Links, links, links?

Encontros com Eletroquímica Parte 5

Durante as reuniões anteriores, vimos muitos exemplos de células galvânicas - aquelas de apenas significado histórico e outras em uso hoje. O mundo das células é muito rico, então é hora de introduzir sistemas diferentes dos mostrados até agora.

Os não metais também podem ser semi-células

Primeiro, um experimento que requer dois eletrodos de grafite de elementos Leclanchet gastos, brometo de zinco ZnBr₂, fonte de alimentação (como uma bateria de 4,5V) e um medidor de tensão indispensável. No laboratório caseiro, é claro, não encontraremos o sal de zinco recomendado, mas no nosso caso ele será substituído com sucesso por uma mistura de brometo de potássio KBr e sulfato de zinco (VI) ZnSO.₄. Montamos um conjunto composto por dois bastões de grafite, prendemos na placa para que os eletrodos fiquem parcialmente imersos no vidro.

Anexamos pedaços de fios aos eletrodos, de preferência com um ferro de solda (portanto, ao retirá-los da bateria antiga, deixe “tampas” de latão nas hastes de grafite). Também faremos um diafragma a partir de um pedaço de papelão com dimensões adaptadas a um béquer com capacidade de 50-100 cm.³ (o papelão pode ser perfurado adicionalmente com um alfinete).

Agora dissolvemos parte dos sais mencionados em água e depois enchemos o copo com a solução preparada (concentração 5-10%). Coloque o rack com eletrodos na borda do vaso, e prenda as pontas dos fios nas placas de latão de uma bateria descarregada (a polaridade não importa no momento) e observe o sistema construído.

Quase imediatamente, uma camada brilhante cinza-prata é depositada no eletrodo conectado ao terminal negativo da bateria. Fabricado em zinco metálico. Uma cor marrom-amarelada da solução é visível próximo ao segundo eletrodo conectado ao pólo positivo da bateria. O bromo livre é colorido perto da haste de grafite. Após cerca de 5 minutos, desconecte os fios dos terminais da bateria. Usando um voltímetro, meça a tensão ("menos" do medidor está conectado ao eletrodo coberto com uma camada de metal).

Sem entrar nos processos que ocorrem durante a eletrólise (vamos discuti-los em uma das reuniões a seguir), podemos concluir que a célula criada é composta por dois eletrodos: zinco (zinco metálico depositado sobre grafite em solução de Zn²⁺) e bromo (uma solução de íons livres de bromo e brometo Br^?). O carbono é apenas um condutor de eletricidade (na prática, substâncias não reativas sob certas condições, como grafite, platina, são frequentemente usadas como materiais de eletrodo).

Vamos conectar o receptor de corrente aos eletrodos? uma lâmpada com tensão de operação de 1,5 V (neste caso, a polaridade das conexões também não importa). À medida que a energia é extraída do sistema, observamos o desaparecimento gradual do depósito metálico em um eletrodo e a coloração amarelada no outro. Substâncias liberadas anteriormente reagem, restaurando seu estado original. A reação é indireta com a transferência de elétrons através do fio de conexão. Esta é a essência das células galvânicas.

Que reações ocorreram em nosso sistema? Para o eletrodo de zinco, certamente podemos dar a equação do processo:

 (-)Zn⁰ ? zinco²⁺ + 2e^-

No segundo eletrodo, o bromo livre é reduzido a ânions bromo:

 (+) Não.₂ + 2e^- , 2 peças^-

Assim, o esquema celular é o seguinte (omitimos os íons potássio e sulfato (VI), que não participam das reações):

 (-) С, Zn | ZnBr2aq? ZnBr2aq | С (+)

Não precisamos usar abertura na célula. No entanto, seu uso evitará que o bromo migre próximo ao eletrodo revestido de zinco e reaja diretamente entre as células.

Os não metais formam meias-células como os elementos metálicos. Só é necessário usar um condutor imerso em uma solução apropriada, que participará da transferência de elétrons. Para halogênios, os potenciais padrão são os seguintes (a reação do eletrodo é semelhante à dada para o bromo):

Meia célula	F2/F?	Cl2/Cl?	Br2/Br?	I2/I?
E0 [V]	+ 2,87	+ 1,36	+ 1,07	+ 0,54

No caso do flúor, o valor potencial (o mais alto de todas as meias-células determinadas) foi calculado, não medido. A razão, como no caso dos metais alcalinos e alcalino-terrosos, é a reação do elemento ativo com a água.

célula redox

Para o próximo experimento, prepararemos as seguintes soluções: cloreto de ferro (III), FeCl₃ com concentração de 5%, iodeto de potássio KI com concentração de 10% e suspensão aquosa de amido. Misture alguns cm em um tubo de ensaio³ soluções salinas e, depois de um tempo, adicione algumas gotas de suspensão de amido. A cor azul escura do conteúdo indica a presença de iodo livre. A reação é escrita pela equação:

 2 Fe³⁺ +2I^- ? 2Fe²⁺ + eu₂

cátions de ferro (III) oxidam ânions de iodeto a um elemento livre, reduzindo a íons de ferro (II).

Uma mudança na cor do indicador de amido confirmou a presença de partículas de iodo, mas os cátions de Fe são realmente formados?²⁺? Vamos testar essa hipótese. Um teste característico para a detecção de cátions ferro(II) é a reação com hexacianoferrato(III) K de potássio₃[Fe(CN)₆], comumente conhecido como ferricianeto de potássio. O composto forma cristais vermelhos, em contraste com o ferrocianeto de potássio de mesmo nome (potássio (II) hexacianoferrato K₄[Fe(CN)₆]) com cristais amarelos ? não vamos confundir essas duas relações. Vamos repetir o experimento anterior, mas em vez de uma suspensão de amido, adicionaremos algumas gotas de uma solução a 1% de ferricianeto de potássio. Novamente, o conteúdo do recipiente de reação fica azul escuro devido a uma combinação complexa chamada azul de Turnbull:

 3 Fe²⁺ + 2[Fe(CN)₆]^3- ? Fé₃[Fe(CN)₆]₂

Eu recomendo que os incrédulos realizem um teste com sais de ferro ferroso e férrico. Obtemos uma tonalidade azul apenas no caso do primeiro.

Agora, em dois pequenos béqueres com capacidade de 50-100 ml, despeje várias soluções de cloreto de ferro (III) e iodeto de potássio.³. Em cada um dos recipientes, mergulhe um eletrodo de grafite com um fio acoplado (colocado em um suporte adequado para que não caia no vidro). Além disso, adicione um pouco de suspensão de amido a um recipiente com uma solução de iodeto de potássio. Para criar uma célula, você também precisará de uma chave eletrolítica (feita em uma das reuniões anteriores? Basta uma tira de papel mata-borrão embebida em uma solução concentrada de KNO).₃). As extremidades dos fios dos eletrodos são conectadas aos terminais de um medidor universal instalado para medir a tensão.

Nós mesmos determinamos a polaridade das conexões do voltímetro com base em uma análise da equação para a reação dos cátions de ferro (III) com ânions de iodo, observamos quais dos íons eles dão e quais recebem elétrons. As leituras do medidor confirmam o funcionamento da célula galvânica. Em seguida, mudamos o dispositivo para a medição atual. É pequeno (da ordem de várias dezenas de mA), portanto não precisamos usar nenhum receptor adicional (por exemplo, uma lâmpada) para proteger o dispositivo contra danos. A formação de uma cor azul escura ao redor do eletrodo imerso em um béquer com uma solução de iodeto de potássio atesta o curso da reação no sistema. Quando adicionamos uma solução de ferricianeto de potássio a um saleiro de ferro(III)? também nele. Vamos escrever as equações dos processos que ocorrem nos vidros:

 (-)2I^- ? ₂ + 2e^-

(+)2Fe³⁺ + 2e^- ? 2Fe²⁺ 

 e diagrama de células:

(-) Com | CI_aq || FeCl_3aq | C(+)

As mesmas reações ocorrem na célula como após a mistura dos substratos em um tubo de ensaio (basta adicionar os processos anódicos e catódicos pelos lados), e a separação espacial das transformações possibilita o uso da energia dos elétrons transferidos entre as metades da célula.

A célula que estamos construindo é chamada de célula redox. O nome é comum, mas enganoso. Afinal, sabemos que os processos de oxidação e redução ocorrem em cada elo. Como determinar a direção de uma reação redox (realizada tanto em uma célula quanto em um tubo de ensaio)? O método é simples:

1. Nas tabelas físicas e químicas, encontramos os potenciais padrão das meias-células correspondentes? para o sistema Fe³⁺/Fe²⁺ isto é +0,77 V; para mim₂/I^?: +0,54V.

2. Um sistema com maior potencial é um agente oxidante na reação (célula-cátodo), e uma meia-célula com menor potencial? o ânodo da célula, isto é, o agente redutor.

3. No entanto, deve-se lembrar que, para sistemas com pequena diferença nos valores dos potenciais padrão, em alguns casos, os papéis podem ser invertidos (os potenciais reais dependem, entre outras coisas, da concentração dos reagentes).

Célula de combustível

Montaremos o sistema a partir do primeiro experimento, substituindo apenas a solução de brometo de potássio e sulfato de zinco (VI) por uma solução a 10% de ácido sulfúrico (VI) H₂SO₄. Após 1-2 minutos de eletrólise (ocorrendo com a liberação de gás nos eletrodos), desligue a fonte de alimentação e com cuidado, para não remover bolhas de gás da superfície de grafite, meça a tensão com um voltímetro. Link criado! Após mudar o aparelho para o modo de medição de corrente, pode-se observar o desaparecimento de bolhas de gás na superfície dos eletrodos de grafite durante a reação. Sem entrar em detalhes do processo que causou a deposição de oxigênio e hidrogênio livre nos eletrodos, as reações na célula são as seguintes:

 (-) 2H2? 4 horas⁺ + 4e^-

(+) OU₂ + 4H⁺ + 4e^- ? 2h₂O

No total, ocorre a reação da síntese de água a partir dos elementos.

O sistema construído é um modelo de célula de combustível. A conversão direta da energia da reação entre o combustível e o oxidante em eletricidade é extremamente benéfica do ponto de vista da economia do processo? Não há necessidade de converter o calor da combustão em energia de vapor, que apenas aciona as turbinas. Não surpreendentemente, tais sistemas são projetados para resolver problemas de energia (e o lixo é água limpa). No entanto, o preço dos materiais de construção e a necessidade de produzir hidrogênio são um grande obstáculo.

Embora as células de combustível tenham sido usadas para gerar eletricidade nas áreas mais avançadas tecnologicamente, como o voo espacial (em algumas indústrias, os custos têm um papel secundário), sua história é muito longa. O primeiro protótipo funcional da célula hidrogênio-oxigênio foi construído pelo inventor britânico William Robert Grove em 1839.

O artigo apresenta vários tipos de links, diferentes dos discutidos em reuniões anteriores. Como o resto dos episódios? apenas os problemas desses sistemas, que são importantes não apenas como fonte de energia, são esboçados. No entanto, a necessidade de manter um tamanho de texto razoável impossibilita a discussão de muitos tópicos interessantes relacionados a links (encorajo os leitores interessados ​​a buscar informações por conta própria). No próximo episódio do ciclo, analisaremos a tabela de potenciais de meia célula. Haverá também ofertas de experiências interessantes.

aplicativo eletrônico

célula redox

Cada célula eletroquímica sofre oxidação (no ânodo) e redução (no cátodo). No entanto, no jargão químico, as células redox são referidas como um tipo específico de sistema.

Para o experimento, são necessárias soluções de iodeto de potássio KI e cloreto de ferro (III) FeCl.₃ e uma suspensão aquosa de amido (farinha de batata). Você também precisará de uma chave eletrolítica preenchida com uma solução concentrada de nitrato de potássio (V) KNO₃. Se não tivermos uma chave, basta dobrar várias vezes uma tira de papel de seda ou um fio de algodão embebido em uma solução de nitrato de potássio.

Usaremos hastes de grafite de células de Leclanche usadas como eletrodos (foto 1). Curto-circuite as extremidades dos eletrodos com um fio e mergulhe-os em béqueres com soluções de KI (com adição de pasta de amido) e FeCl.₃. Adicionalmente, combinamos soluções em vidros com chave eletrolítica ou um dos seus substitutos (foto 2). Depois de algum tempo, estrias roxas começam a aparecer no copo com solução de iodeto de potássio (foto 3), manchando gradualmente o vaso de cor escura (foto 4 e 5). É um produto característico da combinação de moléculas de iodo livres com moléculas de amido. O iodo foi formado como resultado da oxidação de ânions de iodeto no ânodo da célula:

(-) Ânodo: 2I^- ? ₂ + 2e^-

No segundo eletrodo (cátodo), os íons de ferro (III) foram reduzidos:

(+) Katoda: 2Fe³⁺ + 2e^- ? 2Fe²⁺

A célula redox criada no experimento tem o seguinte esquema:

(-) C | CI_aq || FeCl_3aq | C(+)

onde o símbolo de carbono C denota um eletrodo de grafite e || ? chave eletrolítica. A reação global no sistema é a oxidação de ânions I^- por cátions de Fe³⁺:

2 Fe³⁺ +2I^- ? 2Fe²⁺ + eu₂

célula redox

célula de concentração

Para o segundo experimento, você precisará de: uma solução de sulfato de cobre (II) CuSO₄, eletrodos de cobre, chave eletrolítica preenchida com solução concentrada de nitrato de potássio (V) KNO₃ e contador universal. Encha um dos béqueres com a solução de CuSO.₄e outra com a mesma diluição de 1:100 (por exemplo, 0,5 cm³ a solução retirada do primeiro copo, adicione água a um volume de 50 cm³) (foto 6). Após mergulhar os fios de cobre nos vidros e fechar o circuito com uma chave eletrolítica, meça a tensão entre os eletrodos da célula. É pequeno? cerca de uma dúzia ou várias dezenas de milivolts (foto 7).

As reações de dissolução e precipitação do cobre ocorrem nos eletrodos:

(-) Ânodo: Cu⁰ ? Com²⁺ + 2e^- (solução menos concentrada)

(+) Cátodo: Cu²⁺ + 2e^- ? Com⁰ (solução mais concentrada)

Depois de adicionar as equações de ambos os processos de eletrodo, verifica-se que nenhuma reação química ocorre no total! A força motriz da célula é apenas o desejo do sistema de equalizar as concentrações em ambos os vidros.