TrabalhosGratuitos.com - Trabalhos, Monografias, Artigos, Exames, Resumos de livros, Dissertações
Pesquisar

RELATÓRIO DE QUÍMICA: PROCESSOS DE TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS

Por:   •  29/1/2016  •  Ensaio  •  1.828 Palavras (8 Páginas)  •  1.340 Visualizações

Página 1 de 8
[a]

Relatório de química

Processos de transferência de elétrons

Prof: Sandra de Aguiar Soares

Aluno: Thyago Emanoel Lopes Lima

Curso:Farmácia

Sumário:

I. Introdução

II. Metodologia

   1.Verificação da espontaneidade das reações químicas

   2. Processos eletrolíticos

   3. Estudo da pilha de Daniell

   4. Estudo da corrosão

III. Resultados, discussões e conclusões

IV. Referências

INTRODUÇÃO

A eletroquímica é o ramo da química que trata de processos de conversão de energia elétrica em energia química e vice versa. Os processos eletroquímicos envolvem as reações de oxirredução, nas quais, a energia liberada por uma reação espontânea é convertida em energia elétrica, ou em que a eletricidade é usada para forçar a ocorrência de uma reação não espontânea.

METODOLOGIA

1.Em diferentes tubos de ensaios verificou-se a ocorrência (ou não) dos seguintes sistemas, não se utilizando de mais de 2,0 ml de cada solução.

Pb(CH3COO2)+Zn(s)

CuSO4 + Zn(s)

ZnSO4 + Cu

Notou-se reação nos dois primeiros sistemas, um escurecimento do sólido utilizado.

2. Havia na bancada, um sistema eletrolítico que utilizava fios de cobre como eletrodos e ZnSO4 como eletrólito, ligou-se esse sistema foi ligado à tomada de corrente contínua, foi observado que no eletrodo do polo negativo houve o surgimento de uma substância de cor preta, como isso evidencia uma semi-reação de redução, entende-se que ali era o cátodo do sistema.

2.2 Foi repetido o procedimento, dessa vez utilizando-se CuCl2 como eletrólito.

2.3 Mais uma vez foi repetido o processo porém além de utilizar CuCl2 como eletrólito, utilizou-se um ânodo de grafite.

2.4 Na bancada havia certa quantidade de NaCl que foi dissolvida em certa de 40ml de água destilada, e logo após, foi acrescentada à solução 4 gotas de fenolftaleína, do realizada eletrólise e foi observada a coloração no cátodo, e formação de bolhas no ânodo.

4. Estudo da pilha de Daniell:

Na bancada havia o seguinte sistema:

Dois béqueres de 200 ml cheios até a metade, um com solução aquosa de ZnSO4 com uma placa de zinco mergulhada até a metade e outro com solução aquosa de CuSO4 com uma lâmina de cobre mergulhada até a metade ligados respectivamente aos terminais positivo e negativo de um voltímetro.

Os dois béqueres era ligados por uma ponte salina com solução aquosa saturada de KCl e extremidades vedadas com algodão.

Com todo sistema montado, foi feita leitura no voltímetro a qual indicava 1,2V.

4.ESTUDO DA CORROSÃO

4.1 na banca havia um béquer de 250 ml onde foi colocado 200 ml de solução 3% de cloreto de sódio, 1 ml de solução alcoólica de fenolftaleína e 2 ml de solução 0,2 mol/L de ferricianeto de potássio.

Foi imergido dois eletrodos metálicos, um de cobre e o outro de de ferro previamente lixados e ligados por um fio de cobre, tomando cuidado para que não entrassem em contato um com o outro. Notou-se que próximo ao ferro o liquido do sistema adquiriu cor azul escura, enquanto próximo ao cobre surgia cor rosa.

O procedimento foi repetido desta vez usando-se eletrodos de zinco e ferro.

Resultados, discussão e conclusões.

Nos dois primeiros processos do item 1, enquanto no outro não se observou.

No primeiro processo a reação pode ser dada por:

CuSO4 + Fe(s) -> FeSO4 + Cu

O ferro é mais eletro positivo que o cobre, portanto o SO4 se desloca para o mesmo, formando sulfato de ferro, o ferro metálico se deposita na superfície do pedaço de ferro utilizado.

Existe aí uma reação de oxi-redução  espontânea acontecendo, no qual o Fe por ter potencial oxidativo maior que o Cu, o reduz, o qual pode se verificar nas semi-reações a seguir:

Oxidação    Fe(s) -> Fe2+ (aq) + 2e-

Redução     Cu+(aq) + 2e-  -> Cu

Nessa reação podemos observar que o ferro oxidou formando Fe2+ e o Cu que estava em sua forma oxidada reduziu se depositando ao redor do ferro, oque explica a mudança de cor do sólido utilizado, e também que essa reação é uma reação espontânea.

A segunda reação é similar à primeira, no qual temos solução aquosa de acetato de chumbo, no qual é adicionado zinco sólido o resultado da reação é dado por:

Pb(CH3COO)2(aq) + Zn -> Zn(CH3COO)2 + Pb

Como na primeira reação o íon acetato não participa da reação de oxirredução, é o chamado íon espectador (na primeira reação o íon espectador era o SO4), então as duas semireações são mostradas a seguir:

Zn -> Zn2+ + 2e-

Pb2+(aq) + 2 e- -> Pb(s)

Essa reação também é espontânea, dado em vista que não precisou de nenhuma adição de energia para ocorrer, adicionado a isso o fato de o íon que foi reduzido (Pb) tinha potencial de redução menor que o íon que foi oxidado (Fe).

No terceiro processo não houve reação, ou nenhuma evidencia dela,  isso pode ser explicado pelo fato de o Zn se encontrar em sua forma oxidada, e o Cu não tem potencial suficiente para reduzi-lo, da mesma forma que logicamente o Zn não tem força suficiente como agente oxidante de oxidar o Cu.

Este processo pode ser caracterizado como reação não espontânea, pois para que ocorra, é necessária a adição de energia elétrica ao meio.

2. Processos eletrolíticos.

No primeiro processo desta etapa, foi constatado oque foi falado no processo anterior, que essa equação só ocorreria com adição de energia elétrica, e de fato pode-se constatar que ocorreu reação, o Cu reduziu o Zn e oxidou, oque pode ser constatado pelo acúmulo de Zn em um dos polos dos eletrodos, como se entende que ocorreu ali o processo de redução, então constatou-se que ali era o cátodo do sistema, as reações são dadas a seguir:

Cátodo: Zn2+(aq) + 2e- -> Zn (s)

Ânodo: Cu -> Cu2+ + 2e-

No segundo procedimento dessa etapa, do constatado o mesmo que no anterior, porém agora era um acúmulo de Cu no cátodo, que indicava a reação de redução, porém, como tanto eletrodos e eletrólitos eram de Cu, também havia Cu oxidando, as semi reações estão a seguir:

Cátodo: Cu2+(aq) + 2e- -> Cu(s)

Ânodo : Cu(s) -> Cu2+ + 2e-

No terceiro procedimento, se usou um ânodo de grafite, o mesmo é um eletrólito inerte, ou seja, não participa da reação, apenas permite a entrada de elétrons para o meio, continuou-se notando a redução do cobre, porém observou-se a formação de gás na região próxima ao ânodo, as semi reações estão a seguir:

...

Baixar como (para membros premium)  txt (11.4 Kb)   pdf (80.1 Kb)   docx (14.7 Kb)  
Continuar por mais 7 páginas »
Disponível apenas no TrabalhosGratuitos.com