Introdução à eletro-química e eletrólisis.

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Eletro
Química
Unidade 1
Reações
químicas e
eletrecidade
A RESPEITO DESTA
UNIDADE
Nesta unidade você aprenderá a
respeito do relacionamento
entre a energia elétrica e a
química.
Baterias de lanternas e carros
são fontes de energia elétrica.
Dentro destas baterias existem
químicos que reagem um com o
outro para causar o fluxo de uma corrente elétrica. Você aprenderá a respeito da célula
eletroquímica e algumas das reações que podem ser usadas para fazer com que haja um fluxo
elétrico.
Você também aprenderá a respeito de eletrólise e como a eletrecidade pode ser usada para
depositar uma substância de metal puro em um elétrodo em uma solução. Este processo é
usado em grande escala na indústria de eletroplantar metais. Joalheria banhada a ouro, por
exemplo, é feito pelo depositar de uma camada fina de ouro sobre a jóia feita de prata.
Moedas de um centavo também são banhadas em alguma maneira mais com o cobre.
Você então estará investigando a condutividade de sólidos diferentes, líquidos e soluções. A
habilidade de uma substância para conduzir eletrecidade tem a ver com a química da
substância. Você estará aprendendo que propriedades químicas causam um material ou
solução a conduzir uma corrente elétrica.
Nesta unidade você irá:

Fazer e testar uma célula
eletroquímica usando limões e
batatas.

Investigar a célula eletroquìmica de
zinco e cobre que usa a reação
química entre o Zinco e o Cobre
em soluções sulfatas para gerar
uma corrente elétrica.



Fazer uma jóia de fio de aço e
usará eletrólise para eletroplatar o
ítem com cobre.
Demonstrar entendimento de reações
que ocorrem no ânodo e cátodo em
uma célula eletroquímica e durante a
eletrólise.

Investigar como a energia elétrica
pode ser usada em uma reação
.
química para depositar metal em
um elétrodo.
©PROTEC 2001
Investigar a condutividade elétrica
de certas substâncias
19
Atividade 1
Eletrecidade da fruta
Nesta atividade você estara fazendo uma bateria de limões e
batatas. Você provará que eletrecidade está fluindo no ligar
de uma luz. Você estará aprendendo sobre as reações
químicas que fazem com que isto aconteça por causa de uma
reação química.
Precisará
1.1 Fazendo e testando uma bateria
Use o procedimento abaixo para fazer uma bateria de
Limão ou Batata.
2
2
2
2
2
Limões
Batatas
Faixa de cobre
Faixa de zinco
Faixa de
magnésio
2 Multimetro
4 fios
1 LED
1. Tome uma faixa de Cobre e outra de Zinco e os
lixe até que estejam brilhantes
2. Tome o limão e o esprema um pouco para soltar
o suco de dentro.
3. Corte o limão no meio.
4. Ponha a faixa de cobre e zinco no limão
paralela uma à outra para que não toquem uma à outra.
5. Toque a sua língua em ambas faixas, e compare isto com o tocar a
sua língua na bateria. A sua língua formiga como se tivesse uma
corrente?
Agora teste a bateria de limão ou batata e anote os resultados.
1. Conecte um Voltímetro na sua célula como visto no diagrama. Será
que pode medir a voltagem entre as faixas de Cobre e Zinco?
2. Qual é a diferença entre as duas
faixas se puder ler a voltagem
entre elas.
3. Agora conecte o voltímetro para o
dar uma leitura positiva. Que faixa
mostra o potencial Positivo.
4. Conecte o LED (pequena lâmpada
vermelha) à bateria de limão com o
fio mais largo conectado na
terminal positiva. Será que o LED
liga.
©PROTEC 2001
20
1.2 BATERIA SUFICIENTE PARA LIGAR UM LED?
Faça mais baterias de limões ou batata e os conecte
juntos. Você precisará de corrente suficiente para
fazer com que o LED ligue.
1. Faça uma Segunda bateria de limão com a outra
metade do limão. Use uma faixa de cobre e outra de magnésio desta
vez.
2. Faça uma medida da voltagem entre as duas faixas. Será que é mais
alta ou baixa que a bateria de Cobre, Zinco de limão?
3. Conecte as duas baterias em séries, como mostrado no diagrama. Se
assegure de conectar o Positivo da bateria de Cobre e Zinco na
bateria negativa de cobre e magnésio. Faça a medida da voltagem
sobre as duas baterias.
4. Agore conecte o LED de novo e veja se vai ligar.
5. Faça uma bateria semilhante usando a batata. Veja que voltagem
pode ser medida.
6. A conecte em uma série com duas baterias de limão. Será que brilha
mais?
1.3 Eletrecidade de baterias diferentes
Faça uma tabela
como a que foi
vista para resumir
eletrecidade
poderá ser tirada
de cada bateria.
Fruta ou
vegetal
Limão
Faixas de
metais
Leitura do
voltímetro
Terminal
Positiva
Zinco-cobre
1. Que diferença potencial você precisou para que o LED ligasse?
2. Que combinação de células você usou para fazer isto?
A reação entre duas
faixas de metais
diferentes em uma
solução causam eléctrodos
a passarem pelos fios.
©PROTEC 2001
Todas baterias
usam este princípio
para converter a
energia para
eletrecidade
21
Atividade 2
A CÉLULA ELETROQUÍMICA
Nesta atividade você estará investigando porque a célula eletroquímica funciona. Você estará
fazendo um experimento usando substâncias conhecidas e explorando a reação química que
está acontecendo.
2.1 Fazendo uma célula eletroquímica
Use o procedimento abaixo para fazer uma
célula eletroquímica.
You will need
1
1
1
2
2
1
1
1
4
1
Peça de papelão
Algodão
Pó CuSO4
Pó ZnSO4
Água
Jarra (250ml)
Faixa de Cobre
Faixa de Zinco
Fios
Voltímetro
(Multímetro)
1 Resistor 100Ω
1. Corte uma peça de papelão que caiba na
jarra para a dividir em dois.
2. Ponha um pequeno rolo de algodão envolta
do canto do papelão e o ponha na jarra.
3. Faça uma solução de CuSO4 e ZnSO4 em
vazilhas separadas, com a concentração de
duas colheres de chá por 150ml de água.
4. Ponha as duas soluções, ao mesmo tempo, nos dois compartimentos
formados pelo papelão para que não misturem muito.
5. Nomeie cada lado para que saiba que lado é qual.
6. Ponha a faixa de cobre no compartimento com a solução de cobre
sulfato e a faixa de zinco na solução de zinco
sulfato.
Agora você tem uma célula eletroquímica Cu-Zn simples.
2.2 Investigando como isto trabalha.
Faça as tarefas abaixo para testar a célula e anote o que
encontrou
1. Anote o que você está vendo na jarra.
2. Conecte o elétrodo zinco ao elétrodo de cobre
usando um fio conectador e anote o que você vê
acontecer na jarra.
3. Disconecte o fio de novo. Será que o fio de conexão
está fazendo algo?
©PROTEC 2001
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4. Conecte os dois elétrodos ao voltímetro; faça a medida da voltagem entre
os dois elétrodos.
5. O que significa se a agulha mover à esquerda? O que deve ser feito para
receber uma leitura?
6. Remova o voltímetro. Conecte os dois elétrodos ao amperímetro e ao
resistor de 100Ω .
7. Faça a medida e anote a corrente no
circuito.
8. Após alguns minutos, algumas substâncias
começam a formar no elétrodo de cobre.
Anote o que você pensa que a substância é.
9. Após alguns minutos o cobre azul da solução
do sulfato de cobre começa a desaparecer.
O que está acontecendo? (Lembre-se, iões de cobre dão uma côr azul à
solução de cobre)
10. Complete a equação química mostrada para a reação química que está
tomando lugar no elétrodo de cobre.
11. A onde será que os elétrodos de 10 vão?
12. Complete a equação química mostrada
para a reação que está tomando lugar
no elétrodo Zn.
Cu2+ + 2e-  ?
Zn - 2e-  ?
13. O que está acontecendo com a massa do elétrodo Zinco e a massa do
elétrodo Cobre por causa do fluxo da eletrecidade?
14. Será que esta célula poderá dar energia para sempre? Se não, quando
será que ela vai parar?
O eléctrodo Zn dá dois de seus
elétrons para se tornar Zn2-. Estes
elétrons vão ao eléctrodo Cu a onde
eles reagem com o ião Cu2+ para fazer
o cobre puro.
©PROTEC 2001
23
2.3 Mais a respeito da célula eletroquímica Cu-Zn
A corrente elétrica está passando pelo fio em uma direção do elétrodo zinco ao elétrodo de
cobre. Após algum tempo a faixa estará coberta com um depósito. Este depósito é cobre.
Também, a cor azul da solução do cobre sulfato começa a desaparecer. Isto significa que os
iões de cobre estão saindo da solução. A onde será que os iões de cobre vão?
Os iões de cobre são depositados como átomos de cobre na faixa de cobre:
Cu2+ + 2e-  Cu
Cada ião usa dois eléctrons e os torna em átomos de cobre. Dizemos então que os iões de
cobre são reduzidos à átomos de cobre. Isto é conhecido como uma redução e isto acontece
no cátodo. Chamamos isto de redução de meia reação.
No elétrodo de zinco depósito não é formado; em fato o oposto está acontecendo. No
elétrodo do zinco, átomos de zinco saem da faixa de zinco e vão para a solução como iões de
zinco:
Zn 
Zn2+ + 2e-
Cada átomo de zinco dá dois elétrodos e os torna em um ião de zinco. Dizemos que os
átomos de zinco foram oxidados para iões de zinco. Isto é chamado de oxidação e toma lugar
no ânodo. Chamamos isto de oxidação de meia reação.
As duas meia reações podem ser postas justas para nos dar a reação de célula líquida:
Redução
Oxidação
Cu2+ + 2e- 
Zn
- 2e 
Ou combinada
Zn + Cu2+  Cu +
Cu
Zn2+
Zn2+
O movimento de eléctrons pelo fio conectador é do ânodo de zinco ao cátodo de cobre. Este
tipo de célula, que converte energia química para energia elétrica também é conhecida como
uma célula voltaica ou galvânica.
Reações químicas
também podem
ser usadas para
banhar outros
metais.
Nesta atividade
usamos uma
reação química
para gerar
eletrecidade.
©PROTEC 2001
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Atividade 3
Eletrólisis e eletro-placagem
Nesta lição vamos investigar como reações químicas e eletrecidade podem ser usadas para
platear um metal com uma camada fina de outro metal. Você já viu isto acontecer na
atividade 2 a onde o cobre foi depositado sobre o elétrodo de cobre. Este processo é bastante
usado na indústra de jóia a onde, por exemplo, uma corrente pode ser banhada a ouro. A
banhagem de cromo também é bastante usada para fazer com que canos de metais, torneiras
de banheiro e pára-choques sejam brilhantes.
3.1 Cubrindo uma vara de carbono
com cobre
Use o procedimento abaixo para por uma
camada fina de cobre sobre uma vara de
carbono. Depois veja se funciona com um
prego enferrujado.
Você precisará de:
1
2
1
1
1
1
2
Jarra
Vara de carbono
25g de Cobre(II)Cloreto
150ml de Água
Colher de chá
Bateria de 6V
Fios
1. Adicione três colheres de chá de
Cobre (II) cloreto em 150 mls de água
em uma jarra de 250 mls.
2. Misture a solução até que o Cobre (II) cloreto dissolva.
3. Ponha duas varas de carbono na solução por um minuto.
4. Conecte a bateria de 6V ás varas
e veja o que acontece na solução
5. Após alguns minutos disconecte a
bateria e tire as varas. Anote o
que você vê.
3.2 Eletrólisis
observou
e o que você
Responda as perguntas abaixo observando o que está acontecendo na jarra com a
solução de cobre e iões cloretos.
1. Veja o elétrodo conectado ao terminal negativo da bateria. Uma
substancia está aparecendo no elétrodo. Anote o que você pensa que esta
substância é.
2. Porque você acha que esta substancia é formada no elétrodo negativo?
©PROTEC 2001
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3. Tome uma olhada no elétrodo conectado ao terminal positivo da bateria.
Você pode ver algo? Pode cheirar algo? O que você acha que esta
substância é?
4. Porque você acha que esta substância foi formada no elétrodo positivo?
5. Faça um diagrama como o que está oposto e use um
lápis para mostrar:
 A direção na qual os iões Cu2+ se movem na
solução.
 A direção na qual os iões Cl- se movem na
solução.
 A direção na qual os elétrons se movem no fio.
6. Nesta célula eletroquímica, há um fluxo de
elétrons/protões/iões no fio e um fluxo de elétrons/protões/iões
pela solução (escolha a palavra correta)
7. O elétrodo conectado ao terminal positivo da bateria é chamado de
ânodo/cátodo
8. Complete a equação de meia reação abaixo para mostrar o que acontece no
ânodo.
2Cl-  ? + 2e9. O elétrodo conectado ao terminal negativo da bateria é chamado de
cátodo. Complete a equação de meia reação para mostrar o que acontece
no cátodo:
Cu2+ + 2e-  ?
3.3 Pulseira de cobre
Tome um pedaço de fio de aço e o enrole como
se fosse uma pulseira ou anel. Deixe 10mm de fio
reto no final para que o possa conectar na bateria.
Ponha a pulseira na solução de cobre (II)cloreto e o
conecte na bateria. Se assegure da conexão para que o
cobre seja depositado na sua pulseira. (Uma pulseira coberta por cloro
não é muito bonita).
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Na eletrólisis a
corrente elétrica causa
a reação química A
energia elétrica é
convertida para a
energia química.
Na célula de cobrezinco, há uma reação
química que causa a
lâmpada a ligar; Aqui
a energia química
está sendo
convertida em
energia elétrica.
©PROTEC 2001
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Atividade 4
Como as pilhas funcionam
Quando comprar uma célula para uma lanterna ou rádio, você irá querer algo que é barato,
pequeno, confiável e fácil de usar. Nesta atividade você estará vendo como as pilhas
(chamadas de células em ciências)funcionam.
O desenho abaixo é uma célula típica (ou bateria).
O elétrodo negativo é zinco e
também é o invólucro da célula.
O elétrodo negativo perde
eléctrons para formar iões de
zinco:
Zn  Zn2+ + 2eQuando a célula está em uso (ex.
O rádio está ligado) os eléctrons
fluem em volta do circuito
externo do elétrodo positivo. O
elétrodo positivo é feito de
manganês (IV) óxido e carbono.
A reação neste elétrodo é bem
complicada mais pode ser
simplificada como:
Mn4+ + e-  Mn3+
A solução de amônia cloreto e zinco cloreto (chamado de eletrolita) permite iões a formar e
ajuda a conduzir eletrecidade.
Muitos aparelhos elétricos tais como o relógio e câmeras usam uma célula botão como
abaixo. Uma vez mais o zinco (em forma de pó) é usado para o elétrodo negativo.
Mercúrio(II)óxido é o elétrodo positivo. O electrolita é uma solução concentrada de zinco
oxidado e potássio hydróxido. O electrolita é alkalino. A reação completa é:
Zn + HgO  ZnO + Hg
A voltagem produzida neste botão é 1.35V.
Outros óxidos também são usados em células em vez do mercúrio óxido. Por exemplo, a
prata óxida. Estas células dão uma maior voltagem (1.6V) mais custam mais dinheiro.
4.1 Questões a respeito de células
©PROTEC 2001
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1. Escreva a meia reação de oxidação para uma célula típica de 1.5V.
2. Escreva a fórmula para os químicos que compõem o eletrolita.
3. Escreva a reação combinada para a célula típica.
4. Que químico é encontrado em ambas as células típicas e botões?
5. Imagine que tenha um relógio que usa uma célula botão. Que químico é
usado no ânodo?
6. Porque você acha que uma célula que usa a prata óxida é mais cara do que
uma que usa o mercúrio óxido?
7. A célula botão pode manter um relógio funcionando por alguns meses. Na
medida que a célula envelheça, que elétrodo (positivo ou negativo) você
esperaria que diminuirá em massa? Explique a sua resposta.
©PROTEC 2001
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Atividade 5
Soluções, Condutividade e Ionização
Nesta atividade você estará investigando o que acontece quando faz soluções diferentes de
substâncias diferentes. Você estará olhado como soluções de substâncias diferentes
conduzem eletrecidade. Isto é muito importante para a célula eletroquìmica e para a
eletroprateagem porque se a solução não conduzir eletrecidade, não haverá transferência de
elétrons.
5.1 Que substâncias conduzem eletrecidade?.
Use o procedimento abaixo para determinar que substancias podem
conduzir eletrecidade.
1. Teste cada uma das
substâncias de cristal sólido
na tabela abaixo as
conectando à bateria e vendo
se pode ter uma leitura no
amperímetro.
2. Faça uma tabela como a que
está abaixo e ponha um traço
(√) se a substancia conduz uma corrente elétrica ou uma cruzinha (X) a
onde a substância não conduz uma corrente elétrica.
Sólidos
Açucar
CuSO4
Naftalina
NaCl
3. Examine cada uma das substâncias
líquidas na tabela abaixo as conectando
entre a bateria à duas varas de carbono
e as pondo no líquido. Depois veja se há
uma leitura no amperímetro.
Líquidos
Água
Álcool (Ethanol)
©PROTEC 2001
Parafina
30
4. Faça soluções das substâncias na tabela abaixo dissolvendo 2 ou 3
colheres de chá da substância em 150mls de água.
5. Teste cada uma das soluções usando o mesmo arranjo de vara de
carbono que usou para o líquido acima. Veja se pode tirar uma leitura
no amperímetro e depois complete uma tabela como a de baixo.
Solutions
Açúcar na água
CuSO4 na água
Naftalina no
etanol
NaCl na água
.
6. Veja os resultados deste experimento cuidadosamente e anote as
respostas para as seguintes perguntas.
 Que substâncias conduzem uma corrente elétrica?
 Sugira porque algumas substancias conduzem uma corrente
elétrica.
 Sugira porque algumas substâncias não conduzem uma corrente
elétrica
5.2 Porque algumas substâncias conduzem energia.
1. Sólidos tipo metais conduzem eletrecidade porque possuem eléctrons de movimento livre.
2. Se um sólido não conduz energia é porque:
 Um sólido iônico, que pe feito de iões positivos e negativos postos juntos em uma
vazilha de treliça (ex. NaCl and CuSO4 ); ou
 Um covalente sólido que é feito de moléculas neutras (tipo açucar e naftalina)
3. Líquidos que são feitos de moléculas neutras (por exemplo, água destilada, etanol e
parafina) não conduzem correntes elétricas.
4. Soluções no qual um sólido covalente foi dissolvido (por exemplo, açucar em água,
naftalina em etanol) não conduzem uma corrente elétrica.
5. Soluções de sólidos iõnicos são bons condutores de corrente elétrica. Isto é porque
quando um iõnico sólido dissove na água, a treliça quebra permitindo os iões (ambos os
positivos e negativos) a mover livremente. Estes iões são os que carregam a corrente
elétrica
Por exemplo, quando o NaCl dissolve na água, o NaCl quebra para soltar Na+ e Cl- iões .
Dizemos que o NaCl foi disassociado na água.
©PROTEC 2001
31
6. Uma solução contendo os iões é chamada de eletrolita. A vara de carbono conectada ao
polo negativo da célula é chamada de elétrodo negativo e a vara conectada ao polo
positivo é chamada de elétrodo positivo.
7. O elétrodo positivo repele os iões positivos de sódio (cátions) a atrae os iões cloretos
negativos (aniões). O processo oposto toma lugar no elétrodo negativo. Iões cloretos
migram aos elétrodos positivos e os iões de sódio migram para o elétrodo negativo.
8. Este movimento de carga causa um fluxo de eletrecidade. O eletrolita, junto com dois
elétrodos, é conhecido como uma célula eletrolítica.
5.3 Algumas questões a respeito de condutividade.
1.
Lhes foi dado dois pós brancos que são solúveis em água. Um destes pós
é um composto iõnico. Descriva como descobrir que pó é iõnico e que pó
é covalente.
2.
Esperaria diluir ácido sulfúrico para conduzir uma corrente elétrica?
Explique a sua resposta.
3.
Escreva os iões que são soltos quando o sulfato de cobre dissolve na
água.
4.
Complete a equação abaixo para mostrar o que acontece quando os dois
compostos iõnicos disassociam na água:
(NH4)2SO4 
ZnSO4

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Avaliação de lista de tarefas
Reações Químicas e elétricas
Tarefa
Fez e testou células eletroquímicas que
acendem o LED, usando limões e batatas
Atividade 1.3
Fez e investigou uma célula eletroquímica CuZn e respondeu as questões que mostra que
entendeu o que está acontecendo.
Atividade 2.1 e 2.1
Investigou como a energia elétrica pode ser
usada em uma reação química para depositar
metal em um elétrodo (Eletrólisis e
Eletroplacagem)
Atividade 3.1 e 3.2
Respondeu as perguntas que mostra que
entendeu as reações que ocorrem em um ánodo
e um cátodo quando a eletrecidade é produzida
de uma célula eletroquímica.
Atividade 4.1
Investigou a condutividade elétrica de líquidos
e soluções diferentes e demonstrou um
entendimento de porque algumas substancias
conduzem eletrecidade e algumas não.
Activity 5.1, 5.2 e 5.3
Marca
Peso
1
2
3
4
1
1
2
3
4
3
1
2
3
4
2
1
2
3
4
2
1
2
3
4
2
Total de pontos
©PROTEC 2001
Pontos
Max = 10 x 4=40
33
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