução de CuSO4(1,0 Mol/L) e uma placa de cobre inserida dentro do bécher onde se encontrava a solução de CuSO₄ e PbSO₄ e um bastão de Chumbo inserido no bécher onde se encontrava a solução de PbSO₄.
A preparação dos bécheres com as soluções foram iguais para as quatro soluções,adicionou-se a solução até um pouco acima da metade do bécher e inseriu-se a parte sólida ligada a um jacaré dentro da Solução.
Após a preparação das pilhas foi adicionado uma ponte salina em cada pilha separadamente,uma ponte salina na pilha de Cobre e Zinco e uma ponte Salina na pilha de Cobre e Chumbo.

1)Eletrólise de Solução de KI(Iodeto de Potássio) com Eletrodo de Grafite

Primeiramente adicionou-se uma quantidade pequena da solução de KI 5% até que a placa de Petri ficasse cheia até a borda, posteriormente adicionou-se 4 gotas de Fenolftaleína à solução,após homogeneizar a solução foram ligados dois eletrodos de grafite à ponta dos polos da fonte(jacaré) em uma voltagem de 4,5V,após liga-los inseriu-se os eletrodos nas extremidades da solução.

2)Eletrólise de Solução de CuSO₄(Sulfato de Cobre) com Eletrodos de Grafite

Adicionou-se uma quantidade pequena porém desconhecida de CuSO4 (0,50 Mol/L) em uma Placa de Petri até que a mesma ficasse completamente cheia,após adicionar a solução de CUSO4 à Placa de Petri,ligou-se as duas pontas dos polos da fonte(Jacaré) aos Eletrodos de Grafite,após liga-los inseriu-se cada eletrodo em um canto afastado dentro da Solução e ajustou-se a  voltagem para 4,5V.

3)Eletrólise de KI(Iodeto de Potássio)5% com eletrodos de Cobre
Adicionou-se uma quantidade pequena porém desconhecida de
KI 5% até que a Placa de Petri ficasse completamente cheia,após pôr a solução na Placa de Petri adicionou-se 4 gotas de Fenolftaleína à solução e homogeneizou-se a solução,após homogeneizar a solução os eletrodos de Cobre foram ligados as duas pontas dos polos(Jacaré) da fonte e pôs-se os eletrodos em duas extremidades dentro da solução,após a inserção dos eletrodos ligou-se a fonte e ajustou a voltagem para 4,5V

4)Eletrólise da Solução de H₂SO₄ (Ácido Sulfúrico) com eletrodos de Cobre

Adicionou-se uma quantidade pequena porém desconhecida de H₂SO4 (1,0 Mol/L) até que a Placa de Petri se encontrasse totalmente cheias,após adicionar a solução na Placa de Petri ligou-se as extremidades dos polos(Jacaré) da Fonte nos eletrodos de Cobre e inseriu os eletrodos em dois cantos distintos dentro da solução,após inseri-los na solução ligou-se a fonte e ajustou-se a voltagem para 4,5V

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A realização da prática de eletrólise serviu para elucidar os conceitos teóricos aprendidos em sala,visto que durante a realização de certas eletrólises a produção de alguns produtos serviram para que entendêssemos melhor as influências que a solução tem na eletrólise.
Além disso,os resultados que esperávamos encontrar,foram de fato encontrados na prática alcançando assim seu objetivo.

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Observar o que ocorreria ao adicionar corrente elétrica em algumas soluções previamente apresentadas através do conceito de eletrólise demonstrado em sala e também observar o que ocorre ao colocarmos duas pilhas em séries com potenciais diferentes.

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Observar o que ocorreria ao adicionar corrente elétrica em algumas soluções previamente apresentadas através do conceito de eletrólise demonstrado em sala e também observar o que ocorre ao colocarmos duas pilhas em séries com potenciais diferentes.

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Parte 1)
O primeiro procedimento da eletrólise nos foi apresentado o seguinte:
Espécies Presentes:

K+  /  I-  /  H+  /  OH-  /  H2O

Possibilidades de redução:

K+(aq)  + 1é -> K(s)
2H+(aq) + 2é -> H2(g)
2H2O + 2é -> H2(g) + 2OH-(aq)

Possibilidades de Oxidação:

2I-(aq) -> I2(s) + 2é
2OH-(aq) -> 1/2 O2(g) + H2O + 2é

Reação Ocorrida:

2H2O + 1I-(aq) -> I2(s) + H2(g) + 2OH-(aq)
Foi notável uma coloração rosa em torno de um dos grafites, isso é resultado da liberação de hidroxila no meio e a posterior indicação da fenolftaleína, cuja coloração rosa, indica meio básico, logo a reação que indica liberação de hidroxila será a que está ocorrendo. Foi também observado uma coloração amarelada, essa pode ser explicada pela reação em que há a liberação de iodo, que é a própria reação de oxidação do iodo monovalente. O grupo percebeu juntamente com as outras informações exaustão de gás, isso se explica na liberação de hidrogênio gasoso na reação de redução da água. Visto a tabela apresentada de preferência de oxidação e redução, vimos que íons oxidados tem menos preferência que a hidroxila e essa, tem menos preferência aos demais íons e também que cátions das famílias 1 e 2A tem menos preferência que o hídron e esse menos que os demais cátions.

Parte 2)
Essas são as reações e reagentes presentes:
Espécies presentes

Cu2+  /  SO4-  /  OH-  /  H+  /  H2O

Possibilidades de redução

Cu2+(aq) + 2é  -> Cu(s)
2H+ + 2é -> H2(g)

Possibilidade de oxidação:

SO4-2(aq) + 4H+(aq) + 2é -> SO2 (g) +  H2O
2OH-(aq) -> ½ O2(g) + H2O + 2é
2H2O -> O2(g) + 4H+(aq) + 4é

Reação ocorrida:

2H2O + 2Cu2+(aq) -> 2Cu(s) + O2(g) + 4H+(aq)
Neste procedimento a água não se comporta mais como o reduzido e sim como o oxidado, devido ao seu comportamento variado. Foi observado liberação de gás em um eletrodo e o depósito de um sólido cor de cobre no fundo, isso se dá devido à liberação de gás oxigênio na oxidação da água e o sólido está relacionado com a liberação de cobre sólido na redução do cobre bivalente. É importante ressaltar que no caso, o cobre tem preferência em relação ao cátion hidrogênio, assim como a água terá preferência em relação ao sulfato, e como o OH- está em concentrações desprezíveis, ela não irá oxidar.

Parte 3) Essas são as reações e reagentes:
Espécies no meio

K+  /  I-  /  Cu  /  Cu2+  /  H2O  /  H+  /  OH-

Possíveis Reduções

K+(aq) + 1é -> K(s)
Cu2+(aq) + 2é -> Cu(s)
2H+(aq) + 2é -> H2(g)
2H2O + 2é -> H2(g) + 2OH-(aq)

Possíveis Oxidações

2I-(aq) -> I2(s) + 2é / 2OH-(aq) -> 1/2 O2(g) + H2O + 2é

Reação Ocorrida

2H2O + 2I-(aq) -> I2(s) + 2OH-(aq) + H2(g)
Houve formação de um coloração rosada e uma leve quantidade gasosa em torno de um grafite, caso que repetiu na primeira parte desta prática e, foi visto que a explicação se dá pela liberação de OH- e H2, porém em outro tivemos a liberação de uma coloração amarelada, e isso se dá devido à liberação de iodo pela sua reação de oxidação, visto que ele quem tem a preferência no caso apresentado. Vale ressaltar que a, devido ao seu duplo comportamento a água aqui estará reduzindo.

Parte 4)
Esses são os reagentes e as reações:
Espécies no meio

H+  /  SO4-2  /  OH-  /  Cu  /  Cu2+  /  H2O

Possíveis reduções

2H+(aq) + 2é -> H2(g)
Cu2+(aq) + 2é -> Cu(s)

Possíveis oxidações

SO4-2(aq) + 4H+(aq) + 2é -> SO2 (g) + H2O
2OH-(aq) -> ½ O2(g) + H2O + 2é
2H2O -> O2(g) + 4H+(aq) + 4é

Reação ocorrida

Cu2+(aq) + SO4-2(aq) + 4H+(aq) -> SO2(g) + H20 + Cu(s)
Vimos que, em um dos eletrodos, foi possível ver uma liberação gasosa e uma coloração preta no cobre depois de um tempo em eletrólise, também foi notado que a cor da solução foi clareando depois de um tempo. A justificativa para a liberação gasosa está presente, agora de maneira diferente que nos vistos anteriores, na liberação de óxido sulforoso, esse em estado gasoso quando estudado em sua natureza. Já a parte preta do cobre se dá à reação que acontece entre o cobre bivalente liberado e o oxigênio, transformando-o em óxido cúprico (CuO2), já que sua coloração é preta, isso explica a parte que parece estar suja ou queimada no eletrodo de cobre.
Importante ressaltar que a água pode apresentar-se como o reduzido ou o oxidado, porém sua redução ocorre quando o meio está básico e sua oxidação quando o meio está ácido.

Pilhas em série)

Nos foi apresentado quatro pilhas diferentes, sendo elas: Cu//Cu2+ 0,10 mol/L; Zn//Zn2+ 0,10 mol/L; Pb//Pb2+ 0,10 mol/L e Cu//CU2+ 0,00010 mol/L. Como visto em sala, quando se tem pilhas de concentração, para encontrar o resultado foram feitos os cálculos seguindo a fórmula de Nerst que diz que a variação total de potencial de redução é igual ao potencial padrão menos 0,592 vezes o logaritmo de Q, sendo Q o consciente de reação do sistema apresentado, essa multiplicação está sendo dividida por n, sendo n o número de mols de elétrons transferidos.

Cu // Cu2+ (0,10mol/L): calculado 0,310V para seu potencial de redução.

Zn // Zn2+ (0,10mol/L): calculado -0,789V para seu potencial de redução.

Pb // Pb2+ (0,10mol/L): calculado -0,159V para seu potencial de redução.

Cu // Cu2+ (0,0001mol/L): calculado 0,221 para seu potencial de redução.

As pilhas criadas foram:

Zn / Zn2+ (0,10mol/L) // Cu / Cu2+(0,10mol/L): Total calculado: 1,099V para sua diferença de potencial (potencial do cobre – potencial do zinco).

Cu / Cu2+(0,0001mol/L) // Pb / Pb2+ (0,10mol/L): Total calculado: 0,380V para sua diferença de potencial (potencial do cobre – potencial do chumbo).

Veja que para calcular a ddp nós diminuímos o menor potencial de redução com o maior, isso faz com que o potencial de redução do menor vire o potencial de oxidação do mesmo. Agora para a pilha em série nós fizemos uma pilha em que sua ddp total será a soma da ddp das pilhas colocadas no sistema, ou seja, pega o 1,099V vindo da pilha de zinco com o cobre mais concentrado e 0,380V, vindo da pilha de chumbo com o cobre menos concentrado e soma-os tendo assim como 1,479V o valor teórico da ddp da pilha em série.

O valor encontrado na pilha feita em laboratório foi de 1,570V.

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Ter duas pilhas em série que tenham uma maior diferença de potencial (ddp), como também, analisar que depois de inserir energia elétrica haveria uma indução das reações químicas (a eletrolise).

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Ter duas pilhas em série que tenham uma maior diferença de potencial (ddp), como também, analisar que depois de inserir energia elétrica haveria uma indução das reações químicas (a eletrolise).

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PEREIRA,C.C.B. et al Apostila de Práticas de Físico-Química II.Rio de Janeiro: [s.n],2014.

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Atkins, P.W. Jones, L.L. Principio de Química: questionando a vida moderna e o meio ambiente, Ed. Bookman, 2001

BROWN, Theodore; LEMAY, H. Eugene; BURSTEN, Bruce E. Química: a ciência central. 9 ed. Prentice-Hall, 2005.

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A eletroquímica é um ramo da química que estuda transferências de elétrons entre substâncias. Reações onde alguns reagentes perdem elétrons enquanto outros ganham para formar produtos, é chamada redox ou reações de oxirredução. Numa reação de oxirredução ocorrem duas partes: a perda de elétrons chamada de oxidação e o ganho de elétrons chamado de redução. Se uma substância sofre redução ela necessita, consequentemente, que a outra substancia seja oxidada, denominamos então de agente oxidante. Da mesma forma uma substância que foi oxidada atuou como agente redutor.

Agente oxidante <-> Sofre redução <-> Ganha elétrons

Agente redutor <-> Sofre oxidação <-> Perde elétrons

E, com esse conceito teve-se a ideia de sistemas que produzem corrente contínuas e baseiam-se nas diferentes tendências para ceder e receber elétrons das especies químicas (denominados pilhas). Os elétrons circulam do eletrodo de maior potencial de oxidação para o de menor potencial de oxidação.

Polo positivo – o de menor potencial de oxidação.

Polo negativo – o de maior potencial de oxidação.

Cátodo – placa de menor potencial de oxidação. Onde ocorre redução.

Ânodo – placa de maior potencial de oxidação. Onde ocorre oxidação.

Placa de maior potencial de oxidação – diminui a massa.

Placa de menor potencial de oxidação – aumenta a massa.

Já a eletrólise é o processo que utiliza energia elétrica para a formação de uma energia química, visto que, mesmo que consigamos ver isso em laboratório, é um processo forçado e não natural, ou seja, não ocorre com frequência na natureza. É também a forma industrial mais comum de obtenção de componentes metálicos e de gases industriais.

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Observar o que ocorreria ao adicionar corrente elétrica em algumas soluções previamente apresentadas através do conceito de eletrólise demonstrado em sala e também observar o que ocorre ao colocarmos duas pilhas em séries com potenciais diferentes.