RELATÓRIO DE QUÍMICA: PROCESSOS DE TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS

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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:

Ânodo: 2H2O -> 4H+ + 4e-

Cátodo: Cu2+ + 2e- -> Cu

Pode-se concluir que houve formação de gás oxigênio no cátodo, formado graças a oxidação da água.

No quarto e último procedimento, foi observada no anodo mais uma vez formação de gás enquanto no cátodo observou-se a coloração rosa, da fenolftaleína, indicativo de compostos básicos, pelas semireações:

Cátodo: 2H2O + 2e- -> H2 + 2OH-

Ânodo: 2H2O -> O2 + 4H+ + 4e-

Nota-se que no tanto no ânion quanto no cátodo houve formação de gás, no entanto, houve no cátodo a formação de OH- que na presença de fenolftaleína adquiriu cor rosa, aqui o NaCl serviu como íon espectador, servindo apenas para deixar as cargas fluírem.

3 Estudo da pilha de Daniell

Oque foi visto pode ser explicado pelas seguintes reações

Zn + CuSO4 -> ZnSO4 + Cu (1)

Zn -> Zn2+ + 2e-

Cu2+ + 2e- -> Cu (2)

Zn + Cu2+ -> Zn2+ + Cu (3)

A equação (1) representa de maneira global o que está acontecendo com as soluções e metais. O zinco metálico reage com o sulfato cúprico, produzindo sulfato de zinco e cobre metálico.

A equação (2) mostra que isso decorre da oxidação do zinco, que perde 2 elétrons e transforma-se num íon. Estes elétrons são transferidos pelo fio por atração até o eletrodo de cobre, que está apto a receber estes elétrons. Íons livres Cu2+ na solução são então atraídos para o eletrodo de cobre carregado. Estes íons são reduzidos, transformando-se em Cu e depositando-se por sobre a superfície do eletrodo, equilibrando as cargas. Os íons positivos Zn2+ criados pelo eletrodo de zinco passam para a solução de sulfato de zinco. Para cada átomo de cobre que se deposita sobre o eletrodo de cobre, um átomo de zinco passa para a solução, doando dois elétrons para o de zinco.

A equação (3) representa o resultado, a dissolução de átomos de zinco para sua forma iônica, o que corresponde ao depósito de íons de cobre em sua forma metálica.

Os elétrons fornecidos pelos átomos de zinco passam pelo fio de interligação, fornecendo corrente para o dispositivo a ele ligado. Se não houvesse contato entre as duas soluções (chamadas de eletrólitos), da ponte salina, os elétrons passariam rapidamente para o cobre (que tende a receber elétrons do zinco) e, ao se concentrarem na placa de cobre, as forças de repulsão interromperiam o fluxo de elétrons. O fluxo dessa maneira interrompe-se muito rapidamente e não há como aproveitar a geração de energia elétrica. Banhando-se os eletrodos em eletrólitos, que são soluções condutoras geralmente salinas ou ácidas, e permitindo que essas duas soluções troquem íons, haverá fluxo de cargas em ambas direções, permitindo que o efeito de geração de corrente elétrica perdure até que o eletrodo de zinco se consuma (pois o eletrodo de zinco corrói-se no processo), ou que o eletrodo de cobre sofra grande acúmulo de Cu que impeça o contato com a solução. Ainda, pode haver formação de hidrogênio no eletrodo de cobre e haverá depósito de óxidos no eletrodo de zinco, o que servirá de barreira entre o metal e o eletrólito. Este fenômeno é conhecido como polarização dos eletrodos.

Com o tempo, íons Zn2+ vindos do eletrodo de zinco, combinados com cargas que passam através da ponte salina, aumentarão a concentração de sulfato de zinco em um recipiente ou meia-célula, enquanto que paralelamente haverá redução de concentração na solução de sulfato de cobre, por perda de íons Cu2+. Isso provocará diminuição gradual da corrente elétrica, até que a reação cesse e pilha é considerada esgotada. Os íons Zn2+ acabarão por finalmente alcançar o eletrodo de cobre, envolvendo-o e bloqueando qualquer movimento de íons

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