Eletroquímica: Introdução, Reações de Oxi-Redução e Construção de uma Cela Galvânica, Notas de estudo de Química

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INSTITUTO FEDERAL DE ALAGOAS

CAMPUS PALMEIRA DOS ÍNDIOS

CURSO DE GRADUAÇÃO EM ENGENHARIA CIVIL

Izaías José da Silva Português

PALMEIRA DOS ÍNDIOS, AL

ELETROQUÍMICA

INTRODUÇÃO

A eletroquímica trata essencialmente da conversão de energia elétrica em energia química, nas celas eletrolíticas, e da conversão de energia química em energia elétrica nas celas galvânicas ou eletroquímicas. Ela pode ser dividida de várias maneiras dependendo dos aspectos que se deseja enfatizar. Numa dessas divisões se separa a eletroquímica em termodinâmica e cinética. No primeiro caso, a eletroquímica trata de sistemas em equilíbrio e muitos parâmetros termodinâmicos, tais como energia livre e entropia, podem ser obtidos por seus métodos. A eletroquímica cinética preocupa-se com sistemas onde uma ou mais reações estão ocorrendo fora do equilíbrio, como é o caso em baterias e celas eletrolíticas. Os processos eletroquímicos desempenham papel importante na química industrial, na química analítica e no desenvolvimento de pesquisa em diversas áreas do conhecimento. A produção industrial de sódio metálico e cloro, por exemplo, é feita por eletrólise do cloreto de sódio fundido. O alumínio é obtido eletroliticamente pelo processo Hall. Na química analítica um dos métodos para análise de íons de metais, consiste na sua redução e deposição numa cela eletrolítica; e o método mais usado para determinação de pH utiliza um sensor, o eletrodo combinado de vidro, que nada mais é do que uma cela eletroquímica onde um dos eletrodos é sensível a concentração de íons hidrogênio presentes no meio. Pesquisas de ponta em ciências biomédicas, como por exemplo o estudo de reações químicas no interior de células vivas são feitas com o auxílio de pequenas sondas eletroquímicas. E na área de polímeros condutores a síntese eletroquímica tem tido papel fundamental. Celas galvânicas de vários tipos são utilizadas como fonte de energia em diversas aplicações. As pilhas secas por exemplo fazem funcionar as nossas lanternas, rádios, relógio e marca passos cardíacos; as baterias ou acumuladores de chumbo encontram grande aplicação na indústria automobilística; pilhas e combustível, que permitem que a energia elétrica liberada pela transformação dos combustíveis seja diretamente convertida em energia elétrica, têm encontrado muitas aplicações, particularmente em naves espaciais. O termo galvanização é uma homenagem ao cientista italiano Luigi Galvani. A galvanização ou eletrodeposição metálica é uma técnica eletroquímica que consiste em dar

espécies, que se reduzirão, têm a maior força oxidante. Por outro lado, as espécies com a menor afinidade por elétrons, perderão elétrons (serão oxidadas). Estas espécies têm a maior força redutora. Os metais constituem um bom exemplo deste último caso, pois têm grande tendência a perder elétrons (se oxidam) e são geralmente agentes redutores. A força redutora relativa de um grupo de metais pode ser determinada experimentalmente. Se, por exemplo, numa solução de íons prata, Ag+ (aq), entra em contato com cobre metálico, Cu(s), as seguintes semi-reações ocorrem: Cu(s) Cu+ (aq) + 2e- 2Ag+ (aq) + 2e- 2 Ag(s) e, como resultado teríamos: 2Ag+ (aq) + Cu(s) Cu+2(aq)+ 2Ag(s) Ou seja, o Cu(s) se dissolve para fornecer Cu+2 + 2ee o Ag(s) precipita da solução. Os elétrons perdidos na semi-reação de oxidação devem ser ganhos na semi-reação de redução. Por outro lado, se uma solução de Cu+ (aq) entra em contato com Ag(s), nenhuma reação se observa. Isto significa que nesta situação, as seguintes semi-reações não ocorrem: Cu+

(aq)+ 2e- Cu(s) 2Ag(s) 2 Ag+ (aq) + 2e- Concluindo, estas observações experimentais nos dizem que o cobre metálico é um agente redutor mais forte (perde elétrons mais facilmente) do que a prata metálica. Construção e Funcionamento de uma Cela Galvânica: A primeira cela galvânica que se conhece é a chamada Pilha de Daniell, montada em 1836, que envolve a reação entre zinco e cobre. Nas celas galvânicas, deve-se selecionar como eletrodos e eletrólitos substâncias que possuam energia eletroquímica suficiente para serem espontaneamente oxidadas e reduzidas. Uma cela galvânica, portanto, é uma fonte de energia eletroquímica, e essa pode ser a razão principal para a construção de tal cela. O potencial ( ) e a corrente de uma cela galvânica ou de uma bateria (série de celas) são o resultado de uma ou mais reações químicas de oxi-redução. Se separarmos a reação de oxidação (perda de elétrons) da reação de redução (ganho de elétrons), os elétrons transferidos podem migrar através de um circuito externo e este efeito pode então ser utilizado para produzir trabalho, como acender a luz de uma lanterna ou dar partida num carro. Nesta seção vamos construir uma destas celas, medir o seu potencial e verificar a dependência do potencial com as concentrações das espécies iônicas. PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL Parte I: Reações de Oxi-redução Coloque um pedaço de fio de cobre, previamente lixado, num tubo de ensaio contendo 3 mL de FeSO4 0.1 M. Deixe em repouso. Coloque um prego limpo num segundo tubo de ensaio contendo 3 mL de solução CuSO4 0.1 M. Deixe em repouso. Coloque um pedaço de fio de cobre lixado num terceiro tubo de ensaio com 3 mL de AgNO3 0.1 M. Deixe em repouso.

Parte III.1- Eletrodeposição de cobre Antes da niquelação será necessário dar primeiro um banho de cobre na peça, uma vez que o níquel só apresenta boa aderência ao cobre ou latão. Pegue a chave e lixe para retirar todo o seu recobrimento (se possível execute este procedimento em casa). Lave-a com bastante água destilada e, em seguida com álcool etílico. Após secar a chave pese-a em balança analítica, entretanto evite tocá-la com as mãos para não suja-la com a gordura supostamente contida nas mãos. O banho de cobre será preparado pesando-se 10.0g de sulfato de cobre e dissolvendo-se esta massa em 50 ml de uma solução aquosa contendo cerca de 1.0g de ácido sulfúrico. Mergulhe na solução um fio de cobre previamente lixado que funcionará como ânodo. Use também um pedaço de fio de cobre para amarrar a chave e mergulhe-a na solução. A chave deve ser o cátodo da cela eletrolítica. Conecte estes eletrodos à fonte externa a 6.0 volts e aguarde a eletrodeposição do cobre na chave. Quando observar que a chave apresenta uma cor marrom-metálico característica do cobre, pare o processo e lave a chave com água destilada e em seguida com álcool etílico. Seque-a na estufa e pese-a. A chave agora está pronta para a niquelação. Parte III.2-Eletrodeposição de níquel Para preparar o banho de níquel pese 6.0g de sulfato de níquel, 0.75g de cloreto de amônio e 0.75g de ácido bórico. Dissolva estes compostos em 50ml de água destilada. Usando papel indicador verifique o pH da solução. Este deve estar entre 3.8 e 4.6. Caso o pH esteja fora deste intervalo deve-se usar solução de ácido sulfúrico para baixar o pH (aumentar a acidez), ou solução de carbonato de níquel para aumentar o pH. Mergulhe na solução o ânodo (usaremos um eletrodo de cobre devidamente limpo no lugar do níquel metálico) e o cátodo (a chave) os quais devem estar conectados à fonte externa a 6.0 volts. Deixe a eletrodeposição ocorrer até que se observe uma cor parecida com prata metálica. Desconecte a cela eletrolítica, retire a chave, lave-a com bastante água destilada, seque-a e pese-a. Inclua no seu relatório as reações que ocorreram nesta galvanização. Calcule o número de moles de cobre e de níquel que foram eletrodepositados na chave. Se houve

algum defeito na sua galvanização, tente explicar as razões para ter ocorrido isto.