Relatório de Química Experimental 4

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INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DE ALAGOAS
CAMPUS PALMEIRA DOS ÍNDIOS
BACHARELADO EM ENGENHARIA ELÉTRICA
Relatório de Experimento N° 04
ELETROQUÍMICA
Realizado no dia 05/06/2023
David Gustavo Alves de Brito
Emile Paola Gomes Lima
Marcia Laise Gomes Soares
Marcos José Medeiros da Silva
Arapiraca/AL
JUNHO de 2023
INSTITUTO FEDERAL DE EDUCAÇÃO, CIÊNCIA E TECNOLOGIA DE
ALAGOAS
CAMPUS PALMEIRA DOS ÍNDIOS
BACHARELADO EM ENGENHARIA ELÉTRICA
David Gustavo Alves de Brito
Emile Paola Gomes Lima
Marcia Laise Gomes Soares
Marcos José Medeiros da Silva
Relatório de Experimento N° 04
ELETROQUÍMICA
Realizado no dia 05/06/2023
Relatório apresentado ao
Instituto Federal de Educação,
Ciência e Tecnologia de
Palmeira dos Índios, para
obtenção parcial de nota na
disciplina de Química
Experimental sob a orientação
do professor Israel Crescencio
da Costa.
Arapiraca/AL
JUNHO de 2023
SUMÁRIO
1. INTRODUÇÃO------------------------------------------------------------------04
1.1 OBJETIVO-------------------------------------------------------------------04
1.2 FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA----------------------------------------05
2. MATERIAIS E PROCEDIMENTOS-----------------------------------------06
2.1 MATERIAL UTILIZADO-------------------------------------------------06
2.2 PROCEDIMENTO EXPERIMENTAL----------------------------------06
3. RESULTADOS E DISCUSSÕES---------------------------------------------07
4. CONCLUSÕES-----------------------------------------------------------------12
REFERÊNCIAS-----------------------------------------------------------------12
1 - INTRODUÇÃO
A eletroquímica é o campo da química preocupado com a conversão de energia
elétrica em energia química (células eletrolíticas) e vice-versa (células galvânicas ou
eletroquímicas). A eletroquímica pode ser dividida em termodinâmica e cinética. A
termodinâmica eletroquímica lida com sistemas em equilíbrio, enquanto a cinética
eletroquímica lida com sistemas nos quais uma ou mais reações ocorrem fora do equilíbrio.
Neste experimento, algumas reações redox simples serão investigadas, uma célula galvânica
será construída e a eletrodeposição de cobre e níquel será realizada.
1.1 – OBJETIVO
O objetivo deste experimento é estudar algumas reações redox simples, construir
uma bateria primária e conduzir a eletrodeposição de cobre-níquel. Na primeira parte do
experimento, o objetivo foi observar reações redox entre diferentes metais e íons metálicos,
identificando quais metais são agentes redutores e quais são agentes oxidantes. Na segunda
parte do experimento, o objetivo era construir uma célula galvânica, especificamente uma
célula de Daniell, para entender seu funcionamento e medir o potencial da célula. O efeito da
adição de soluções de hidróxido e sulfeto na reação galvânica também foi investigado. Na
terceira parte do experimento, o objetivo era eletro depositar cobre em uma peça metálica
(neste caso uma chave) usando um banho de cobre. Outro objetivo foi determinar a massa de
Cu(OH)2 precipitada durante a eletrodeposição. Em resumo, este experimento visa fornecer
uma compreensão prática das reações redox, operação de células galvânicas e técnicas de
eletrodeposição de metais.
1.2 - FUNDAMENTAÇÃO TEÓRICA
Uma reação redox é uma reação química que envolve a transferência de elétrons
entre espécies químicas. Essas reações consistem em duas meias-reações: uma meia-reação de
oxidação (perda de elétrons) e uma meia-reação redutora (ganho de elétrons). Durante uma
reação redox, os elétrons são transferidos de uma espécie química para outra.
Uma bateria galvânica, também conhecida como bateria galvânica ou bateria
voltaica, é um dispositivo eletroquímico que converte energia química em energia elétrica por
meio de uma reação redox. Consiste em dois eletrodos (ânodo e cátodo) imersos em um
eletrólito e conectados por um circuito externo. Durante a operação da célula galvânica, os
elétrons são transferidos do ânodo para o cátodo através de um circuito externo, enquanto os
íons se movem através da solução eletrolítica para manter a neutralidade elétrica.
Uma bateria galvânica envolve uma reação redox que ocorre entre os dois eletrodos
(ânodo e cátodo) imersos em um eletrólito. A equação geral para a reação redox em uma
bateria galvânica pode ser representada da seguinte forma:
Oxidação no ânodo:
Anodo(s) → Anodo^n+(aq) + ne^-
Redução no cátodo:
Catodo^n+(aq) + ne^- → Catodo(s)
Aqui, Anodo representa a espécie química oxidada no ânodo, Anodo^n+ representa o
cátion formado durante a oxidação, Catodo^n+ representa o cátion presente no cátodo, e
Catodo representa a espécie química reduzida no cátodo.
Galvanoplastia é um processo eletroquímico no qual o metal é depositado em
eletrodos por meio da passagem de uma corrente elétrica. O processo é usado em uma
variedade de aplicações, como galvanização de peças metálicas para melhorar a resistência à
corrosão, formação de camadas decorativas ou fabricação de dispositivos eletrônicos. Durante
a eletrodeposição, os metais são reduzidos nos eletrodos de uma solução eletrolítica contendo
íons metálicos. Na galvanoplastia, a reação química que ocorre pode ser representada por uma
equação redox. A equação geral para a redução eletroquímica de um metal M em um eletrodo
é: M^+(aq) + ne^- → M(s)
Onde M^+(aq) é o cátion metálico presente na solução eletrolítica, e n representa o
número de elétrons envolvidos na reação de redução.
No anodo, onde ocorre a oxidação, ocorre uma reação oposta à redução no cátodo. A
equação geral para a oxidação eletroquímica de um metal M em um eletrodo é: M(s) →
M^+(aq) + ne^-
Portanto, durante a galvanoplastia, ocorre a oxidação do metal no ânodo e a redução
do metal no cátodo, permitindo a deposição do metal no eletrodo desejado.
2 - MATERIAIS E PROCEDIMENTO
Para as reações de oxi-redução, colocamos um fio de cobre lixado em um tubo de
ensaio com 3ml de FeSO4 0,1M, um prego em um tubo de ensaio com 3ml de CuSO4 0,1M
e um fio de cobre lixado em um tubo de ensaio com 3ml de AgNO3 0,1M, os quais foram
deixados em repouso.
Após isso, para a construção da pilha de Daniell, colocamos KCl 0,1M em um tubo
em forma de “U”. Tampamos com algodão, sem criar bolhas. Lixamos as lâminas de Zn e
Cu, lavamos com água destilada e secamos com algodão.
Transferimos para um béquer 70ml de ZnSO4 0,1M e para outro, CuSO4 0,1M.
então, mergulhamos a lâmina de Zn no ZnSO4 0,1M e o cobre no CuSO4. Colocamos a ponte
salina mergulhada e entre os béqueres e conectamos os eletrodos com voltímetro e lemos o
potencial da cela. Retiramos a ponte, lemos, colocamos novamente e então lemos de novo.
Adicionamos 20ml de NaOh 1,75M no CuSO4 0,1M e lemos o potencial da
pilha.
Adicionamos 20ml de sulfeto de sódio 1,0M, com agitação, no ZnSO4 0,1M.
Montamos a pilha com uma nova cela de Cu/Cu2+ , lemos o potencial e anotamos mudanças
de aparência.
Para a Eletrodeposição de cobre pegamos a chave, lixamos, lavamos com água
destilada e depois com álcool etílico. Secamos e fizemos sua pesagem sem tocar.
Medimos 10g de sulfato de cobre e em 50ml de água com 1g de ácido sulfúrico mergulhamos
um fio de cobre e outro fio de cobre foi usado para amarrar a chave. Conectamos estes
eletrodos na fonte e aguardamos a eletrodeposição. Quando ficou marrom metálico, lavamos
com água destilada e então álcool etílico, secamos e pesamos.
Para a eletrodeposição de níquel, nós então medimos 6g de sulfato de níquel, 0,75g
de cloreto de amônio e 0,75g de ácido bórico e dissolvemos em 50ml de água
destilada.Verificamos o ph.
Mergulhamos o eletrodo de cobre e a chave, conectados à fonte e esperamos a
eletrodeposição, aparecendo uma cor prata metálica. Desconectamos a cela, retiramos a
chave, lavamos, secamos e pesamos.
Para o tratamento dos dados, foi necessário calcular o número de moles de cobre e de
níquel eletrodepositados na chave.
3 - RESULTADOS E DISCUSSÕES
Parte I: Reações de Oxirredução
Na primeira parte, obtivemosos seguintes valores conforme apresentados na Tabela
abaixo:
Tabela 1: Oxidação e Redução da parte I.
𝐹𝑒𝑆𝑂
4
+ 𝐶𝑢 Inalterado
𝐶𝑢𝑆𝑂
4
+ 𝑃𝑟𝑒𝑔𝑜 Oxida
𝐴𝑔𝑁𝑂
3
+ 𝐶𝑢 Reduz
Fonte: Autores.
Analisando as semirreações, no primeiro caso temos:
(reação de oxidação)𝐶𝑢 → 𝐶𝑢
 
2+ + 2𝑒− 
(reação de redução)𝐹𝑒
 
2+ + 2𝑒− → 𝐹𝑒 
Observamos que o ferro recebe dois elétrons do cobre, resultando em . A𝐶𝑢
 
2+
eletronegatividade está relacionada ao raio atômico, conforme indicado pela tabela de
potenciais:
ε𝑜 𝑟𝑒𝑑𝑢çã𝑜 (𝐹𝑒) = − 0, 44 𝑉
ε𝑜 𝑟𝑒𝑑𝑢çã𝑜 (𝐶𝑢) = + 0, 34 𝑉
O potencial negativo do ferro indica que ele é um melhor agente redutor do que o
cobre, porém, como não temos ferro líquido, nada acontece.
No tubo contendo uma solução de sulfato de cobre e um prego de ferro, notamos que
ele fica mais escuro, semelhante a uma ferrugem, devido à seguinte reação:
𝐶𝑢𝑆𝑂
4 
+ 𝐹𝑒 → 𝐹𝑒𝑆𝑂
4 
+ 𝐶𝑢
Como o potencial do cobre é superior, o Cu atua como agente oxidante, e as semi
reações correspondentes são:
𝐶𝑢
 
2+ + 2𝑒− → 𝐶𝑢 ε𝑜 𝑟𝑒𝑑𝑢çã𝑜 (𝐶𝑢) = + 0, 34 𝑉 
𝐹𝑒 → 𝐹𝑒
 
2+ + 2𝑒− ε𝑜 𝑟𝑒𝑑𝑢çã𝑜 (𝐹𝑒) = − 0, 44 𝑉 
No tubo contendo um fio de cobre e uma solução de nitrato de prata, observamos a
formação de um sólido prateado, de acordo com a seguinte reação:
𝐴𝑔𝑁𝑂
3 
+ 𝐶𝑢 → 𝐶𝑢𝑁𝑂
3 
+ 𝐴𝑔
(𝑠)
O poder de redução da prata é menor do que o do cobre, portanto, ocorre a redução, e
as semi reações envolvidas são:
𝐴𝑔
 
2+ + 2𝑒− → 𝐴𝑔 ε𝑜 𝑟𝑒𝑑𝑢çã𝑜 (𝐴𝑔) = + 0, 80 𝑉 
𝐶𝑢 → 𝐶𝑢
 
2+ + 2𝑒− ε𝑜 𝑟𝑒𝑑𝑢çã𝑜 (𝐶𝑢) = + 0, 34 𝑉 
O cobre possui um potencial de redução menor, tornando a prata o agente oxidante.
Parte II.1: Construção da Pilha de Daniell
Na segunda parte, montamos o esquema da pilha de Daniell, conforme o esquema
abaixo:
Figura 1: Representação da montagem da célula de Daniell.
Fonte: Web. Disponível em: https://mundoeducacao.uol.com.br/quimica/pilha-daniell.htm.
Observamos que a seguinte reação ocorre de forma espontânea:
𝑍𝑛
(𝑠) 
+ 𝐶𝑢2+ ↔ 𝑍𝑛2+ + 𝐶𝑢
(𝑠)
Podemos representar essa reação de forma esquemática, que pode ser adaptada para
diferentes pilhas com diferentes eletrodos metálicos:
𝑍𝑛 𝑍𝑛2+|||
||| 𝐶𝑢
2+|||
|||𝐶𝑢
Nessa reação, cada átomo de zinco fornece dois elétrons para os íons cobre, . As𝐶𝑢2+
semirreações que ocorrem nos dois eletrodos são:
𝑍𝑛
(𝑠)
 ↔ 𝑍𝑛
 
2+ + 2𝑒− ε𝑜 𝑟𝑒𝑑𝑢çã𝑜 (𝑍𝑛) = − 0, 762 𝑉 
𝐶𝑢
 
2+ + 2𝑒− ↔ 𝐶𝑢
(𝑠)
 ε𝑜 𝑟𝑒𝑑𝑢çã𝑜 (𝐶𝑢) = + 0, 339 𝑉 
O valor da diferença de potencial ( ) é calculado como :∆ε𝑜 ∆ε𝑜 = ε𝑜
𝑐á𝑡𝑜𝑑𝑜
− ε𝑜
â𝑛𝑜𝑑𝑜
∆ε𝑜 = + 0, 399 𝑉 − (− 0, 762 𝑉) = + 1, 1 𝑉
Portanto, o valor teórico do potencial da célula de Daniell, nas condições padrão, é
1,1V. Foi medido experimentalmente um valor de 1,087 V, que está dentro do esperado.
Parte II.2: Efeito do hidróxido e do sulfeto
Quando adicionamos 20 mL de uma solução de 1,75M à solução de𝑁𝑎𝑂𝐻
 
𝐶𝑢𝑆𝑂
4 
0,1M em um béquer, observamos a formação de um sólido gelatinoso em toda a mistura,
alterando a cor da solução para azul escuro, conforme está representada na equação:
Ao adicionar hidróxido de sódio ( ) à solução de , ocorre a seguinte𝑁𝑎𝑂𝐻 𝐶𝑢𝑆𝑂
4 
reação:
2𝑁𝑎𝑂𝐻
(𝑎𝑞) 
+ 𝐶𝑢𝑆𝑂
4
→ 𝐶𝑢(𝑂𝐻)
2 (𝑠)
+ 𝑁𝑎
2
𝑆𝑂
4
Com essa adição, o potencial observado foi de 0,935 V. Os hidróxidos ( ) são𝑂𝐻−
insolúveis, portanto o hidróxido de cobre forma um precipitado. A equação da reação é:
𝐶𝑢
(𝑎𝑞) 
2+ + 2𝑂𝐻
(𝑎𝑞)
− → 𝐶𝑢(𝑂𝐻)
2 (𝑠)
Observamos que dois ânions de hidróxido reagem com um cátion cobre, formando o
precipitado. Calculamos o número de mols e a massa de cobre, assim como a massa do
hidróxido que reagiu.
Usando cálculos de massa molar, encontramos a massa de como 1,117g. A𝐶𝑢𝑆𝑂
4
partir disso, utilizando regra de três, calculamos a massa de como . Da𝐶𝑢
 
2+ 445 · 10
 
−3𝑔
mesma forma, encontramos a massa do hidróxido que reagiu, considerando que o cobre é o
reagente limitante. Nesse caso, a massa de é de , resultando em uma2𝑂𝐻
 
− 23, 8 · 10
 
−3𝑔
massa de de 0,468g.𝐶𝑢(𝑂𝐻)
2 (𝑠) 
O precipitado gelatinoso é o hidróxido de cobre, responsável pela diminuição dos
íons de cobre na solução. Isso ocorre devido à diluição na solução, o que reduz o potencial. A
relação quantitativa entre concentração e potencial de eletrodo é descrita pela equação de
Nernst, proposta por Walther Nernst, que relaciona o potencial de eletrodo com a temperatura
e a atividade das espécies.
A equação de Nernst é expressa como:
ε = ε𝑜 − 𝑅𝑇𝑛𝐹 𝑙𝑛
[𝐵]𝑏
[𝐴]𝑎
Se o potencial de eletrodo for expresso em volts e a temperatura for 25°C (298 K),
convertendo o logaritmo natural para logaritmo na base 10, temos a forma mais comum da
equação de Nernst.
Utilizamos essa equação para relacionar a concentração com os potenciais,
comparando os valores teóricos com os valores obtidos por meio de um multímetro para
quatro células com concentrações variáveis de ( ) e𝐶𝑢𝑆𝑂
4
10−1, 10−3, 10−5 𝑒 10−7 𝑀
concentrações fixas de (0,1M). Tomando como base a reação global:𝑍𝑛𝑆𝑂
4
.𝑍𝑛
(𝑠) 
+ 𝑍𝑛
(𝑎𝑞)
2+ → 𝑍𝑛
(𝑎𝑞)
2+ + 𝐶𝑢
(𝑠)
Tabela 2: Relação da concentração com o potencial.
Concentração ε padrão ε medido
10−1 1,10 V 1,087 V
10−3 1,04 V 1,013 V
10−5 0,98 V 0,980 V
10−7 0,92 V 0,936 V
Fonte: Autores.
A partir dos dados experimentais, observamos que quanto mais diluída a solução de
, menor é o potencial da célula. Isso ocorre porque quanto menor a concentração do𝐶𝑢𝑆𝑂
4
sal, menor será a concentração dos íons na solução, resultando em uma quantidade menor de
íons de cobre disponíveis para se reduzir e receber elétrons.
Parte III.1: Eletrodeposição do cobre
Durante a etapa de cobreação, a chave foi lixada para remover completamente o
revestimento anterior. Em seguida, ela foi lavada com água destilada e álcool etílico, e sua
massa foi determinada em uma balança semi-analítica, resultando em 7,5981 g.
Posteriormente, preparamos um banho de cobre pesando 10 g de sulfato de cobre e
dissolvendo essa massa em 1 g de uma solução aquosa de ácido sulfúrico, conforme indicado
pela reação abaixo:
𝐶𝑢
 (𝑎𝑞)
2+ + 2𝑒− → 𝐶𝑢
(𝑠)
0 
Dessa forma, os íons de cobre depositaram-se sobre a chave como resultado tanto da
redução da solução de sulfato de cobre quanto da oxidação do ânodo de cobre presente na
célula eletrolítica. Após algum tempo, percebemos que cometemos um erro ao conectar os
eletrodos à solução, resultando em uma chave completamente escura. Mesmo assim,
pensamos na chave escura e a quantidade de massa depositada na chave foi de 0,0198 g.
Parte III.2: Eletrodeposição do níquel
No experimento de niquelação, a massa da chave foi medida previamente, sendo de
6,814g, e a chave foi preparada para o banho de níquel contendo nitrato de níquel, cloreto de
amônio e ácido bórico. Após a dissolução dessas substâncias em 50 mL de água destilada,
observamos que o pH da solução era de pH=4. Durante a eletrodeposição do níquel na chave,
foi observada a liberação de gás hidrogênio, conforme demonstrado na reação abaixo:
2𝐻
 
+ + 2𝑒 → 𝐻
2
O pH desempenha um papel importante nos banhos de níquel. Para manter um
controle adequado, utilizamos o ácido bórico, uma substância tampão. O ácido bórico atua
como um tampão, especialmente na conexão entre o cátodo e o banho, onde ocorre um
aumento acentuado do pH devido ao consumo de íons e formação de .𝐻
 
+ 𝐻
 2
Após aplicar a fonte de energia na célula eletrolítica, observamos que a chave
adquiriu uma coloração semelhante à prata metálica. Em seguida, retiramos a chave da
solução na qual estava imersa e a lavamos cuidadosamente com água destilada e álcool
etílico. Posteriormente, secamos a chave em uma estufa e determinamos sua nova massa
utilizando uma balança analítica, que foiregistrada como 5,8334g.
4 - CONCLUSÕES
Pode-se concluir que, através dos experimentos à qual foram reproduzidos com o
conhecimento da eletroquímica é possível visualizar e entender os resultados obtidos. A
oxi-redução ocorre mediante a transferências de elétrons entre dois materiais distintos. O
material que doa elétrons sofre uma reação de oxidação, chamado de agente redutor, com o
material que recebe elétrons acontece uma reação de redução, que sua por sua vez é o agente
oxidante, como ocorre na “Pilha de Daniell”. E ainda conseguir saber quanto está sendo
convertido de energia química em energia elétrica.
A eletrodeposição se constitui em um processo que tem por principal finalidade
proteger uma peça metálica contra corrosão, através do revestimento com outro metal. O
metal impede a interação da peça com o ar, umidade, assim evitando, a corrosão. Dependendo
do metal utilizado para o revestimento se altera o nome do processo, como, por exemplo:
niquelação, galvanização, prateação e entre outros.
Com tudo, fundamenta-se a importância do conhecimento prático e teórico da
eletroquímica.
5 - REFERÊNCIAS BIBLIOGRÁFICAS
Russel, J. B. Química Geral, Vol. 1. 2ª edição, São Paulo; Makron Books, 1994.
Cook, A . G.; Tolliver, R. M. and Williams, J. E., J. Chem. Educ., 1994, 71, 160.
Morris, H.; Arena, S., Fundamentos de Química Geral” 9ª e d. Editora LTC, cap. 1 1998.
QUESTÕES
1)Consulte uma tabela de potenciais e calcule o para cada equação química da(△ε0)
parte I. Baseado nos valores destes potenciais qual é o metal com maior caráter redutor?
o cobre metálico é um agente redutor mais forte (perde elétrons mais facilmente) do
que a prata metálica.
2) Suponha que você tenha um soldadinho de chumbo e que deseja protegê-lo da
corrosão. Isto pode ser feito guardando-o numa solução adequada. Entre as soluções
utilizadas na parte II qual (ou quais) você escolheria para proteger o brinquedo?
A eletrodeposição, pois seria necessário o revestimento com outro metal resistente a
oxidação, como o processo da galvanização, a qual é muito utilizado. Assim de forma
adequada o brinquedo estaria protegido da corrosão.
3) Explique a função da ponte salina numa pilha.
A função da ponte salina é permitir a migração de íons. Assim, ela ajuda a fazer com
que as cargas positivas e negativas em cada solução permaneçam em equilíbrio. Com isso, ela
permite o prolongamento do funcionamento da pilha.