INTRODUÇÃO 1.[1] Conceito de oxi-redução, agente redutor e agente oxidante. 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 OxiRedução 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. [2] Conceito de pilha “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 eSemirreação do cátodo: Cu2+(aq) + 2e- →Cu(s)___________ Reação global da pilha: Zn (s) + Cu2+(aq)→ Zn2+ (aq) + Cu(s) 1 pelo químico e meteorologista inglês John Frederic Daniell (1790-1845).[3] [3] Exemplo: Fe3O4 + CO → FeO + CO2 • Passo 1: Identificar os átomos que sofrem oxi-redução e calcular as variações dos respectivos números de oxidação. Assim. 3. o número obtido pela multiplicação da variação de Nox do 2 .[2] 4. Esses processos se baseiam na passagem de uma corrente elétrica através de um sistema líquido que tenha íons presentes. contrário ao da pilha. que não utilizam soluções aquosas como as da Pilha de Daniell. deve-se voltar para o método das tentativas e completar com os coeficientes restantes. pode ser feita de dois modos: em soluções eletrolíticas ou utilizando corrente elétrica contínua. E. nesse caso: Zn / Zn2+ // Cu2+ //Cu(s) Isso mostra que esse dispositivo é uma pilha. Essa pilha é chamada de Pilha de Daniell. Hoje existe uma diversidade de pilhas que podem variar em diferentes aspectos. na produção de metais alcalinos. trata-se de uma transformação artificial. [2] Conceito de eletrólise A eletrólise é um método usado para obter reações de óxido-redução. as pilhas mais comuns são as secas. Em ambos os casos. pois a partir de uma reação espontânea de oxi-redução produziu-se corrente elétrica. o processo da eletrólise é não espontâneo.Oxidação // redução. Assim. gás hidrogênio e gás cloro. Sabendo-se que o Nox do oxigênio é -2 para todos os compostos envolvidos. isto é. O Nox do Ferro varia de +8/3 para +2. 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 sofreu processo reverso. Como se vê.A notação química correta de uma pilha baseia-se na seguinte regra por convenção mundial: Ânodo//Cátodo . o ferro se reduz e o carbono se oxida. provocada por um transformador. mas que funcionam baseadas no mesmo princípio: a transferência de elétrons do ânodo para o cátodo. Ela tem grande utilização em indústrias. Balanceamento redox 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. Porém. por ter sido construída em 1836. alcalino-terrosos. que é espontâneo.Portanto. o Nox do carbono de +2 para +4. Uma definição mais precisa diria que: Eletrólise é todo processo químico não espontâneo provocado por corrente elétrica. gerando assim reações químicas. Se no final do balanceamento redox faltar compostos a serem balanceados. a reação inversa será espontânea. obtém-se o coeficiente 2 para o FeO. a reação não será espontânea. sendo a variação de Nox do ferro igual a 2/3. tem-se: Fe3O4 + CO → FeO + CO2 • Passo 3: Acrescentar os coeficientes restantes Para completar o balanceamento. A primeira opção é a mais viável. já o ouro dificilmente se oxida. 2 Fe3O4 + 2CO → FeO + CO2 Simplificando-se os coeficientes para os menores valores inteiros possíveis. portanto. Etotal > 0 ⇒ reação espontânea.Agora. basta balancear o lado dos produtos: Fe3O4 + CO → 2FeO + 2/3CO2 Como os coeficientes devem ser os menores valores inteiros possíveis. Para o ferro: 2/3 . 3 .[4] Exemplo: 6. Como a atomicidade do carbono no CO2 é igual a 1. Uso de tabelas de potencial padrão de redução Cada metal possui uma capacidade própria de doar elétrons. pode-se afirmar que: • Quando a voltagem calculada para a reação (Etotal ou ∆V) for de valor positivo. O fato é que ambos os métodos devem levar à mesma resposta final. a reação será espontânea. por exemplo. obtém-se o coeficiente 2/3 para o CO2. multiplicando-se pela atomicidade 1 na molécula de FeO. deve-se multiplicar a equação por 3/2 a fim de retirar o coeficiente fracionário do CO2: Fe3O4 + CO → 3FeO + CO2 5. embora para equações mais simples (como a indicada como exemplo) possa ser utilizado o segundo método. Essa diferença de reatividade pode ser vista. O ferro se oxida facilmente com o ar. Exemplo: A reação é espontânea. o coeficiente do Fe3O4 é igual a 2. 3 = 2 Para o carbono: 2 . • Quando a voltagem calculada para a reação for de valor negativo. 1 = 2 Portanto.ferro pela sua atomicidade deve ser atribuído como o coeficiente estequiométrico da molécula de CO. diferente da capacidade de outros metais. [4] Espontaneidade de uma reação de oxi-redução: Sabe-se que a reação que ocorre numa pilha é espontânea e a voltagem é sempre positiva. Então. Do mesmo modo. 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. ao comparar a oxidação do ferro e a do ouro. multiplicando-se pela variação do Nox 2. e o coeficiente do CO também. enferrujando ao longo do tempo. chumbo (Pb) e zinco (Zn). não há nenhuma maneira simples de medir exatamente os potenciais individuais de eletrodo/eletrolito isoladamente.5 mol.0 mL de solução aquosa de CuSO 4 a 0. o ouro é indicado para obturações ou para implantes de dentes.5 mol/L. verificar a diferença entre pilha e eletrólise. O princípio de uma célula eletroquímica.0 mL de soluções aquosas a 0. como a tabela a seguir representa: Tabela 1: Substâncias contidas nos tubos. Isso também pode O potencial padrão de eletrodo. O potencial elétrico varia também com a temperatura. Parte 2: Agentes Oxidantes e Agentes Redutores 4 . consiste em uma reação redox.Por essa grande resistência às substâncias corrosivas. cada uma delas chamadas de meia-reação (ou semi-reação). Colocou-se então em cada um deles 2. Embora o potencial total de uma célula possa ser medido. foi colocado 2. e gases a uma pressão de 1 bar. 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. Os valores são mais frequentemente tabulados a 25 °C. OXI-REDUÇÃO: PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL: Parte 1: Estudo das reações de oxi-redução 1) Foram pegos 6 tubos de ensaio limpos e enumerados. Foi então pego um prego de ferro novo. no qual as espécies eletroativas estão a uma concentração de 1 mol/kg. Objetivo: O objetivo da pratica foi estudar o mecanismo das reações de oxi-redução utilizando a tabela de potenciais. pois ele resiste à corrosão de substâncias presentes na saliva. sulfato de cobre (CuSO4) e nitrato de chumbo (Pb(NO3)2). denotado como Eo. a capacidade de prever os produtos e os agentes oxidantes e redutores. concentração e pressão.L-1 de nitrato de zinco (Zn(NO3)2). Eletricidade é gerada devido à diferença de potencial elétrico entre dois eletrodos. Tubo 1 2 3 4 5 6 Solução aquosa Zn(NO3)2 Zn(NO3)2 CuSO4 CuSO4 Pb(NO3)2 Pb(NO3)2 Metal Cu Pb Pb Zn Cu Zn 2) Em um tubo de ensaio. foram colocados pedaços de metal de cobre (Cu). estudar o poder oxidante e redutor. tal como uma célula galvânica. A seguir. E0 ou EO é a medida do potencial individual de um eletrodo reversível (em equilíbrio) no estado padrão. e a seguir foi colocado dentro da solução. Esta diferença de potencial é criada como um resultado das diferenças entre potenciais individuais de dois eletrodos metálicos com respeito ao eletrólito. 5 mol/L + 2.94 Deste modo. Logo nada acontece neste tubo.0 mL de KI 0. Aplicando na equação: ∆G = -nFε.(-1. enquanto o chumbo de reduzirá.5 mol/L Foi então observado o que ocorreu em cada um dos tubos.1) Foram pegos 3 tubos de ensaio e foram colocados os seguintes reagentes: 5 gotas de KMnO4 0. de acordo com suas equações: Zn Pb Zn2+ + 2 ePb2+ + 2 eε = +0. utilizou-se uma tabela de potenciais-padrão de redução. Para se descobrir qual elemento sofreu oxidação.341 V Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu ε = -1. podese fazer a equação global.102) ∆G = 212652. Zn Cu Zn2+ + 2 e. enquanto o Cu se reduzirá. independente da constante de Faraday.5 mol /L + alguns cristais de Na2SO4 1. o que não ocorre no caso do tubo 1. No tubo 2.341 V Deste modo.0 mL de KMnO4 0.5 mol/L 5 gotas de Fe(NO)3 0. o ∆G deve ser negativo. observa-se que o Zn novamente se oxidará.5 mol/L + 2.0 mL de H2SO4 0.761 V Cu Cu2+ + 2 e. observa-se que o Zn se oxidará. não houve reação. que com sua resolução. 5 . e neles foram adicionados: 1.761 V Cu2+ + 2 e. Logo. observa-se que a energia livre de Gibbs é positiva.5 mol/L + 1 gota de H2SO4 0.01 mol/L + 1 gota de H2SO4 0.0 mL de KI 0.0 mL de NaOH 0. 2) Foram pegos 2 tubos de ensaio. ∆G = -nFε ∆G = -2. demonstrando que a reação não é espontânea. Assim. demonstrando que a reação não é espontânea. pois o potencial da equação global é negativo.01 mol/L + 1. Para comprovar os metais que reagiram. que são nada menos que as semi reações contidas na tabela de potenciais-padrão de redução invertidas e com o sinal trocado. As equações a seguir representam as semi-reações de oxidação.0 mL de KI 0.ε = +0.96485.ε = -0.5 mol/L 5 gotas de K2Cr2O7 0. Zn2+ + 2 eZn ε = -0.ε = -0.761 V ε = -0. será positiva.102 V No tubo 1.5 mol/L + alguns cristais de Na2SO4 RESULTADOS E DISCUSSÕES[4][5]: Parte 1: Estudo das reações de oxi-redução 1) O contato de alguns dos metais com as soluções provocou uma reação.0 mL de KMnO4 0.01 mol/L + 1.126 V Calcula-se então a soma dos potenciais de redução do Pb e oxidação do Zn e observase que o potencial da equação global é negativo. utilizou-se a tabela de potenciaispadrão de redução. para a reação ser espontânea.5 mol/L + 2.5 mol/L + 1 gota de H2SO4 0. com o valor de -212652.341 V Tendo em vista as semi-reações acima. a reação será espontânea.341 V Pb + Cu2+ Pb2+ + Cu ε = +0.761 V ε = +0.341 V Pb + Cu2+ Cu + Pb2+ ε = -0.94.99.ε = -0. de acordo com as equações a seguir. logo este se oxidará e o Cu reduzirá.761 V 2+ Cu + 2 eCu ε = +0. observa-se que quem tem maior potencial de oxidação é o Pb. Pb Cu Pb2+ + 2 eCu2+ + 2 eε = +0. enquanto o Pb se reduz. No tubo 5. visto que o este possui maior potencial de oxidação. tendo um ∆G = -90116. enquanto o Cu se reduz.ε = +0. o elemento que se oxida é o Zn. percebe-se que a reação não é espontânea.ε = +0.102 V Desta maneira. tem-se a equação global abaixo: Pb2+ + 2 ePb ε = -0. No tubo 4. devido ao ∆G ser positivo. foi observado que o Pb se oxida. observa-se novamente que a reação é espontânea. Zn Pb Zn2+ + 2 ePb2+ + 2 eε = +0. acontece a deposição de Cu metálico.341 V 2+ Zn + Cu Cu + Zn2+ ε = +1. Deste modo. Cu Pb Cu2+ + 2 e. No tubo 6.126 V 6 .341 V Zn2+ + 2 e.ε = -0. uma vez que o Pb possui maior potencial de oxidação.341 V Pb2+ + 2 e.761 V A equação global então será: Zn Zn2+ + 2 e.467 V Devido ao potencial da equação global ser positivo.ε = +0. que se observa pela cor castanha. Ocorre novamente a deposição de Cu metálico de cor castanho escuro. Cu Zn Cu2+ + 2 e.467 V Devido ao potencial da equação global ter valor negativo.ε = -0.126 V Cu Cu2+ + 2 e. devido ao ∆G ser negativo.126 V ε = -0. a equação global ficará: Pb Pb2+ + 2 e.126 V Assim.126 V 2+ Cu + 2 eCu ε = +0.ε = -0.No tubo 3. é observado que o Zn se oxida. MnO4– + 4 H+ + 3 e– I2 + 2 e– 2 I– MnO2 + 2 H2O ε = +1.761 V 2+ Pb + 2 ePb ε = -0. que é incolor e logo após o KI.535 V Multiplica-se então as equações por 2 e por 3 respectivamente. comprova-se que o KMnO4 se reduz e que o Ise oxida.447 V 2+ Cu + 2 e Cu ε = +0. e misturado com H2SO4. No segundo tubo.679 V ε = +0. foi posto um prego de ferro novo. foi colocado KMnO4. devido ao número de mols de elétrons não estar igualado. Fe2+ + 2 eCu2+ + 2 eFe Cu ε = -0.679 V ε = -0. foram misturados K2Cr2O7 (cor laranja) com H2SO4 (incolor).+ 14 H+ + 6 e– I2 + 2 e– 2 I– 2 Cr3+ + 7 H2O ε = +1.535 V 2 MnO2 + 4 H2O + 3 I2 ε = +1. 2) No tubo de ensaio com CuSO4. indicando a espontaneidade da reação. tem-se a equação global abaixo Zn Zn2+ + 2 e.341 V Fe + Cu2+ Fe2+ + Cu ε = +0.535 V De acordo com as semi-reações acima. e alta capacidade de se reduzir do Cu. que possui cor rosa. devido a seu ∆G ser negativo.535 V 7 . Cr2O72.341 V Logo a equação global ficará: Fe Fe2+ + 2 eε = +0.788 V Colocando então o contra íon: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu Parte 2: Agentes Oxidantes e Agentes Redutores 1) No tubo 1.679 V ε = -0.126 V Zn + Pb2+ Zn2+ + Pb ε = +0.447 V ε = +0. que também é incolor. devido a produção de I2. 2 MnO4– + 8 H+ + 6 e– 6 I3 I2 + 6 e2 MnO2 + 4 H2O ε = 1.33 V ε = +0. Devido a sua facilidade em se oxidar.e logo em seguida foi adicionado KI (incolor).ε = +0. percebe-se que a reação é espontânea. MnO4– + 4 H+ + 3 e– 2 II2 + 2 eMnO2 + 2 H2O ε = +1.De acordo com as equações acima.635 V Devido ao potencial da reação global ser positivo.144 V 2 MnO4– + 8 H+ + 6 I- A solução adquire cor castanha. enquanto o I.d. Isto ocorre devido a redução lenta do KMnO4 em meio básico.p. este é pouco estável. considerando que há mais metal para reagir. foi observada a mudança da coloração da solução. na reação redox. No terceiro tubo. a equação de redução do Fe3+ deve ser multiplicada por 2 para igualar o número de mols de elétrons..d. PILHAS ELETROQUÍMICAS: Procedimento Experimental: PARTE 1: Propriedades elétricas das pilhas. Este fato deve-se pelo fato de do ácido reduzir bruscamente o KMnO4. que de violeta foi para verde.d. ou corrente.33 V ε = -0. com o H2SO4 e em seguida o KI.se oxidará. devido a produção de I2.. NaOH e os cristais de Na2SO3. 2 Fe3+ + 2 e2 I– I2 + 2 e– 2 Fe2+ ε = +0. Ao inverter uma pilha é como se retirasse uma pilha do sistema de alimentação. observa-se que o Fe3+ se reduz. obtendo o mesmo efeito se for uma pilha exaurida que tem corrente nula mas mantem a sua d. São fabricadas diferentes tamanhos de pilhas. Alguns aparelhos utilizam mais de uma pilha em série ou em paralelo por necessitarem de maior d. H2SO4 e os cristais de Na2SO3. de violeta para incolor.535 V ε = +0. observa a mudança da coloração da solução. enquanto o I.771 V ε = -0. se reduzindo novamente até o MnO2. multiplica-se as equações por 1 e por 3. Devido ao número de mols não estar igualado. podendo o aparelho não funcionar. porém.d.se oxida. formam um gás que causa 8 . e logo depois passou para marrom. No primeiro tubo. a mistura do KMnO4.771 V ε = +0. com a mistura de KMnO4. obtendo-se assim a equação global.236 V 2 Fe3+ + 2 I.795 V Cr2O72. ao usar em série. que tem cor amarelo claro. não se deve deixar pilhas dentro de equipamentos eletrônicos pois algumas delas. observa-se que o dicromato de potássio irá se reduzir.+ 14 H+ + 6 I– → 2 Cr3+ + 7 H2O + 3 I2 Observou-se que a solução obteve coloração castanha.p. que possui cor verde.+ 14 H+ + 6 e– 6 I– 3 I2 + 6 e– 2 Cr3+ + 7 H2O ε = +1. Cr2O72. e corrente igual. No segundo tubo. respectivamente.p. visando maior durabilidade das mesmas. que possui cor marrom. De acordo com as semi-reações abaixo. foram misturados Fe(NO3)3.→ 2 Fe2+ + I2 A solução adquire a cor castanha devido a produção de I2.535 V ε = +0. obtém-se maior d. O MnO4primeiramente se oxida para MnO3-.p. Fe3+ + 1 eI2 + 2 e– Fe2+ 2 I– ε = +0. já usando em paralelo aumenta-se a corrente e mantem-se a d.535 V Desta maneira.Com as semi-reações acima. As pilhas tem validade pois a reação de oxi-redução ocorre espontaneamente e a medida que vai ocorrendo a pilha vai se exaurindo. o estouro e posterior 'melado'. Análise do eletrodo de grafite: 9 . Colocou-se aproximadamente metade de um béquer de 50 mL solução de 0.0 mol. 1.0 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).L-1 contendo íons Zn2+. com gotas de fenolftaleína. 2.0 mL de peróxido de hidrogênio (H2O2) 6%. Mesmo que uma pilha não funcione em um aparelho pode ser que funcione em outro aparelho que utilize menos corrente para funcionar.0 mL da solução filtrada do eletrólito.0 mol. Em um dos tubos colocou-se gotas de HCl e no outro NaOH 2. Resultados e Discussões: PARTE 2: Propriedades químicas das pilhas. e o eletrodo de zinco na solução com íons Zn2+. • Análise do eletrólito: Em um béquer macerou-se uma pequena parte do eletrólito e foi adicionado água destilada e agitou-se. Teste para cátion amônio NH4+: Em 1 tubo de ensaio colocou-se aproximadamente 2. e adicionou-se gotas de solução aquosa de NH3OH 2. foram adicionadas algumas gotas de nitrato de prata 0.L-1. Adicionou-se eletrodos um de cobre e outro de zinco. Em outro béquer colocou-se a mesma medida de solução contendo íons Cu2+ 0. Encheu-se um tubo em forma de U com solução saturada de KNO3. Anotou-se os resultados.0 mL da solução filtrada do eletrólito. mercúrio.0 mol.0 mL de ácido sulfúrico 1.L1 . Colocou-se o eletrodo de cobre na solução que contem íons Cu2+. e foi dividido em 2 tubos. 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. manganês entre outros. Macerou-se o bastão de grafite (aproximadamente 0.1 mol. PARTE 3: Construção de uma célula galvânica (pilha).L-1 até a formação de precipitado. PARTE 2: Propriedades químicas das pilhas.0 mL da solução filtrada do eletrólito e foram adicionadas algumas gotas de hidróxido de sódio (NaOH) 1. A solução foi filtrada. fechando as extremidades com algodão. cádmio.L-1 (H2SO4) e 1..1 mol. − Teste para o ânion Cl-: Em um tubo de ensaio colocou-se aproximadamente 2. zinco.1 mol. Análise de manganês: O filtrado retido foi retirado e adicionado a 1.L-1.L-1. Adicionou-se papel de tornassol vermelho umedecido na boca do tubo. O tubo com saída lateral foi aquecido. Anotou-se os resultados.5 g) e juntou 2. − Teste para cátion Zn2+: Em um tubo de ensaio colocou-se aproximadamente 2. Análise do eletrodo de grafite: Os principais compostos químicos presentes nas pilhas são: lítio. Anotou-se os resultados.0 mol. Foram observados os resultados. 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).d.224 (IV) > 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.d.Ao analisar o eletrodo foi comprovado a presença de grafite pelas reações abaixo: C(graf) + 2 CuO (s) CO2 (g) + H2O (l) Aquecimento > CO2 (g) + 2 Cu (s) (I) (III) H2CO3 (aq) H+ (aq) + CO32-(aq) (II) Ca(OH)2 (aq) + H2CO3 → CaCO3 (s) + 2 H2O (l) Observou-se no tubo com saída lateral. gradativamente. óxido de manganês (MnO2) e íons Zn2+. Analise do eletrólito: A pasta é composta de cloreto de amônio (NH4Cl).(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. 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+.d. provavelmente pela a quantidade de gás carbônico ser pequena para deslocar o equilíbrio para o carbonato de cálcio (CaCO3). 10 . 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). a formação de um sólido avermelhado (Cu) além de formação de bolhas no béquer que contem água de cal (Ca(OH)2) e fenolftaleína. = 0.1 V e 0.p. ficou entre 0. 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. Para comprovação dos componentes da pilha foram feitos testes com o solido retido e com o filtrado.p.2 V. e depois que a ponte salina foi colocada a d. 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). Semi reação: MnO2 (s) + 4 H+ (aq) + 2 eReação ocorrida: MnO2 (s) + 2 H2O2( aq) H+ Mn2+ (aq) + 2H2O(l) Eº(V)= +1. antes e depois de colocar a ponte salina. 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. pois a amônia ao tocar o papel umedecido forma base. Antes de colocar a ponte salina observou-se que a d.p. notou-se uma descoloração do rosa mais não chegou a ficar incolor como a pratica previa. e percebeu-se a formação de um precipitado branco que é o cloreto de prata (AgCl) insolúvel em água. adicionada de gotas de fenolftaleína mergulhou-se eletrodos de grafite e posteriormente cobre ligados a uma fonte e anotou-se os resultados. Em uma placa de Petri. deveria ser: Semi reações: Zn (s) → Zn2+(aq) + 2e.(X) Cu 2+ (aq) Eº= 0. Resultados e Discussões: Parte 1: Reações de eletrolise em um tubo em ''U''. De acordo com as equações abaixo o valor de d. KI: Em uma solução de Iodeto de potássio (KI) 1.5 molar (Pb(NO 3)2) e 2 eletrodos de cobre em forma de senóides mergulhados com as pontas para fora. adicionada de gotas de fenolftaleína mergulhou-se eletrodos de grafite e posteriormente cobre ligados a uma fonte e anotou-se os resultados.34 V + 2e → Cu -- (XI) Equação global: Zn (s) + Cu2+(aq) → Zn2+(aq) + Cu (XII) Eºtotal= 1.76 V Eº= 0. Eletrolise Procedimento experimental: Parte 1: Reações de eletrolise em um tubo em ''U''. 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. a concentração não ser a mesma e temperatura. colocou-se solução de nitrato de chumbo 0.Ao observar os eletrodos após um tempo. NaCl: Em uma solução de Cloreto de sódio (NaCl). observou-se em um dos eletrodos a formação de bolhas e a solução próxima a este eletrodo ficou roseada. pode ter acontecido por erro de medida. Conectou-se os eletrodos nas fontes e observou-se os resultados. verificou-se pequeno depósito de Cu na placa de Cu e pequena corrosão na Placa de Zn. A divergência do valor esperado e o valor medido.p. pelo indicador fenolftaleína.0 molar. A eletrólise do iodeto de potássio (KI) com eletrodos de grafite. no outro eletrodo notou-se que a solução ficou marrom. 11 . Parte 2: Reações de eletrólise em uma placa de Petri.d. De acordo com as equações abaixo podemos afirmar qual o catodo e qual o anodo e coloração obtida.10 V A oxi-redução ocorre espontaneamente pois a soma dos potenciais de redução é maior que zero. observou-se em um dos eletrodos a formação de bolhas e a solução próxima a este eletrodo ficou roseada. pelo indicador fenolftaleína. A eletrólise do iodeto de potássio (KI) com eletrodos de cobre.(aq) + I2 (aq) I-3 (aq) (castanho escuro) (V) O triiodeto tem coloração característica castanho escuro.(marrom) (III) No catodo ocorre a reação de redução da água (H2O) 2 H2O (l) + 2 e.(aq) 2 H2O (l) H3O+ (aq) + OH. fruto da reação de equilíbrio abaixo: I.(aq) (I) (II) No anodo ocorre a reação de oxidação o iodo (I2) 2 I-(aq) I2 (aq) + 2 e. De acordo com as equações abaixo podemos afirmar qual o catodo e qual o anodo e coloração obtida.→ 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 CuI2 (s) (s) (Instável) (X) (XI) → CuI (s) + ½ I2 (aq) A eletrólise do cloreto de sódio (NaCl) com eletrodos de grafite. pelo indicador fenolftaleína. Equações de dissociação: KI (aq) → K+ (aq) + I. Após um tempo a coloração próxima do anodo fica castanho escuro.(aq) (VI) (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.Equações de dissociação: KI (aq) → K+ (aq) + I.→ 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.(aq) 2 H2O (l) H3O+ (aq) + OH. no outro eletrodo notou-se depósito de um sólido branco. observou-se em um dos eletrodos a formação de bolhas e a solução próxima a este eletrodo ficou roseada. no outro eletrodo notou-se bolhas também e um aspecto 12 . 13 . observou-se em um dos eletrodos a formação de bolhas. observou-se em um dos eletrodos a formação de bolhas e a solução próxima a este eletrodo ficou roseada. 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. mas como ocorre duas oxidações no eletrodo e possível a formação de hidróxido de cobre (Cu(OH)2) insolúvel em água. 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. pelo indicador fenolftaleína. No anodo ocorre a oxidação da hidroxila (OH-) e do cobre (Cu) 4 OH-(aq) → O2 (g) + 2 H2O (l) + 4 eCu (s) → Cu2+ (aq) + 2 e(XVIII) (XIX) No catodo ocorre a reação de redução da água (H2O) 2 H2O (l) + 2 e. A eletrólise do Hidróxido de sódio (NaOH) com eletrodos de cobre. já no tubo do oxigênio ocorrera queima normal.→ H2 (g) + 2 OH-(aq) (XX) No anodo não foi observado a formação de sólido. No anodo ocorre a oxidação do cloreto (Cl) 2 Cl.→ 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.(amarelado) (XII) No catodo ocorre a reação de redução da água (H2O) 2 H2O (l) + 2 e. 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. observou-se em um dos eletrodos a formação de bolhas.(aq) → Cl2 (g) + 2 e.→ H2 (g) + 2 OH-(aq) (rósea) (XIII) A eletrólise do cloreto de sódio (NaCl) com eletrodos de cobre.→ H2 (g) + 2 OH-(aq) (rósea) (XV) A eletrólise do Hidróxido de sódio (NaOH) com eletrodos de grafite. no outro eletrodo também notou-se formação de bolhas. Nesse caso como os gases produzidos são hidrogênio e oxigênio poderíamos capturar o gás produzido e utilizá-lo como comburente.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. o tubo em que houver um estampido será o gás hidrogênio por sua característica extremamente exotérmica. 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. html> acessado em 30 de Junho de 2012 2) SHVOONG <http://pt.→ Pb (s) (XXII) Nos casos que o cobre oxidou e não houve coloração azul.alunosonline. provavelmente após um tempo de hidrólise a solução ficaria azulada assim como o experimento da parte 2.br/quimica/espontaneidade-de-uma-reacaode-oxidorreducao.infoescola.PARTE 2: Reações de eletrolise em uma placa de Petri. Assim que se começou a eletrolise observou-se a formação de um sólido em um dos eletrodos e no outro houve uma coloração azulada.com.(azulado) (XXI) No catodo ocorre redução do chumbo (Pb2+) Pb2+(aq) + 2 e. pode estar relacionado com a quantidade de íons em solução.com/exact-sciences/chemistry/1902229-oxi-redu%C3%A7%C3%A3o_-conceitos-oxida%C3%A7%C3%A3o/>.com.com/quimica/quimica-inorganica/oxidacao-ereducao> Acessado em: 30 de junho de 2012 5) Infoescola <http://www. De acordo com as equações químicas abaixo podemos definir qual o catodo e o anodo e as respectivas colorações.colegioweb.com/quimica/balanceamento-de-equacoes-quimicas/> acessado em 30 de Junho de 2012 14 .br/quimica/pilhas.shvoong. <http://pt. Acessado em: 30 de junho de 2012 4) Oxi-redução – Cola da web. Bibliografia: 1) Alunos online: <http://www.shvoong.html> acessado em 30 de Junho de 2012Conceitos de oxidação & redução.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.coladaweb. <http://www. No anodo ocorre a oxidação do cobre (Cu) Cu (s) → Cu2+ (aq) + 2 e. A eletrólise do nitrato de chumbo (Pb(NO3)2) na placa de Petri foi feita com eletrodos de cobre.