BM141 - Grupo: João Gabriel, João Pedro e Fábio by Rafael Almada

joaogabrielfcunha — 2017-10-27 21:04:18 UTC

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 CuSO_{4(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 CuSO_{4 (0,50 Mol/L)} em uma Placa de Petri até que a mesma ficasse completamente cheia,após adicionar a solução de CUSO₄à 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 H₂SO_{4 (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

joaogabrielfcunha — 2017-10-27 21:14:58 UTC

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.

jp_marques11 — 2017-10-27 22:18:09 UTC

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.

2017-10-27 23:22:49 UTC

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

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).

djfabiojunior — 2017-10-27 23:45:22 UTC

jp_marques11 — 2017-10-28 01:10:23 UTC

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.

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.

djfabiojunior — 2017-10-28 01:27:48 UTC

djfabiojunior — 2017-10-28 01:36:34 UTC

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.

djfabiojunior — 2017-10-28 01:38:25 UTC

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.

jp_marques11 — 2017-10-28 01:57:16 UTC