"o número" 2 outra

4. Trabalho Experimental
Série Eletroquímica
4.1 Introdução
Eletrólito são substâncias (soluto) que se dissolvem fornecendo íons à solução.
A dissociação é o processo no qual algumas substâncias se dissolvem fornecendo
íons à solução. Um não eletrólito são substâncias que não liberam íons na solução à
medida que se dissolve. As partículas dispersas na solução de um eletrólito são
denominadas moléculas ou átomos.
Os eletrólitos podem ser classificados como fortes ou fracos, dependendo do grau
em que estão dissociados. Um eletrólito forte (completamente dissociado) pode ser uma
substância iônica ou molecular. Um exemplo que se pode citar é o NaCl(s), este ao se
dissociar forma íons Na+(aq.) e Cl-(aq.)
Na+(aq.) + Cl-(aq.)
NaCl(s)
O HCl(g) é um exemplo de eletrólito forte molecular. A molécula de HCl(aq.) é
bastante polar e como consequência dipolos de H2O são tão fortemente atraídos em cada
extremidade que ela se quebra, isto é, dissocia-se em H+(aq.) e Cl-(aq.) .
H+(aq.) + Cl-(aq.)
HCl(g)
Os eletrólitos fracos incluem os ácidos fracos como ácido acético(HC2H3O2) e o
ácido carbônico(H2CO3) , as bases fracas como por exemplo, hidróxido de
amônio(NH4OH) e o hidróxido taloso(TlOH) e certos sais como, cloreto de
mercúrio(HgCl2) e sulfato de cádmio(CdSO4) que não se dissociam totalmente em solução
aquosa.
Na solução dessas substâncias há um equilíbrio entre as espécies não dissociadas e
seus íons correspondentes.
Tabela 1. Classificação de Solutos(soluções diluídas)
Não eletrólitos
Eletrólitos Fracos
Eletrólitos Fortes
Partículas de soluto
Moléculas
Moléculas + íons
Íons
Equilíbrio entre
Não
Sim
Não (essencialmente)
partículas?
Percentagem de
0
Entre 0 e 100, mas
~100
dissociação
frequentemente pqna.
Etanol(C2H5OH)
Fluoreto de
Cloreto de
Hidrogênio(HF)
Hidrogênio(HCl)
Exemplo(para sol.
aquosas)
Sacarose (C12H22O11)
Acetona[(CH3)2CO]
Oxigênio (O2)
Ácido
acético(HC2H3O2)
Hidróxido Taloso
(TlOH)
Cloreto de Mercúrio
(HgCl2)
Cloreto de Sódio
(NaCl)
Hidróxido de Sódio
(NaOH)
Fluoreto de Potássio
(KF)
Os íons na solução estão envolvidos por moléculas de solvente. Quando o solvente é
a água, o fenômeno é conhecido como hidratação.
O processo da dissociação tem papel significativo nas propriedades das substâncias;
em soluções aquosas de eletrólito fortes apresentam, por exemplo, alta condutividade
elétrica.
OBS.: A dissociação pode ocorrer em muitos solventes mas, a água é o solvente mais
importante.
4.2 Oxidação e Redução
Numa reação de redox(oxidação e redução) uma substância ou espécie perde
elétrons, sofre oxidação; enquanto outra substância ou espécie ganha elétrons, sofre
redução.
 Oxidação: é uma perda de elétrons
 Redução: é um ganho de elétrons
Exemplos:
a) Na
Na+ + eOxidação
b) 2ClCl2 + 2 ec) Ca2+ + 2 e-
Ca
d) 2H+ + 2 e-
H2
Redução
Em uma reação redox, a substância ou espécie que ganha elétrons é chamada agente
oxidante e aquela que perde elétrons é chamada de agente redutor.
Exemplo: Fe + 2H+
Fe2+ + H2
0 +1
+2
0
Fe: aumenta o número de oxidação ( de 0 para +2)
Perde elétrons (dois por átomo)
É oxidado pelo H+
É o agente redutor(reduz H+ a H2 )
H+: diminui o número de oxidação ( de +1 para 0)
Ganha elétrons ( um por íon)
É reduzido pelo Fe
É o agente oxidante ( oxida Fe em Fe2+ )
A oxidação pode ser definida como um aumento no número de oxidação e a redução
como uma diminuição no número de oxidação.
Oxidação
....... - 4 -3 - 2 -1 0 +1 +2 +3 +4 .......
Redução
A espécie que perde elétrons sofre oxidação. A outra espécie que ganha elétrons sofre
redução.
No processo abaixo:
Fe(s) + CuSO4(aq.)
FeSO4 (aq) + Cu(s)
A substância ferro (Fe) perde elétrons, e teremos a seguinte meia- reação de
oxidação:
Fe(s)
Fe2+(aq.) + 2 e-
ou seja: a concentração de Fe2+ cresce na solução.
A espécie ionizada, íons cúpricos (Cu2+), ganha elétrons; a meia reação de
redução será:
Cu2+(aq.) + 2 e-
Cu(s)
A concentração de íons Cu2+ decresce na solução sendo depositada na placa
de ferro sob a forma reduzida de Cu(s) .
OBS. 1: A oxidação e a redução ocorrem ao mesmo tempo, na mesma reação; não
se pode ter uma sem a outra.
O número de elétrons permanece inalterado numa reação REDOX. Isto é, os
elétrons liberados na meia reação de oxidação são captados por outra espécie na meia
reação de redução.
O Fe(s) está em contato com a solução de CuSO4(aq) e neste caso os elétrons são
transferidos diretamente do agente redutor para o agente oxidante.
Numa reação REDOX, temos pelo menos dois reagentes: um deles é o agente
oxidante; o outro, o agente redutor.
OBS. 2: O agente oxidante é o responsável pela oxidação da outra espécie. Para
que isto ocorra, ele deve aceitar elétrons desta espécie. Portanto, o agente oxidante é, ele
próprio, reduzido na reação. No exemplo, temos o Cu2+(aq) como agente oxidante.
OBS. 3: O agente redutor é o responsável pela redução da outra espécie. Para que
isto ocorra, ele deve doar elétrons a esta espécie. Portanto, o agente redutor é, ele próprio,
oxidado na reação. No exemplo, temos o Fe(s) como agente redutor.
Tabela 2 - Potencial padrão de redução em solução a 25º C
Ag+(aq.) + e-
Ag(s)
+ 0,80 V
Cu2+(aq.) + 2 e-
Cu(s)
+ 0,34 V
Pb2+(aq.) + 2 e-
Pb(s)
- 0,13 V
Fe2+(aq.) + 2 e-
Fe(s)
- 0,44 V
Zn2+(aq.) + 2 e-
Zn(s)
- 0,76 V
Todo processo eletroquímico deve envolver tanto a oxidação quanto a redução. Em
algumas reações de oxidação- redução os agentes oxidantes e os redutores podem estar em
contato direto um com o outro. Nessas reações os elétrons são transferidos diretamente do
agente redutor para o agente oxidante: reações eletroquímicas.
Anotações:
4.3 Parte Experimental
“A tabela de potenciais nos dá a possibilidade de uma reação processar-se mas não diz
nada quanto à velocidade da reação. Algumas reações, possíveis pelos valores de
potenciais, não se realizam na prática. Esta contradição aparente deve estar relacionada
como fato de a reação ser tão lenta que não é observada em pequeno espaço de tempo.”
(Vicente Gentil- Corrosão)
Materiais:
Béquers
Lâminas de: Cobre (Cu)
Ferro ( Fe )
Zinco (Zn)
Chumbo (Pb)
Lixas
Reagentes:
Solução aquosa de CuSO4 0,5 mol/L
Solução aquosa de FeSO4 0,5 mol/L
Solução aquosa de ZnSO4 0,5 mol/L
Solução aquosa de AgNO3 0,5 mol/L
Solução aquosa de Pb(NO3)2 0,5 mol/L
1ª EXPERIÊNCIA: Construir uma pequena série eletroquímica para os metais:
cobre, chumbo, ferro, zinco e prata e comparar com a tabela de potenciais de redução
a) Identifique e lixe as placas metálicas que estão em sua bancada.
OBS.: A PLACA DE ZINCO NÃO DEVE SER LIXADA.
b) Sobre uma folha de papel toalha, coloque as lâminas na seguinte ordem:
c) Na superfície de cada placa metálica adicione gotas das soluções aquosas conforme a
ordem do quadro acima.
d) Após alguns minutos observe os resultados e escreva as equações representativas das
reações que ocorreram.
e) Preencha o quadro abaixo com os resultados observados e construa a série
eletroquímica.
Série eletroquímica:
Observações:
Questionário:
1) Escreva a equação química correspondente para cada reação e seus respectivos
potenciais.
2) Sobre as reações feitas experimentalmente, verifique o melhor agente oxidante e o
melhor agente redutor, justificando.
3)Verifique a espontaneidade das reações abaixo:
a) Cu(s) + FeSO4(aq)
CuSO4(aq) +Fe(s)
b) Cu(s) + 2AgNO3 (aq)
c) Fe(s) + PbSO4(aq)
Cu(NO3)2(aq) +2Ag(s)
FeSO4 ( aq) +Pb(s)
4) Cite aplicações práticas das reações de redox.
5) Explique a afirmativa: “ Um certo elemento será deslocado de seus compostos por
qualquer metal que ocupe um lugar acima dele na tabela de potenciais de redução ( série
eletroquímica)”.
6) Verifique se é possível armazenar solução de CuSO4 em um recipiente (caneco) de
alumínio, sem danificá-lo.