Relatório Eletroquímica e Corrosão - QGE docx

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UNIVERSIDADE FEDERAL DE MINAS GERAIS
Instituto de Ciências Exatas - ICEX
Departamento de Química
Eletroquímica e Corrosão
Relatório apresentado pelos alunos do
primeiro período de Química a disciplina
Química Geral Experimental, como
critério parcial para avaliação de notas.
Professora Dalva Ester da Costa Ferreira
Alyce Laura Urias Brito
Bruno Matozinhos Melo
Ludmila Querem Teixeira
Belo Horizonte
2023
Parte I – Objetivo
R. Realizar experimentos e observar a espontaneidade de reações de oxidação e redução,
através da montagem da pilha de Daniell e da observação dos produtos da reação de
eletrólise. Além disso, executar experiências para observar a corrosão úmida do ferro.
Parte II – Introdução
II.1 Diferencie os processos de conversão da energia elétrica em energia química e
vice-versa (eletroquímica) para células galvânicas e eletrolíticas.
R. Em células galvânicas, ocorre a conversão da energia química em energia elétrica de
forma espontânea. Já em células eletrolíticas, é necessário a aplicação de certa quantidade de
energia no sistema para que a reação ocorra, ou seja, há a conversão da energia elétrica em
energia química. A reação é forçada a acontecer por meio da energia aplicada, logo, não se
trata de uma reação espontânea.
Parte III – Resultados e Discussão
III.1 No Procedimento 1 da prática de eletroquímica, colocamos em um tubo de ensaio
pequena quantidade da solução de cobre(II) e, em seguida, mergulhamos nesta solução
um prego previamente limpo.
a) Que evidência de transformação você observou olhando o prego antes e após ser
mergulhado na solução?
R. A evidência da transformação é a mudança da coloração do prego, que antes de ser
mergulhado apresentava uma cor prata e após o experimento adquiriu uma cor
bronze/avermelhada, devido a deposição do cobre em sua superfície..
b) Escreva a equação que descreve a reação química.
R. Fe(s)+ CuSO4(aq) → FeSO4(aq) + Cu(s)
Fe(s) → Fe2+(aq) + 2e-
Cu2+(aq) + 2e- → Cu(s)
c) Qual é o fenômeno que ocorreu na superfície do metal? Justifique sua resposta
baseando-se no potencial da reação.
R. Há uma reação espontânea de oxirredução, gerando uma deposição de cobre na
superfície do prego devido a sua redução de Cu2+(aq) em Cu(s). Isso ocorre pois o cobre possui
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um potencial de redução de +0,34 volts, enquanto que o ferro possui um potencial de redução
de -0,44 volts, logo o cobre possui um potencial menor (em módulo) e, dessa forma, reduz
gerando o metal cobre que deposita-se na superfície.
d) Em seguida, ainda no procedimento 1 (eletroquímica), mergulhamos uma lâmina de
cobre em uma solução contendo íons zinco(II). Alguma evidência de transformação foi
observada? Justifique sua resposta baseando-se no potencial da reação.
R. Não foi observada nenhuma evidência de transformação. O potencial de redução do
zinco é de -0,76 volts e o do cobre é de +0,34, logo o zinco não irá reduzir de Zn2+(aq) em Zn(s)
pois quem possui menor potencial (em módulo) é o cobre. Dessa forma, conclui-se que essa
não é uma reação espontânea (potencial padrão da reação é negativo).
III.2 No Procedimento 2 da prática de eletroquímica fez-se a montagem da célula de
Daniell.
a) Escreva as equações das semirreações que ocorrem nos eletrodos (cátodo e ânodo), a
reação global e calcule a diferença de potencial (∆ε°).
R.
Cátodo: Cu2+(aq) + 2e- →Cu(s) E°red = 0,34 V
Ânodo: Zn(s) → Zn2+(aq) + 2e- E°oxi = 0,76 V
Reação global: Zn(s) + Cu2+(aq) → Cu(s) + Zn2+(aq) ∆E°cél = 0,34V + 0,76V= 1,10 V
b) Qual foi o valor da diferença de potencial lida no voltímetro? Compare o valor
experimental com o valor teórico e calcule o erro percentual.
R. Dados: EVoltímetro (medido) = 1,07 V < E°cél (tabelado) = 1,10 V
Provavelmente porque o experimento não foi realizado em condições padrão.
Erro Relativo (CV%) = 𝑋𝑚𝑒𝑑𝑖𝑑𝑜 − 𝑋𝑡𝑎𝑏𝑒𝑙𝑎𝑑𝑜𝑋𝑡𝑎𝑏𝑒𝑙𝑎𝑑𝑜
|| || × 100% = 2, 73% 
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III.3 No Procedimento 3 da prática de eletroquímica, fez-se a eletrólise de uma solução
de iodeto de potássio.
a) Escreva as equações das semirreações que ocorrem nos eletrodos (cátodo e ânodo), a
reação global e calcule a diferença de potencial (∆ε°) da célula eletrolítica.
R. Cátodo: 2 H2O (aq) + 2e → 2 OH (aq) + H2 (g) E°red = -0,83 V− −
Ânodo: 2 I → I2 (s) + 2e E°oxi = - 0,54 V− −
Reação Global: 2 I (aq) + 2 H2O(aq) → I2(s) + 2 OH (aq) + H2(g)− −
∆E°cél = -0,83V + (-0,54)V= -1,37 V
b) Quais eletrodos foram usados na célula eletrolítica? Por que esses eletrodos são
inertes?
R. Foram usados eletrodos de grafite na célula eletrolítica. Esses eletrodos são inertes,
pois não participam da reação (não oxida nem reduz), apenas conduzem os elétrons.
c) Por que o íon K (aq) não sofreu eletrólise?+
R. O íon K não sofreu eletrólise, tendo em vista que o potencial, em módulo,+
necessário para que a água reduzisse (E°red = |-0,83 V|) é menor que o do potássio (E°red =
|-2,92 V|). Logo, é mais favorável, ou seja, demanda uma menor quantidade de energia,
reduzir a água ao invés do potássio.
III.4 No Procedimento 1 da prática de corrosão, fez-se a verificação das áreas anódicas e
catódicas de uma gota de solução de cloreto de sódio, contendo indicador ferroxílico e
fenolftaleína, colocada sobre uma placa de ferro limpa.
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a) Explique onde se localizam o ânodo e o cátodo no sistema gota-placa de ferro.
R. Após a adição da solução na placa de ferro e alguns minutos de espera, notou-se a
formação visual da área catódica e anódica representadas respectivamente pelas cores azul e
rosa, sendo o ânodo expresso por manchas azuis no centro da placa e o cátodo identificado ao
redor da solução empoçada na placa na cor rosa.
As cores são características dos indicadores utilizados, sendo o responsável pela
coloração azul o Ferricianeto de Potássio que indicou a presença de íons Fe2+. Já a cor rosa é
atribuída à presença de base nas extremidades da “poça” de solução sobre a placa, ou seja, a
área em contato com O2.
Conclui-se que o Ferro sofreu oxidação, promovida por oxigênio em presença de
água.
O Fe2+ (aq) resultante da reação reage com o Ferricianeto de Potássio, resultando no
precipitado azul de Ferricianeto de Ferro, Fe3[Fe(CN)6] 2 (s).
Na região central da gota (ânodo) formou-se o precipitado e os elétrons orientados
dessa oxidação migraram para a periferia (cátodo), proporcionando a redução do oxigênio em
presença da água, originando o Íon Hidróxido, que ficou rósea em presença do indicador
fenolftaleína.
Em resumo,
Ânodo Cátodo
Fe (s) → Fe2+ (aq) + 2e- 2H2O (l) + O2 (g) + 4e-→ 4OH- (aq)
Região Central Região Periférica (Borda)
Oxidação do Ferro Redução da Água
Formação de Fe2+, evidenciado pela
coloração azulada do indicador ferroxílico.
Formação de OH- , evidenciado pela
coloração rósea da fenolftaleína.
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b) Escreva as equações das semirreações anódicas e catódicas, a reação global e a
diferença de potencial (∆ε°) calculada.
R. Cátodo: 2H2O (l) + O2 (g) + 4e- → 4OH- (aq) E°red = 0,40 V
Ânodo: Fe (s) → Fe2+ (aq) + 2e- E°oxi = 0,44 V
Reação Global: 2Fe (s) + 2H2O (l) + O2 (g) → 2Fe (OH)2 (aq)
∆E°cél = 0,44 +0,40 → 0,84 V
III.5 No Procedimento 2 da prática de corrosão fez-se a corrosão galvânica utilizando
placas de Fe/Cu e Fe/Zn unidas por meio de um fio de cobre soldado. As placas foram
mergulhadas em aproximadamente 3 mL de solução de cloreto de sódio contendo
indicador ferroxílico e fenolftaleína.
a) Escreva as equações das semirreações anódicas e catódicas ocorridas em cada caso, a
reação global e a diferença de potencial (∆ε°) calculada.
R. SISTEMA DE FERRO E COBRE
Cátodo: 2H2O (l) + O2 (g) +4e- → 4OH- (aq) E°red = 0,40 V
Ânodo: 2Fe (s) → 2Fe2+ (aq) + 4e- E°oxi = 0,44 V
Reação Global: 2Fe (s) + 2H2O (l) + O2 (g) → 2Fe(OH)2 (aq)
∆E°cél = 0,44 +0,40 → 0,84 V
SISTEMA DE FERRO E ZINCO
Cátodo: 2H2O (l) + O2 (g) +4e- → 4OH- (aq) E°red = 0,40 V
Ânodo: 2Zn (s) → 2Zn2+ (aq) + 4e- E°oxi = 0,76 V
Reação Global: 2Zn (s) + 2H2,O (l) + O2 (g) → 2Zn(OH)2 (aq)
∆E°cél = 0,40 + 0,76 → 1,16 V
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b)Por que a cor azul não foi observada no experimento em que foi utilizada a placa de
Fe/Zn?
R. Como o zinco apresenta maior potencial de oxidação ( E°oxi = 0,76 V), ele se oxida
mais facilmente que o ferro ( E°red = 0,40 V). Diante disso, neste caso em específico, não
haverá formação de Fe2+, de modo que o indicador ferroxílico nao se tornará azul.
Parte IV – Conclusão
Acerca dos experimentos de eletroquímica, pode-se comprovar a natureza elétrica de
algumas reações químicas, que podem ser ou não espontâneas. Foi possível observar também
que uma reação de oxirredução é previsível, e pode-se saber o potencial padrão de cada uma
delas através de dados já obtidos. Também pode ver a importância da ponte salina, mantendo
o sistema neutro. Além disso, foi possível observar a eletrólise, que, ao contrário da pilha,
converte em energia elétrica em energia química.
Ademais, diante dos experimentos de corrosão é importante ressaltar que o estudo das
reações de corrosão é importante principalmente nas grandes indústrias que utilizam esse tipo
de material, pois o conhecimento sobre as propriedades desses elementos ajuda na sua
obtenção e também a evitar perdas desses materiais pelo processo de corrosão.
Podemos ver pela prática o significado de metal de sacrifício (ou eletrodo de
sacrifício), onde em um meio que favorece a corrosão (meio oxidante) é utilizado um metal
com menor poder de redução para ser oxidado em seu lugar, com o objetivo de evitar grandes
perdas. Um exemplo disso são os cascos de navio, que em geral são feitos de ferro, são
colocadas placas de zinco que se oxidam mais facilmente que o ferro. Por isso denominado
metal de sacrifício.
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